Στη ζωή συναντάμε διαφορετικές χημικές αντιδράσεις. Μερικά από αυτά, όπως η σκουριά του σιδήρου, μπορούν να διαρκέσουν αρκετά χρόνια. Άλλα, όπως η ζύμωση ζάχαρης σε αλκοόλ, χρειάζονται αρκετές εβδομάδες. Τα καυσόξυλα σε μια σόμπα καίγονται σε μερικές ώρες και η βενζίνη σε έναν κινητήρα καίγεται σε κλάσματα δευτερολέπτου.

Για να μειωθεί το κόστος του εξοπλισμού, τα χημικά εργοστάσια αυξάνουν την ταχύτητα των αντιδράσεων. Και ορισμένες διαδικασίες, για παράδειγμα, ζημιές τρόφιμα, διάβρωση μετάλλων - πρέπει να επιβραδυνθεί.

Ταχύτητα χημική αντίδραση μπορεί να εκφραστεί ως μεταβολή της ποσότητας της ύλης (n, modulo) ανά μονάδα χρόνου (t) - συγκρίνετε την ταχύτητα ενός κινούμενου σώματος στη φυσική ως μεταβολή των συντεταγμένων ανά μονάδα χρόνου: υ = Δx/Δt. Για να μην εξαρτάται η ταχύτητα από τον όγκο του δοχείου στο οποίο γίνεται η αντίδραση, διαιρούμε την έκφραση με τον όγκο των αντιδρώντων ουσιών (v), δηλαδή παίρνουμεαλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου, ή αλλαγή στη συγκέντρωση μιας από τις ουσίες ανά μονάδα χρόνου:

n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δσ/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

όπου c = n / v είναι η συγκέντρωση της ουσίας,

Το Δ (διαβάστε "δέλτα") είναι ένας γενικά αποδεκτός προσδιορισμός για μια αλλαγή στην τιμή.

Αν στην εξίσωση για ουσίες διαφορετικές πιθανότητες, ο ρυθμός αντίδρασης για καθένα από αυτά, που υπολογίζεται χρησιμοποιώντας αυτόν τον τύπο, θα είναι διαφορετικός. Για παράδειγμα, 2 mole διοξειδίου του θείου αντέδρασαν πλήρως με 1 mole οξυγόνου σε 10 δευτερόλεπτα σε 1 λίτρο:

2SO2 + O2 = 2SO3

Ο ρυθμός οξυγόνου θα είναι: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Ταχύτητα για το διοξείδιο του θείου: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- αυτό δεν χρειάζεται να απομνημονευτεί και να ειπωθεί κατά τη διάρκεια της εξέτασης, το παράδειγμα δίνεται για να μην μπερδευτούμε αν προκύψει αυτή η ερώτηση.

Ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων (που περιλαμβάνουν στερεά) εκφράζεται συχνά ανά μονάδα επιφάνειας επιφανειών που έρχονται σε επαφή:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Οι αντιδράσεις ονομάζονται ετερογενείς όταν τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις:

• ένα στερεό με ένα άλλο στερεό, υγρό ή αέριο,
• δύο μη αναμίξιμα υγρά
• υγρό με αέριο.

Οι ομοιογενείς αντιδράσεις συμβαίνουν μεταξύ ουσιών σε μία φάση:

• μεταξύ καλά αναμεμειγμένων υγρών,
• αέρια,
• ουσίες σε διαλύματα.

Συνθήκες που επηρεάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων

1) Η ταχύτητα αντίδρασης εξαρτάται από φύση των αντιδρώντων. Με απλά λόγια, διαφορετικές ουσίεςαντιδρούν με διαφορετικές ταχύτητες. Για παράδειγμα, ο ψευδάργυρος αντιδρά βίαια με το υδροχλωρικό οξύ, ενώ ο σίδηρος αντιδρά μάλλον αργά.

2) Όσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης, τόσο πιο γρήγορη συγκέντρωσηουσίες. Ο ψευδάργυρος θα αντιδράσει πολύ περισσότερο με ένα πολύ αραιό οξύ.

3) Η ταχύτητα αντίδρασης αυξάνεται σημαντικά με την αύξηση θερμοκρασία. Για παράδειγμα, για να καεί το καύσιμο, είναι απαραίτητο να το ανάψετε, δηλ. να αυξήσετε τη θερμοκρασία. Για πολλές αντιδράσεις, μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C συνοδεύεται από 2 έως 4 φορές αύξηση του ρυθμού.

4) Ταχύτητα ετερογενήςοι αντιδράσεις αυξάνονται με την αύξηση επιφάνειες αντιδρώντων ουσιών. Τα στερεά συνήθως αλέθονται για το σκοπό αυτό. Για παράδειγμα, για να αντιδράσουν οι σκόνες σιδήρου και θείου όταν θερμαίνονται, ο σίδηρος πρέπει να έχει τη μορφή λεπτού πριονιδιού.

Σημειώστε ότι σε σε αυτήν την περίπτωσηο τύπος (1) υπονοείται! Ο τύπος (2) εκφράζει την ταχύτητα ανά μονάδα επιφάνειας, επομένως δεν μπορεί να εξαρτάται από την περιοχή.

5) Ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από την παρουσία καταλυτών ή αναστολέων.

Καταλύτες- ουσίες που επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις, αλλά δεν καταναλώνονται. Ένα παράδειγμα είναι η ταχεία αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου με την προσθήκη ενός καταλύτη - οξειδίου του μαγγανίου (IV):

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Το οξείδιο του μαγγανίου (IV) παραμένει στο κάτω μέρος και μπορεί να επαναχρησιμοποιηθεί.

Αναστολείς- ουσίες που επιβραδύνουν την αντίδραση. Για παράδειγμα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται σε ένα σύστημα θέρμανσης νερού για να παρατείνουν τη διάρκεια ζωής των σωλήνων και των μπαταριών. Στα αυτοκίνητα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται στο υγρό φρένων και ψυκτικού υγρού.

Μερικά ακόμη παραδείγματα.

Στόχος της εργασίας:μελέτη του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης και της εξάρτησής της από διάφορους παράγοντες: φύση των αντιδρώντων, συγκέντρωση, θερμοκρασία.

Οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν με διαφορετικούς ρυθμούς. Ταχύτητα χημικής αντίδρασηςονομάζεται η μεταβολή της συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος ανά μονάδα χρόνου. Είναι ίσος με τον αριθμό των γεγονότων αλληλεπίδρασης ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου για μια αντίδραση που συμβαίνει σε ένα ομοιογενές σύστημα (για ομοιογενείς αντιδράσεις) ή ανά μονάδα επιφάνειας διεπαφής για αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ετερογενές σύστημα (για ετερογενείς αντιδράσεις).

μέση ταχύτητααντιδράσεις κατά μέσο όρο. στο χρονικό διάστημα από t 1πριν t 2καθορίζεται από τη σχέση:

Οπου Γ 1Και Γ 2– μοριακή συγκέντρωση οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση σε χρονικά σημεία t 1Και t 2αντίστοιχα.

Το σύμβολο «–» πριν από το κλάσμα αναφέρεται στη συγκέντρωση πρώτες ύλες, Δ ΜΕ < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔΜΕ > 0.

Οι κύριοι παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης: η φύση των αντιδρώντων, η συγκέντρωσή τους, η πίεση (εάν εμπλέκονται αέρια στην αντίδραση), η θερμοκρασία, ο καταλύτης, η περιοχή διεπαφής για ετερογενείς αντιδράσεις.

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι πολύπλοκες διεργασίες που συμβαίνουν σε διάφορα στάδια, δηλ. που αποτελείται από πολλές στοιχειώδεις διαδικασίες. Οι στοιχειώδεις ή απλές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα βήμα.

Για τις στοιχειώδεις αντιδράσεις, η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση εκφράζεται με το νόμο της δράσης της μάζας.

Σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές.

Για αντίδραση σε γενική εικόνα

a A + b B… → c C,

σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης vεκφράζεται με την αναλογία

v = К∙с(А) а ∙ с(В) β,

Οπου γ(Α)Και s(B)– μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδρώντων Α και Β.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ– σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης, ίση με v, Αν γ(Α)α=1 και γ(Β)β=1, και ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία, τον καταλύτη και την περιοχή διεπαφής για ετερογενείς αντιδράσεις.

Η έκφραση του ρυθμού αντίδρασης ως συνάρτηση της συγκέντρωσης ονομάζεται κινητική εξίσωση.

Στην περίπτωση πολύπλοκων αντιδράσεων, ο νόμος της μαζικής δράσης ισχύει για κάθε μεμονωμένο στάδιο.

Για ετερογενείς αντιδράσεις, η κινητική εξίσωση περιλαμβάνει μόνο τις συγκεντρώσεις αερίων και διαλυμένων ουσιών. ναι, για καύση άνθρακα

C (k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

η εξίσωση της ταχύτητας έχει τη μορφή

v = K∙s(O 2)

Λίγα λόγια για τη μοριακή και κινητική σειρά της αντίδρασης.

Εννοια "μοριακότητα της αντίδρασης"ισχύει μόνο για απλές αντιδράσεις. Η μοριακότητα μιας αντίδρασης χαρακτηρίζει τον αριθμό των σωματιδίων που συμμετέχουν σε μια στοιχειώδη αλληλεπίδραση.

Υπάρχουν μονο-, δι- και τριμοριακές αντιδράσεις, στις οποίες συμμετέχουν ένα, δύο και τρία σωματίδια, αντίστοιχα. Η πιθανότητα σύγκρουσης τριών σωματιδίων ταυτόχρονα είναι μικρή. Η στοιχειώδης διαδικασία αλληλεπίδρασης περισσότερων από τριών σωματιδίων είναι άγνωστη. Παραδείγματα στοιχειωδών αντιδράσεων:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (μονομοριακό)

H 2 + I 2 → 2HI (διμοριακό)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (τριμοριακό)

Η μοριακότητα των απλών αντιδράσεων συμπίπτει με τη γενική κινητική σειρά της αντίδρασης. Η σειρά της αντίδρασης καθορίζει τη φύση της εξάρτησης του ρυθμού από τη συγκέντρωση.

Η γενική (ολική) κινητική σειρά μιας αντίδρασης είναι το άθροισμα των εκθετών στις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων στην εξίσωση του ρυθμού αντίδρασης, που προσδιορίζεται πειραματικά.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται. Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται κατά προσέγγιση από τον κανόνα Van't Hoff.

Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 μοίρες, ο ρυθμός των περισσότερων αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

όπου και είναι ο ρυθμός αντίδρασης, αντίστοιχα, σε θερμοκρασίες t 2Και t 1 (t 2 > t 1);

γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, αυτός είναι ένας αριθμός που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 0.

Χρησιμοποιώντας τον κανόνα του Van't Hoff, είναι δυνατό να εκτιμηθεί μόνο κατά προσέγγιση η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης. Μια πιο ακριβής περιγραφή της εξάρτησης του ρυθμού αντίδρασης στη θερμοκρασία είναι εφικτή στο πλαίσιο της θεωρίας ενεργοποίησης Arrhenius.

Μία από τις μεθόδους επιτάχυνσης μιας χημικής αντίδρασης είναι η κατάλυση, η οποία πραγματοποιείται με τη χρήση ουσιών (καταλυτών).

Καταλύτες- πρόκειται για ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης λόγω επαναλαμβανόμενης συμμετοχής σε ενδιάμεσες χημικές αλληλεπιδράσεις με αντιδραστήρια αντίδρασης, αλλά μετά από κάθε κύκλο ενδιάμεσης αλληλεπίδρασης αποκαθιστούν τη χημική τους σύνθεση.

Ο μηχανισμός δράσης του καταλύτη μειώνεται σε μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης, δηλ. μειώνοντας τη διαφορά μεταξύ της μέσης ενέργειας των ενεργών μορίων (ενεργό σύμπλοκο) και της μέσης ενέργειας των μορίων των αρχικών ουσιών. Ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης αυξάνεται.

Οι μηχανισμοί των χημικών μετασχηματισμών και οι ρυθμοί τους μελετώνται από τη χημική κινητική. Οι χημικές διεργασίες συμβαίνουν με την πάροδο του χρόνου με διαφορετικούς ρυθμούς. Κάποια συμβαίνουν γρήγορα, σχεδόν αμέσως, ενώ άλλα χρειάζονται πολύ χρόνο για να εμφανιστούν.

Ταχύτητα αντίδρασης- ο ρυθμός με τον οποίο καταναλώνονται τα αντιδραστήρια (η συγκέντρωσή τους μειώνεται) ή σχηματίζονται προϊόντα αντίδρασης ανά μονάδα όγκου.

Παράγοντες που μπορούν να επηρεάσουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

Οι ακόλουθοι παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν το πόσο γρήγορα συμβαίνει μια χημική αντίδραση:

• συγκέντρωση ουσιών?
• φύση των αντιδραστηρίων·
• θερμοκρασία;
• παρουσία καταλύτη.
• πίεση (για αντιδράσεις σε περιβάλλον αερίου).

Έτσι, αλλάζοντας ορισμένες συνθήκες μιας χημικής διαδικασίας, μπορείτε να επηρεάσετε πόσο γρήγορα θα προχωρήσει η διαδικασία.

Στη διαδικασία της χημικής αλληλεπίδρασης, τα σωματίδια των ουσιών που αντιδρούν συγκρούονται μεταξύ τους. Ο αριθμός τέτοιων συμπτώσεων είναι ανάλογος με τον αριθμό των σωματιδίων των ουσιών στον όγκο του αντιδρώντος μίγματος και επομένως ανάλογος με τις μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων.

Νόμος της μαζικής δράσηςπεριγράφει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις μοριακές συγκεντρώσεις των ουσιών που αλληλεπιδρούν.

Για μια στοιχειώδη αντίδραση (A + B → ...) αυτός ο νόμος εκφράζεται με τον τύπο:

υ = k ∙С A ∙С B,

όπου k είναι η σταθερά του ρυθμού. Τα C A και C B είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων Α και Β.

Εάν μία από τις αντιδρώντες ουσίες βρίσκεται σε στερεή κατάσταση, τότε η αλληλεπίδραση λαμβάνει χώρα στη διεπιφάνεια, επομένως, η συγκέντρωση της στερεάς ουσίας δεν περιλαμβάνεται στην εξίσωση του κινητικού νόμου της μάζας. Για να κατανοήσουμε τη φυσική σημασία της σταθεράς ταχύτητας, είναι απαραίτητο να ληφθούν τα C, A και C B ίσα με 1. Τότε γίνεται σαφές ότι η σταθερά ταχύτητας είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε συγκεντρώσεις αντιδρώντων ίσες με μονάδα.

Φύση των αντιδραστηρίων

Αφού στη διαδικασία της αλληλεπίδρασης καταστρέφονται χημικοί δεσμοίσχηματίζονται αντιδρώντα και νέοι δεσμοί προϊόντων αντίδρασης, τότε η φύση των δεσμών που εμπλέκονται στην αντίδραση των ενώσεων και η δομή των μορίων των ουσιών που αντιδρούν θα παίξουν μεγάλο ρόλο.

Επιφάνεια επαφής αντιδραστηρίων

Ένα τέτοιο χαρακτηριστικό όπως η επιφάνεια επαφής των στερεών αντιδραστηρίων επηρεάζει την πορεία της αντίδρασης, μερικές φορές αρκετά σημαντικά. Η λείανση ενός στερεού σάς επιτρέπει να αυξήσετε την επιφάνεια επαφής των αντιδραστηρίων και επομένως να επιταχύνετε τη διαδικασία. Η περιοχή επαφής των διαλυτών ουσιών αυξάνεται εύκολα με τη διάλυση της ουσίας.

Θερμοκρασία αντίδρασης

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ενέργεια των σωματιδίων που συγκρούονται θα αυξάνεται, είναι προφανές ότι με την αύξηση της θερμοκρασίας χημική διαδικασίαθα επιταχύνει. Ένα σαφές παράδειγμα του πώς μια αύξηση της θερμοκρασίας επηρεάζει τη διαδικασία αλληλεπίδρασης των ουσιών μπορούν να θεωρηθούν τα δεδομένα που δίνονται στον πίνακα.

Πίνακας 1. Επίδραση των μεταβολών της θερμοκρασίας στον ρυθμό σχηματισμού νερού (O 2 + 2H 2 → 2H 2 O)

Για να περιγράψουμε ποσοτικά πώς η θερμοκρασία μπορεί να επηρεάσει τον ρυθμό αλληλεπίδρασης των ουσιών, χρησιμοποιείται ο κανόνας Van't Hoff. Ο κανόνας του Van't Hoff είναι ότι όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 βαθμούς, εμφανίζεται μια επιτάχυνση κατά 2-4 φορές.

Ο μαθηματικός τύπος που περιγράφει τον κανόνα του van't Hoff είναι ο εξής:

Όπου γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού της χημικής αντίδρασης (γ = 2−4).

Αλλά η εξίσωση Arrhenius περιγράφει την εξάρτηση από τη θερμοκρασία της σταθεράς ρυθμού με πολύ μεγαλύτερη ακρίβεια:

Όπου R είναι η καθολική σταθερά αερίου, το A είναι ένας παράγοντας που καθορίζεται από τον τύπο της αντίδρασης, E, A είναι η ενέργεια ενεργοποίησης.

Η ενέργεια ενεργοποίησης είναι η ενέργεια που πρέπει να αποκτήσει ένα μόριο για να συμβεί ένας χημικός μετασχηματισμός. Δηλαδή, είναι ένα είδος ενεργειακού φραγμού που τα μόρια που συγκρούονται στον όγκο της αντίδρασης θα πρέπει να ξεπεράσουν προκειμένου να ανακατανεμηθούν οι δεσμοί.

Η ενέργεια ενεργοποίησης δεν εξαρτάται από εξωτερικοί παράγοντες, αλλά εξαρτάται από τη φύση της ουσίας. Η ενεργειακή τιμή ενεργοποίησης έως και 40 - 50 kJ/mol επιτρέπει στις ουσίες να αντιδρούν μεταξύ τους αρκετά ενεργά. Εάν η ενέργεια ενεργοποίησης υπερβαίνει τα 120 kJ/mol, τότε οι ουσίες (σε συνηθισμένες θερμοκρασίες) θα αντιδράσουν πολύ αργά. Μια αλλαγή στη θερμοκρασία οδηγεί σε αλλαγή του αριθμού των ενεργών μορίων, δηλαδή μορίων που έχουν φτάσει σε ενέργεια μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης και επομένως είναι ικανά για χημικούς μετασχηματισμούς.

Καταλυτική δράση

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που μπορεί να επιταχύνει μια διαδικασία, αλλά δεν αποτελεί μέρος των προϊόντων της. Η κατάλυση (επιτάχυνση ενός χημικού μετασχηματισμού) διακρίνεται σε ομοιογενή και ετερογενή. Αν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται στο ίδιο καταστάσεις συνάθροισης, τότε η κατάλυση ονομάζεται ομοιογενής, αν είναι διαφορετική, τότε ετερογενής. Οι μηχανισμοί δράσης των καταλυτών είναι ποικίλοι και αρκετά περίπλοκοι. Επιπλέον, αξίζει να σημειωθεί ότι οι καταλύτες χαρακτηρίζονται από επιλεκτικότητα δράσης. Δηλαδή, ο ίδιος καταλύτης, ενώ επιταχύνει μια αντίδραση, μπορεί να μην αλλάξει τον ρυθμό μιας άλλης.

Πίεση

Εάν στο μετασχηματισμό εμπλέκονται αέριες ουσίες, τότε ο ρυθμός της διεργασίας θα επηρεαστεί από αλλαγές στην πίεση στο σύστημα . Αυτό συμβαίνει διότιότι για τα αέρια αντιδραστήρια, μια αλλαγή της πίεσης οδηγεί σε αλλαγή της συγκέντρωσης.

Πειραματικός προσδιορισμός της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης

Η ταχύτητα ενός χημικού μετασχηματισμού μπορεί να προσδιοριστεί πειραματικά με τη λήψη δεδομένων για το πώς η συγκέντρωση των ουσιών που εισέρχονται στην αντίδραση ή των προϊόντων αλλάζει ανά μονάδα χρόνου. Οι μέθοδοι για τη λήψη τέτοιων δεδομένων χωρίζονται σε

• χημική ουσία,
• φυσικοχημική.

Οι χημικές μέθοδοι είναι αρκετά απλές, προσιτές και ακριβείς. Με τη βοήθειά τους, η ταχύτητα προσδιορίζεται με απευθείας μέτρηση της συγκέντρωσης ή της ποσότητας της ουσίας των αντιδρώντων ή προϊόντων. Σε περίπτωση αργής αντίδρασης, λαμβάνονται δείγματα για την παρακολούθηση του τρόπου κατανάλωσης του αντιδραστηρίου. Στη συνέχεια προσδιορίζεται η περιεκτικότητα του αντιδραστηρίου στο δείγμα. Με τη λήψη δειγμάτων σε τακτά χρονικά διαστήματα, είναι δυνατό να ληφθούν δεδομένα για αλλαγές στην ποσότητα μιας ουσίας κατά τη διαδικασία αλληλεπίδρασης. Οι πιο συχνά χρησιμοποιούμενοι τύποι ανάλυσης είναι η τιτλομετρία και η βαρυμετρία.

Εάν η αντίδραση προχωρήσει γρήγορα, τότε πρέπει να σταματήσει για να ληφθεί δείγμα. Αυτό μπορεί να γίνει με ψύξη, απότομη αφαίρεση του καταλύτη, είναι επίσης δυνατό να αραιωθεί ή να μεταφερθεί ένα από τα αντιδραστήρια σε μη αντιδραστική κατάσταση.

Οι μέθοδοι φυσικοχημικής ανάλυσης στη σύγχρονη πειραματική κινητική χρησιμοποιούνται συχνότερα από τις χημικές. Με τη βοήθειά τους, μπορείτε να παρατηρήσετε αλλαγές στις συγκεντρώσεις των ουσιών σε πραγματικό χρόνο. Σε αυτή την περίπτωση, δεν χρειάζεται να σταματήσετε την αντίδραση και να λάβετε δείγματα.

Οι φυσικοχημικές μέθοδοι βασίζονται στη μέτρηση φυσικές ιδιότητες, ανάλογα με την ποσοτική περιεκτικότητα μιας συγκεκριμένης ένωσης στο σύστημα και μεταβαλλόμενη με την πάροδο του χρόνου. Για παράδειγμα, εάν σε μια αντίδραση εμπλέκονται αέρια, τότε η πίεση μπορεί να είναι μια τέτοια ιδιότητα. Μετράται επίσης η ηλεκτρική αγωγιμότητα, ο δείκτης διάθλασης και τα φάσματα απορρόφησης ουσιών.

Όπως κάθε διαδικασία, οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν με την πάροδο του χρόνου και επομένως χαρακτηρίζονται από τη μία ή την άλλη ταχύτητα.

Ο κλάδος της χημείας που μελετά τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων και τον μηχανισμό εμφάνισής τους,που ονομάζεται χημική κινητική. Η χημική κινητική λειτουργεί με τις έννοιες «φάση» και «σύστημα». Φάση – είναι ένα μέρος ενός συστήματος που διαχωρίζεται από τα άλλα μέρη του με μια διεπαφή.

Τα συστήματα μπορεί να είναι ομοιογενή ή ετερογενή. Ομοιογενή συστήματααποτελείται από μονή φάση. Για παράδειγμα, αέρας ή οποιοδήποτε μείγμα αερίων, διάλυμα άλατος. Ετερογενή συστήματααποτελείται από δύο ή περισσότερες φάσεις. Για παράδειγμα, υγρό νερό – πάγος – ατμός, διάλυμα αλατιού + ίζημα.

Αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ομοιογενές σύστημα, λέγονται ομοιογενής. Για παράδειγμα, N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g). Κυκλοφορούν παντού. Αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ετερογενές σύστημα, λέγονται ετερογενής. Για παράδειγμα, C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Ρέουν στη διεπαφή φάσης.

Ρυθμός χημικής αντίδρασηςπροσδιορίζεται η ποσότητα της ουσίας που αντιδρά ή σχηματίζεται κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου(για ομοιογενή αντίδραση) ή ανά μονάδα διεπαφής(για ένα ετερογενές σύστημα).

Ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη συγκέντρωσή τους, τη θερμοκρασία και την παρουσία καταλυτών.

1. Η φύση των αντιδρώντων ουσιών.

Οι αντιδράσεις προχωρούν προς την κατεύθυνση της καταστροφής λιγότερο ισχυρών δεσμών και του σχηματισμού ουσιών με ισχυρότερους δεσμούς. Έτσι, το σπάσιμο των δεσμών στα μόρια H 2 και N 2 απαιτεί υψηλές ενέργειες. τέτοια μόρια είναι ελαφρώς αντιδραστικά. Το σπάσιμο των δεσμών σε πολύ πολικά μόρια (HCl, H 2 O) απαιτεί λιγότερη ενέργεια και ο ρυθμός αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερος. Οι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών συμβαίνουν σχεδόν αμέσως.

2. Συγκέντρωση.

Καθώς η συγκέντρωση αυξάνεται, οι συγκρούσεις των μορίων των ουσιών που αντιδρούν συμβαίνουν συχνότερα - ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.

Εκφράζεται η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων νόμος της μαζικής δράσης (LMA): σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών.

Σε γενικές γραμμές, για ομοιογενήςαντιδράσεις

nA (g) + mB (g) = pAB (g)

η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης εκφράζεται με την εξίσωση:

όπου C A και C B είναι οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων, mol/l. k είναι η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης. Για μια συγκεκριμένη αντίδραση 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), η μαθηματική έκφραση για το ZDM είναι:

υ = k∙∙

Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων. Η φυσική έννοια της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε μοναδιαίες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.

Για ετερογενήςαντιδράσεις (όταν οι ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται μόνο από τη συγκέντρωση αερίων ή διαλυμένων ουσιών και η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στη μαθηματική έκφραση του EDM:

nA (k) + mB (g) = pAB (g)

Για παράδειγμα, ο ρυθμός καύσης του άνθρακα στο οξυγόνο είναι ανάλογος μόνο με τη συγκέντρωση οξυγόνου:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k)

3. Θερμοκρασία.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ταχύτητα κίνησης των μορίων αυξάνεται, γεγονός που με τη σειρά του οδηγεί σε αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων μεταξύ τους. Για να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση, τα συγκρουόμενα μόρια πρέπει να έχουν μια ορισμένη περίσσεια ενέργειας. Η περίσσεια ενέργειας που πρέπει να έχουν τα μόρια πριν από τη σύγκρουσή τους μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό μιας νέας ουσίας, που ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης. Ενέργεια ενεργοποίησης ( Ε α) εκφράζονται σε kJ/mol. Η τιμή του εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών, δηλ. Κάθε αντίδραση έχει τη δική της ενέργεια ενεργοποίησης. Μόρια με ενέργεια ενεργοποίησης, που ονομάζεται ενεργός. Η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει τον αριθμό των ενεργών μορίων, και επομένως αυξάνει τον ρυθμό της χημικής αντίδρασης.

Εκφράζεται η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία ο κανόνας του van't Hoff: για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

όπου υ 2 και υ 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 2 και t 1,

γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 0 C.

4. Επιφάνεια επαφής αντιδρώντων ουσιών.

Για ετερογενή συστήματα, παρά περισσότερη επιφάνειαεπαφή, τόσο πιο γρήγορα συμβαίνει η αντίδραση. Το εμβαδόν της επιφάνειας των στερεών μπορεί να αυξηθεί με την άλεση τους και για τις διαλυτές ουσίες με τη διάλυσή τους.

5. Καταλύτες.

Ουσίες που συμμετέχουν στις αντιδράσεις και αυξάνουν την ταχύτητά της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, λέγονται καταλύτες. Η μεταβολή του ρυθμού αντίδρασης υπό την επίδραση των καταλυτών ονομάζεται κατάλυση. Υπάρχουν κατάλυση ομοιογενήςΚαι ετερογενής.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ομοιογενήςΑυτές περιλαμβάνουν διαδικασίες στις οποίες ο καταλύτης βρίσκεται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης με τα αντιδρώντα.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g)

Η δράση ενός ομοιογενούς καταλύτη είναι να σχηματίσει περισσότερο ή λιγότερο ισχυρές ενδιάμεσες δραστικές ενώσεις, από τις οποίες στη συνέχεια αναγεννάται πλήρως.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ετερογενήςΗ κατάλυση αναφέρεται σε διαδικασίες στις οποίες ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης και η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη.

N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)

Ο μηχανισμός δράσης των ετερογενών καταλυτών είναι πιο περίπλοκος από τους ομοιογενείς. Σημαντικό ρόλο σε αυτές τις διεργασίες παίζουν τα φαινόμενα απορρόφησης αερίων και υγρών ουσιών στην επιφάνεια μιας στερεής ουσίας - το φαινόμενο της προσρόφησης. Ως αποτέλεσμα της προσρόφησης, η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, η χημική τους δράση αυξάνεται, γεγονός που οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Φυσική χημεία: σημειώσεις διάλεξης Berezovchuk A V

2. Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης

Για ομοιογενείς, ετερογενείς αντιδράσεις:

1) συγκέντρωση αντιδρώντων ουσιών.

2) θερμοκρασία?

3) καταλύτης?

4) αναστολέας.

Μόνο για ετερογενείς:

1) ο ρυθμός παροχής των αντιδρώντων ουσιών στη διεπαφή φάσης.

2) εμβαδόν επιφάνειας.

Ο κύριος παράγοντας είναι η φύση των αντιδρώντων - η φύση των δεσμών μεταξύ των ατόμων στα μόρια των αντιδρώντων.

NO 2 – οξείδιο του αζώτου (IV) – ουρά αλεπούς, CO – μονοξείδιο του άνθρακα, μονοξείδιο του άνθρακα.

Εάν οξειδωθούν με οξυγόνο, τότε στην πρώτη περίπτωση η αντίδραση θα συμβεί αμέσως, μόλις ανοίξετε το καπάκι του δοχείου, στη δεύτερη περίπτωση η αντίδραση παρατείνεται με την πάροδο του χρόνου.

Η συγκέντρωση των αντιδρώντων θα συζητηθεί παρακάτω.

Το μπλε ωχρότητα δείχνει τη στιγμή της καθίζησης του θείου, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα.

Ρύζι. 10

Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του Na 2 S 2 O 3, τόσο λιγότερος χρόνος διαρκεί η αντίδραση. Το γράφημα (Εικ. 10) δείχνει μια ευθέως αναλογική σχέση. Η ποσοτική εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών εκφράζεται από τον LMA (νόμος της δράσης μάζας), ο οποίος δηλώνει: ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών.

Ετσι, βασικός νόμος της κινητικήςείναι ένας πειραματικά καθιερωμένος νόμος: ο ρυθμός μιας αντίδρασης είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, για παράδειγμα: (δηλαδή για μια αντίδραση)

Για αυτήν την αντίδραση H 2 + J 2 = 2HJ - ο ρυθμός μπορεί να εκφραστεί ως αλλαγή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις ουσίες. Εάν η αντίδραση προχωρήσει από τα αριστερά προς τα δεξιά, τότε η συγκέντρωση των Η2 και J2 θα μειωθεί και η συγκέντρωση της HJ θα αυξηθεί καθώς προχωρά η αντίδραση. Για τον ρυθμό στιγμιαίας αντίδρασης, μπορούμε να γράψουμε την έκφραση:

Οι αγκύλες δείχνουν συγκέντρωση.

Φυσικό νόημα κ-τα μόρια βρίσκονται σε συνεχή κίνηση, συγκρούονται, αποχωρίζονται και χτυπούν τα τοιχώματα του αγγείου. Προκειμένου η χημική αντίδραση να σχηματίσει HJ, πρέπει να συγκρουστούν τα μόρια H2 και J2. Ο αριθμός τέτοιων συγκρούσεων θα είναι μεγαλύτερος, όσο περισσότερα μόρια H 2 και J 2 περιέχονται στον όγκο, δηλ. τόσο μεγαλύτερες είναι οι τιμές [H 2 ] και . Αλλά τα μόρια κινούνται με διαφορετικές ταχύτητες και η συνολική κινητική ενέργεια των δύο μορίων που συγκρούονται θα είναι διαφορετική. Εάν τα ταχύτερα μόρια H 2 και J 2 συγκρουστούν, η ενέργειά τους μπορεί να είναι τόσο υψηλή που τα μόρια διασπώνται σε άτομα ιωδίου και υδρογόνου, τα οποία διαχωρίζονται και στη συνέχεια αλληλεπιδρούν με άλλα μόρια H 2 + J 2 ? 2H+2J, μετά H + J 2 ? HJ + J. Εάν η ενέργεια των συγκρουόμενων μορίων είναι μικρότερη, αλλά αρκετά υψηλή για να αποδυναμώσει τους δεσμούς H – H και J – J, θα συμβεί η αντίδραση σχηματισμού υδροϊωδίου:

Για τα περισσότερα συγκρουόμενα μόρια, η ενέργεια είναι μικρότερη από αυτή που απαιτείται για την αποδυνάμωση των δεσμών στο H 2 και το J 2. Τέτοια μόρια θα συγκρουστούν «αθόρυβα» και επίσης «αθόρυβα» θα διασκορπιστούν, παραμένοντας αυτό που ήταν, H 2 και J 2. Έτσι, όχι όλες, αλλά μόνο μέρος των συγκρούσεων οδηγούν σε χημική αντίδραση. Ο συντελεστής αναλογικότητας (k) δείχνει τον αριθμό των αποτελεσματικών συγκρούσεων που οδηγούν σε αντίδραση σύγκρουσης σε συγκεντρώσεις [H 2 ] = 1 mol. Μέγεθος κ-σταθερή ταχύτητα. Πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Ναι, ομοιόμορφη ταχύτητα ευθύγραμμη κίνησηονομάζεται σταθερά διανυσματική ποσότητα, ίσο με την αναλογίακίνηση ενός σώματος σε οποιαδήποτε χρονική περίοδο στην τιμή αυτού του διαστήματος. Αλλά τα μόρια κινούνται χαοτικά, τότε πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Αλλά σταθερή ταχύτηταμπορεί να γίνει μόνο σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η αναλογία των γρήγορων μορίων των οποίων οι συγκρούσεις οδηγούν σε αντίδραση αυξάνεται, δηλ. αυξάνεται η σταθερά του ρυθμού. Αλλά η αύξηση της σταθεράς ρυθμού δεν είναι απεριόριστη. Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, η ενέργεια των μορίων θα γίνει τόσο μεγάλη που σχεδόν όλες οι συγκρούσεις των αντιδρώντων θα είναι αποτελεσματικές. Όταν δύο γρήγορα μόρια συγκρούονται, θα συμβεί μια αντίστροφη αντίδραση.

Θα έρθει μια στιγμή που οι ρυθμοί σχηματισμού 2HJ από H 2 και J 2 και η αποσύνθεση θα είναι ίσοι, αλλά αυτό είναι ήδη χημική ισορροπία. Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων μπορεί να εντοπιστεί χρησιμοποιώντας την παραδοσιακή αντίδραση αλληλεπίδρασης ενός διαλύματος θειοθειικού νατρίου με ένα διάλυμα θειικού οξέος.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 = S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Η αντίδραση (1) εμφανίζεται σχεδόν αμέσως. Ο ρυθμός της αντίδρασης (2) εξαρτάται σε σταθερή θερμοκρασία από τη συγκέντρωση του αντιδρώντος H 2 S 2 O 3. Αυτή ακριβώς είναι η αντίδραση που παρατηρήσαμε - σε αυτή την περίπτωση, η ταχύτητα μετριέται με το χρόνο από την έναρξη των διαλυμάτων για τη συγχώνευση μέχρι την εμφάνιση του ωχρού. Στο άρθρο L. M. Kuznetsova Περιγράφεται η αντίδραση θειοθειικού νατρίου με υδροχλωρικό οξύ. Γράφει ότι όταν τα διαλύματα στραγγίζονται, εμφανίζεται ωχρότητα (θολότητα). Αλλά αυτή η δήλωση του L.M. Kuznetsova είναι λανθασμένη αφού η ωχρότητα και η θολότητα είναι δύο διαφορετικά πράγματα. Opalescence (από opal και λατινικά escentia– επίθημα που σημαίνει αδύναμο αποτέλεσμα) – σκέδαση φωτός από θολά μέσα λόγω της οπτικής τους ανομοιογένειας. Σκέδαση φωτός– απόκλιση των ακτίνων φωτός που διαδίδονται σε ένα μέσο προς όλες τις κατευθύνσεις από την αρχική διεύθυνση. Τα κολλοειδή σωματίδια είναι ικανά να διασκορπίσουν το φως (φαινόμενο Tyndall-Faraday) - αυτό εξηγεί την αδιαφάνεια, μια ελαφρά θολότητα του κολλοειδούς διαλύματος. Κατά τη διεξαγωγή αυτού του πειράματος, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η μπλε ωχρότητα, και στη συνέχεια η πήξη του κολλοειδούς εναιωρήματος του θείου. Η ίδια πυκνότητα του εναιωρήματος σημειώνεται από την ορατή εξαφάνιση οποιουδήποτε σχεδίου (για παράδειγμα, ενός πλέγματος στον πάτο ενός φλιτζανιού) που παρατηρείται από πάνω μέσω του στρώματος του διαλύματος. Ο χρόνος μετράται χρησιμοποιώντας ένα χρονόμετρο από τη στιγμή της αποστράγγισης.

Διαλύματα Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O και H 2 SO 4.

Το πρώτο παρασκευάζεται με διάλυση 7,5 g αλατιού σε 100 ml Η 2 Ο, που αντιστοιχεί σε συγκέντρωση 0,3 Μ. Για να παρασκευάσετε ένα διάλυμα H 2 SO 4 της ίδιας συγκέντρωσης, πρέπει να μετρήσετε 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 και διαλύστε το σε 120 ml H 2 O. Ρίξτε το παρασκευασμένο διάλυμα Na 2 S 2 O 3 σε τρία ποτήρια: 60 ml στο πρώτο, 30 ml στο δεύτερο, 10 ml στο τρίτο. Προσθέστε 30 ml απεσταγμένου H 2 O στο δεύτερο ποτήρι και 50 ml στο τρίτο ποτήρι. Έτσι, και στα τρία ποτήρια θα υπάρχουν 60 ml υγρού, αλλά στο πρώτο η συγκέντρωση αλατιού είναι υπό όρους = 1, στο δεύτερο - ½ και στο τρίτο - 1/6. Αφού παρασκευαστούν τα διαλύματα, ρίξτε 60 ml διαλύματος H 2 SO 4 στο πρώτο ποτήρι με διάλυμα άλατος και ενεργοποιήστε το χρονόμετρο κ.λπ. Λαμβάνοντας υπόψη ότι ο ρυθμός αντίδρασης πέφτει με την αραίωση του διαλύματος Na 2 S 2 O 3, μπορεί να προσδιοριστεί ως ποσότητα αντιστρόφως ανάλογη του χρόνου v = 1/? και κατασκευάστε ένα γράφημα, σχεδιάζοντας τη συγκέντρωση στον άξονα της τετμημένης και τον ρυθμό αντίδρασης στον άξονα των τεταγμένων. Το συμπέρασμα από αυτό είναι ότι ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών. Τα δεδομένα που ελήφθησαν παρατίθενται στον Πίνακα 3. Αυτό το πείραμα μπορεί να εκτελεστεί χρησιμοποιώντας προχοΐδες, αλλά αυτό απαιτεί πολλή εξάσκηση από τον ερμηνευτή, επειδή το γράφημα μπορεί να είναι λανθασμένο.

Πίνακας 3

Ταχύτητα και χρόνος αντίδρασης

Επιβεβαιώνεται ο νόμος Guldberg-Waage - καθηγητής χημείας Gulderg και νεαρός επιστήμονας Waage).

Ας εξετάσουμε τον επόμενο παράγοντα - τη θερμοκρασία.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται. Αυτή η εξάρτηση περιγράφεται από τον κανόνα του Van't Hoff: «Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2 έως 4 φορές».

Οπου ? – συντελεστής θερμοκρασίας που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 °C.

v 1 – ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία t 1 ;

v 2 -ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία t2.

Για παράδειγμα, μια αντίδραση στους 50 °C διαρκεί δύο λεπτά, πόσος χρόνος θα χρειαστεί για να ολοκληρωθεί η διαδικασία στους 70 °C εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 λεπτά; t 1 = 50 °C; t 2 = 70°C.

Ακόμη και μια μικρή αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί απότομη αύξησηρυθμούς αντίδρασης ενεργών συγκρούσεων μορίων. Σύμφωνα με τη θεωρία ενεργοποίησης, στη διαδικασία συμμετέχουν μόνο εκείνα τα μόρια των οποίων η ενέργεια είναι μεγαλύτερη από τη μέση ενέργεια των μορίων κατά ένα ορισμένο ποσό. Αυτή η περίσσεια ενέργειας είναι ενέργεια ενεργοποίησης. Η φυσική του σημασία είναι η ενέργεια που είναι απαραίτητη για την ενεργό σύγκρουση μορίων (αναδιάταξη τροχιακών). Ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων, και επομένως ο ρυθμός αντίδρασης, αυξάνεται με τη θερμοκρασία σύμφωνα με έναν εκθετικό νόμο, σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius, ο οποίος αντανακλά την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας από τη θερμοκρασία

Οπου ΕΝΑ -Συντελεστής αναλογικότητας Arrhenius;

κ-Σταθερά Boltzmann;

Ε Α –ενέργεια ενεργοποίησης;

R -σταθερά αερίου.

T-θερμοκρασία.

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που επιταχύνει τον ρυθμό μιας αντίδρασης χωρίς να καταναλωθεί.

Κατάλυση– το φαινόμενο της αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης παρουσία καταλύτη. Υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς κατάλυση. Ομοιογενής– εάν τα αντιδραστήρια και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης. Ετερογενής– εάν τα αντιδραστήρια και ο καταλύτης βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης. Σχετικά με την κατάλυση, βλέπε ξεχωριστά (περισσότερα).

Ανασταλτικός παράγοντας– ουσία που επιβραδύνει τον ρυθμό αντίδρασης.

Ο επόμενος παράγοντας είναι η επιφάνεια. Όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια του αντιδρώντος, τόσο μεγαλύτερη ταχύτητα. Ας εξετάσουμε, χρησιμοποιώντας ένα παράδειγμα, την επίδραση του βαθμού διασποράς στον ρυθμό αντίδρασης.

CaCO 3 – μάρμαρο. Θα κατεβάσουμε το πλακάκι μάρμαρο μέσα υδροχλωρικό οξύ HCl, περιμένετε πέντε λεπτά, θα διαλυθεί εντελώς.

Μάρμαρο σε σκόνη - θα κάνουμε την ίδια διαδικασία με αυτό, θα διαλυθεί σε τριάντα δευτερόλεπτα.

Η εξίσωση και για τις δύο διαδικασίες είναι η ίδια.

CaCO 3 (στερεό) + HCl (g) = CaCl 2 (στερεό) + H 2 O (υγρό) + CO 2 (g) δ.

Έτσι, κατά την προσθήκη μαρμάρου σε σκόνη, ο χρόνος είναι μικρότερος από ό, τι όταν προσθέτετε μάρμαρο πλάκας, για την ίδια μάζα.

Με την αύξηση της επιφάνειας διεπαφής, ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων αυξάνεται.

Από το βιβλίο Physical Chemistry: Lecture Notes συγγραφέας Berezovchuk A V

2. Εξίσωση της ισόθερμης μιας χημικής αντίδρασης Αν η αντίδραση εξελιχθεί αναστρέψιμα, τότε η αντίδραση προχωρά αμετάκλητα; 0 και η μεταβολή μπορεί να υπολογιστεί;G. Οπου; – εύρος αντίδρασης – μια τιμή που δείχνει πόσα moles άλλαξαν κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. I sp – χαρακτηρίζει

Από βιβλίο Το νεότερο βιβλίογεγονότα. Τόμος 3 [Φυσική, χημεία και τεχνολογία. Ιστορία και αρχαιολογία. Διάφορα] συγγραφέας Kondrashov Anatoly Pavlovich

3. Εξισώσεις ισόχωρων, ισοβαρών χημικής αντίδρασης Εξάρτηση του Κ από τη θερμοκρασία Εξίσωση ισοβαρών: Εξίσωση ισοχώρης: Χρησιμοποιούνται για να κρίνουμε την κατεύθυνση της ροής

Από το βιβλίο Νετρίνο - το απόκοσμο σωματίδιο ενός ατόμου του Ισαάκ Ασίμοφ

1. Η έννοια της χημικής κινητικής είναι η επιστήμη των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ο αριθμός των στοιχειωδών πράξεων χημικής αλληλεπίδρασης που συμβαίνουν ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου (ομογενής) ή ανά μονάδα επιφάνειας.

Από το βιβλίο Πυρηνική ενέργεια για στρατιωτικούς σκοπούς συγγραφέας Smith Henry Dewolf

8. Παράγοντες που επηρεάζουν την υπέρταση υδρογόνου. Υπέρταση οξυγόνου Παράγοντες που επηρεάζουν το ?H2:1) το ρεύμα (πυκνότητα ρεύματος). Η εξάρτηση από την πυκνότητα του ρεύματος περιγράφεται από την εξίσωση Tafel

Από το βιβλίο Course in the History of Physics συγγραφέας Stepanovich Kudryavtsev Pavel

Από το βιβλίο Τι είναι η θεωρία της σχετικότητας συγγραφέας Λαντάου Λεβ Νταβίντοβιτς

Πυρηνικές αντιδράσεις και ηλεκτρικό φορτίοΚαθώς οι φυσικοί άρχισαν να κατανοούν τη δομή του ατόμου πιο ξεκάθαρα στη δεκαετία του 1990, ανακάλυψαν ότι τουλάχιστον ορισμένα μέρη του έφεραν ηλεκτρικό φορτίο. Για παράδειγμα, τα ηλεκτρόνια που γεμίζουν τις εξωτερικές περιοχές ενός ατόμου

Από το βιβλίο Φυσική σε κάθε βήμα συγγραφέας Perelman Yakov Isidorovich

ΠΥΡΗΝΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΜΕΘΟΔΟΙ ΠΥΡΗΝΙΚΟΥ ΒΟΜΒΑΡΔΙΣΜΟΥ1.40. Οι Cockcroft και Walton έλαβαν πρωτόνια με επαρκή ποσότητα μεγάλη ενέργειαμε ιονισμό αερίου υδρογόνου και επακόλουθη επιτάχυνση των ιόντων από εγκατάσταση υψηλής τάσης με μετασχηματιστή και ανορθωτή. Μια παρόμοια μέθοδος μπορεί να είναι

Από το βιβλίο 50 χρόνια Σοβιετικής φυσικής συγγραφέας Leshkovtsev Vladimir Alekseevich

ΠΡΟΒΛΗΜΑ ΑΛΥΣΙΔΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ 2.3. Λειτουργική αρχή ατομικές βόμβεςή ένα εργοστάσιο παραγωγής ενέργειας που χρησιμοποιεί σχάση ουρανίου είναι αρκετά απλό. Εάν ένα νετρόνιο προκαλέσει σχάση, η οποία έχει ως αποτέλεσμα την απελευθέρωση πολλών νέων νετρονίων, τότε ο αριθμός των σχάσεων μπορεί να συμβεί εξαιρετικά γρήγορα

Από το βιβλίο The King's New Mind [Σχετικά με τους υπολογιστές, τη σκέψη και τους νόμους της φυσικής] από τον Penrose Roger

ΠΡΟΪΟΝΤΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΚΑΙ ΠΡΟΒΛΗΜΑ ΔΙΑΧΩΡΙΣΜΟΥ 8.16. Στις εγκαταστάσεις του Hanford, η διαδικασία παραγωγής πλουτωνίου χωρίζεται σε δύο κύρια μέρη: στην πραγματικότητα την παραγωγή του στο λέβητα και τον διαχωρισμό του από τα μπλοκ ουρανίου στα οποία σχηματίζεται. Ας περάσουμε στο δεύτερο μέρος της διαδικασίας.

Από το βιβλίο Who the Apple Fell On συγγραφέας Kesselman Vladimir Samuilovich

ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΟΝ ΔΙΑΧΩΡΙΣΜΟ ΤΟΥ ΙΣΟΤΟΠΟΥ 9.2. Εξ ορισμού, τα ισότοπα ενός στοιχείου διαφέρουν ως προς τις μάζες τους, αλλά όχι Χημικές ιδιότητες. Πιο συγκεκριμένα, αν και οι μάζες των πυρήνων των ισοτόπων και η δομή τους είναι διαφορετικές, τα φορτία των πυρήνων είναι τα ίδια, και επομένως τα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Εφαρμογή μιας αλυσιδωτής αντίδρασης πυρηνικής σχάσης Τώρα το ζήτημα μιας αλυσιδωτής αντίδρασης σχάσης και η πιθανότητα απόκτησης καταστροφικής εκρηκτικής ενέργειας σχάσης έχει προκύψει με όλη του τη δύναμη. Αυτη η ερωτηση μοιρολατρικάσυνυφασμένη με τον παγκόσμιο πόλεμο που εξαπέλυσε η ναζιστική Γερμανία την 1η Σεπτεμβρίου

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Και η ταχύτητα είναι σχετική! Από την αρχή της σχετικότητας της κίνησης προκύπτει ότι το να μιλάμε για την ευθύγραμμη και ομοιόμορφη κίνηση ενός σώματος με μια ορισμένη ταχύτητα, χωρίς να υποδεικνύουμε με ποιο από τα εργαστήρια ηρεμίας μετριέται η ταχύτητα, δεν έχει νόημα να πούμε

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Ταχύτητα ήχου Έχετε δει ποτέ έναν ξυλοκόπο να κόβει ένα δέντρο από απόσταση; Ή μήπως έχετε παρακολουθήσει έναν ξυλουργό να εργάζεται σε απόσταση, σφυρηλατώντας καρφιά; Ίσως έχετε παρατηρήσει ένα πολύ περίεργο πράγμα: το χτύπημα δεν συμβαίνει όταν το τσεκούρι προσκρούει σε ένα δέντρο ή

Από το βιβλίο του συγγραφέα

ΕΛΕΓΧΟΜΕΝΕΣ ΘΕΡΜΟΠΥΡΗΝΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ Μη ελεγχόμενες θερμοπυρηνικές αντιδράσεις συμβαίνουν κατά τη διάρκεια εκρήξεων βόμβες υδρογόνου. Οδηγούν στην απελευθέρωση τεράστιων ποσοτήτων πυρηνικής ενέργειας, που συνοδεύεται από μια εξαιρετικά καταστροφική έκρηξη. Τώρα το καθήκον των επιστημόνων είναι να βρουν τρόπους

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Στους λαβύρινθους της αντίδρασης σχάσης Το 1938, οι Γερμανοί επιστήμονες Otto Hahn και Fritz Strassmann (1902–1980) έκαναν μια εκπληκτική ανακάλυψη. Ανακάλυψαν ότι ο βομβαρδισμός του ουρανίου με νετρόνια παρήγαγε μερικές φορές πυρήνες που ήταν περίπου δύο φορές ελαφρύτεροι από τον αρχικό πυρήνα του ουρανίου. Περαιτέρω