>

Πώς αλλάζει ο ρυθμός αντίδρασης; Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης και παράγοντες που την επηρεάζουν

Ταχύτητα χημική αντίδραση - μεταβολή της ποσότητας μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα χώρου αντίδρασης.

Η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης επηρεάζεται από τους ακόλουθους παράγοντες:

  • τη φύση των αντιδρώντων ουσιών·
  • συγκέντρωση αντιδρώντων·
  • επιφάνεια επαφής των αντιδρώντων ουσιών (σε ετερογενείς αντιδράσεις).
  • θερμοκρασία;
  • δράση των καταλυτών.

Θεωρία ενεργητικής σύγκρουσηςμας επιτρέπει να εξηγήσουμε την επίδραση ορισμένων παραγόντων στο ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Οι κύριες διατάξεις αυτής της θεωρίας:

  • Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν συγκρούονται σωματίδια αντιδρώντων που έχουν συγκεκριμένη ενέργεια.
  • Όσο περισσότερα είναι τα αντιδρώντα σωματίδια, όσο πιο κοντά είναι μεταξύ τους, τόσο πιο πιθανό είναι να συγκρουστούν και να αντιδράσουν.
  • Μόνο οι αποτελεσματικές συγκρούσεις οδηγούν σε αντίδραση, δηλ. εκείνα στα οποία καταστρέφονται ή αποδυναμώνονται «παλιές συνδέσεις» και επομένως μπορούν να δημιουργηθούν «νέες». Για να γίνει αυτό, τα σωματίδια πρέπει να έχουν επαρκή ενέργεια.
  • Η ελάχιστη περίσσεια ενέργειας που απαιτείται για την αποτελεσματική σύγκρουση των αντιδρώντων σωματιδίων ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης Εα.
  • Η δραστηριότητα των χημικών ουσιών εκδηλώνεται στη χαμηλή ενέργεια ενεργοποίησης των αντιδράσεων που τις περιλαμβάνουν. Όσο μικρότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις μεταξύ κατιόντων και ανιόντων, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι πολύ χαμηλή, επομένως τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν σχεδόν αμέσως

Η επίδραση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων στον ρυθμό αντίδρασης

Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται. Για να συμβεί μια αντίδραση, δύο χημικά σωματίδια πρέπει να ενωθούν, επομένως ο ρυθμός της αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ τους. Η αύξηση του αριθμού των σωματιδίων σε έναν δεδομένο όγκο οδηγεί σε συχνότερες συγκρούσεις και σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Μια αύξηση στον ρυθμό αντίδρασης που λαμβάνει χώρα στην αέρια φάση θα προκύψει από μια αύξηση της πίεσης ή μια μείωση του όγκου που καταλαμβάνεται από το μείγμα.

Με βάση πειραματικά δεδομένα το 1867, οι Νορβηγοί επιστήμονες K. Guldberg και P. Waage, και ανεξάρτητα από αυτούς το 1865, ο Ρώσος επιστήμονας N.I. Ο Beketov διατύπωσε τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής, καθιερώνοντας εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων -

Νόμος της μαζικής δράσης (LMA):

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ουσιών που αντιδρούν, λαμβανόμενες σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους στην εξίσωση της αντίδρασης. (Η «αποτελεσματική μάζα» είναι συνώνυμο σύγχρονη έννοια"συγκέντρωση")

aA +bB =cС +dD,Οπου κ– σταθερά ταχύτητας αντίδρασης

Το ZDM εκτελείται μόνο για στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα στάδιο. Εάν μια αντίδραση προχωρήσει διαδοχικά σε πολλά στάδια, τότε η συνολική ταχύτητα ολόκληρης της διαδικασίας καθορίζεται από το πιο αργό μέρος της.

Εκφράσεις για τους ρυθμούς διαφόρων τύπων αντιδράσεων

Το ZDM αναφέρεται σε ομοιογενείς αντιδράσεις. Εάν η αντίδραση είναι ετερογενής (τα αντιδραστήρια βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), τότε η εξίσωση ZDM περιλαμβάνει μόνο υγρά ή μόνο αέρια αντιδραστήρια και τα στερεά εξαιρούνται, επηρεάζοντας μόνο τη σταθερά ταχύτητας k.

Μοριακότητα της αντίδρασηςείναι ο ελάχιστος αριθμός μορίων που εμπλέκονται σε μια στοιχειώδη χημική διεργασία. Με βάση τη μοριακότητα, οι στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε μοριακές (A →) και διμοριακές (A + B →). οι τριμοριακές αντιδράσεις είναι εξαιρετικά σπάνιες.

Ρυθμός ετερογενών αντιδράσεων

  • Εξαρτάται από επιφάνεια επαφής μεταξύ ουσιών, δηλ. σχετικά με το βαθμό άλεσης των ουσιών και την πληρότητα της ανάμειξης των αντιδραστηρίων.
  • Ένα παράδειγμα είναι η καύση ξύλου. Ένα ολόκληρο κούτσουρο καίγεται σχετικά αργά στον αέρα. Εάν αυξήσετε την επιφάνεια επαφής μεταξύ ξύλου και αέρα, χωρίζοντας το κούτσουρο σε ροκανίδια, ο ρυθμός καύσης θα αυξηθεί.
  • Ο πυροφορικός σίδηρος χύνεται σε ένα φύλλο διηθητικού χαρτιού. Κατά τη διάρκεια της πτώσης τα σωματίδια σιδήρου ζεσταίνονται και βάζουν φωτιά στο χαρτί.

Επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης

Τον 19ο αιώνα, ο Ολλανδός επιστήμονας Van't Hoff ανακάλυψε πειραματικά ότι με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 o C, οι ρυθμοί πολλών αντιδράσεων αυξάνονται κατά 2-4 φορές.

Ο κανόνας του Van't Hoff

Για κάθε 10 ◦ C αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Εδώ γ (ελληνικό γράμμα "γάμα") - ο λεγόμενος συντελεστής θερμοκρασίας ή συντελεστής van't Hoff, παίρνει τιμές από 2 έως 4.

Για κάθε συγκεκριμένη αντίδραση, ο συντελεστής θερμοκρασίας προσδιορίζεται πειραματικά. Δείχνει ακριβώς πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός μιας δεδομένης χημικής αντίδρασης (και η σταθερά του ρυθμού της) με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς.

Ο κανόνας του Van't Hoff χρησιμοποιείται για να προσεγγίσει τη μεταβολή της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση ή τη μείωση της θερμοκρασίας. Μια πιο ακριβής σχέση μεταξύ της σταθεράς ρυθμού και της θερμοκρασίας καθιερώθηκε από τον Σουηδό χημικό Svante Arrhenius:

Πως περισσότεροΕ μια συγκεκριμένη αντίδραση, λοιπόν μείον(σε μια δεδομένη θερμοκρασία) θα είναι η σταθερά ταχύτητας k (και η ταχύτητα) αυτής της αντίδρασης. Η αύξηση του Τ οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ρυθμού, αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε ταχεία αύξηση του αριθμού των «ενεργητικών» μορίων ικανών να ξεπεράσουν το φράγμα ενεργοποίησης Ea.

Επίδραση του καταλύτη στον ρυθμό αντίδρασης

Μπορείτε να αλλάξετε τον ρυθμό μιας αντίδρασης χρησιμοποιώντας ειδικές ουσίες που αλλάζουν τον μηχανισμό αντίδρασης και τον κατευθύνουν σε μια ενεργειακά πιο ευνοϊκή διαδρομή με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης.

Καταλύτες- πρόκειται για ουσίες που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση και αυξάνουν την ταχύτητά της, αλλά στο τέλος της αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες ποιοτικά και ποσοτικά.

Αναστολείς– ουσίες που επιβραδύνουν τις χημικές αντιδράσεις.

Η αλλαγή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ή της κατεύθυνσης της χρησιμοποιώντας έναν καταλύτη ονομάζεται κατάλυση .

Βασικές έννοιες που μελετήθηκαν:

Ρυθμός χημικών αντιδράσεων

Μοριακή συγκέντρωση

Κινητική

Ομοιογενείς και ετερογενείς αντιδράσεις

Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό των χημικών αντιδράσεων

Καταλύτης, αναστολέας

Κατάλυση

Αναστρέψιμο και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις

Χημική ισορροπία

Οι χημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις ως αποτέλεσμα των οποίων μια ουσία παράγει μια άλλη (από πρώτες ύλεςσχηματίζονται νέες ουσίες). Ορισμένες χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν σε κλάσματα του δευτερολέπτου (έκρηξη), ενώ άλλες χρειάζονται λεπτά, ημέρες, χρόνια, δεκαετίες κ.λπ.

Για παράδειγμα: η αντίδραση καύσης της πυρίτιδας συμβαίνει αμέσως με ανάφλεξη και έκρηξη και η αντίδραση σκουρόχρωμου αργύρου ή σκουριάς του σιδήρου (διάβρωση) συμβαίνει τόσο αργά που το αποτέλεσμά της μπορεί να παρακολουθηθεί μόνο μετά από μεγάλο χρονικό διάστημα.

Για τον χαρακτηρισμό της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης χρησιμοποιείται η έννοια της ταχύτητας χημικής αντίδρασης - υ.

Ρυθμός χημικής αντίδρασηςείναι η μεταβολή της συγκέντρωσης ενός από τα αντιδρώντα μιας αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου.

Τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης:

υ = από 2 – από 1 = ∆s
t 2 – t 1 ∆t

c 1 – μοριακή συγκέντρωση της ουσίας στον αρχικό χρόνο t 1

c 2 – μοριακή συγκέντρωση της ουσίας στον αρχικό χρόνο t 2

δεδομένου ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης χαρακτηρίζεται από μια αλλαγή στη μοριακή συγκέντρωση των αντιδρώντων (εναρκτήριες ουσίες), τότε t 2 > t 1 και c 2 > c 1 (η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται καθώς προχωρά η αντίδραση) .

Μοριακή συγκέντρωση (ες)– είναι η ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα όγκου. Η μονάδα μέτρησης για τη μοριακή συγκέντρωση είναι [mol/l].

Ο κλάδος της χημείας που μελετά τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων ονομάζεται χημική κινητική. Γνωρίζοντας τους νόμους του, ένα άτομο μπορεί να ελέγξει τις χημικές διεργασίες και να τις ρυθμίσει σε μια ορισμένη ταχύτητα.

Κατά τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης, είναι απαραίτητο να θυμόμαστε ότι οι αντιδράσεις χωρίζονται σε ομοιογενείς και ετερογενείς.

Ομοιογενείς αντιδράσεις– αντιδράσεις που συμβαίνουν στο ίδιο περιβάλλον (δηλαδή τα αντιδρώντα βρίσκονται στο ίδιο κατάσταση συνάθροισης; για παράδειγμα: αέριο + αέριο, υγρό + υγρό).

Ετερογενείς αντιδράσεις– πρόκειται για αντιδράσεις που συμβαίνουν μεταξύ ουσιών σε ένα ετερογενές μέσο (υπάρχει διεπαφή φάσης, δηλαδή οι αντιδρώντες ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης· για παράδειγμα: αέριο + υγρό, υγρό + στερεό).

Ο παραπάνω τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ισχύει μόνο για ομοιογενείς αντιδράσεις. Εάν η αντίδραση είναι ετερογενής, τότε μπορεί να συμβεί μόνο στην επιφάνεια των αντιδρώντων.

Για μια ετερογενή αντίδραση, ο ρυθμός υπολογίζεται χρησιμοποιώντας τον τύπο:

∆ν – μεταβολή της ποσότητας της ουσίας

S – περιοχή διεπαφής

∆ t – χρονική περίοδος κατά την οποία έλαβε χώρα η αντίδραση

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων εξαρτάται από διάφορους παράγοντες: τη φύση των αντιδρώντων, τη συγκέντρωση των ουσιών, τη θερμοκρασία, τους καταλύτες ή τους αναστολείς.

Εξάρτηση των ρυθμών αντίδρασης από τη φύση των αντιδρώντων.

Ας αναλύσουμε αυτή την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης χρησιμοποιώντας ένα παράδειγμα: ας ρίξουμε μεταλλικούς κόκκους ίσης επιφάνειας σε δύο δοκιμαστικούς σωλήνες που περιέχουν την ίδια ποσότητα διαλύματος υδροχλωρικού οξέος (HCl): έναν κόκκο σιδήρου (Fe) στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα και έναν κόκκο μαγνησίου (Mg) στον δεύτερο. Ως αποτέλεσμα παρατηρήσεων, με βάση τον ρυθμό απελευθέρωσης υδρογόνου (H 2), μπορεί να σημειωθεί ότι ο υψηλότερος ρυθμός είναι c υδροχλωρικό οξύΤο μαγνήσιο αντιδρά περισσότερο από τον σίδηρο. Ο ρυθμός αυτής της χημικής αντίδρασης επηρεάζεται από τη φύση του μετάλλου (δηλαδή το μαγνήσιο είναι πιο δραστικό μέταλλο από τον σίδηρο, και επομένως αντιδρά πιο έντονα με το οξύ).

Εξάρτηση του ρυθμού των χημικών αντιδράσεων από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων.

Όσο υψηλότερη είναι η συγκέντρωση της ουσίας που αντιδρά (αρχική), τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση. Αντίθετα, όσο χαμηλότερη είναι η συγκέντρωση του αντιδρώντος, τόσο πιο αργή είναι η αντίδραση.

Για παράδειγμα: ρίξτε ένα συμπυκνωμένο διάλυμα υδροχλωρικού οξέος (HCl) σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα και ένα αραιό διάλυμα υδροχλωρικού οξέος στον άλλο. Ας βάλουμε ένα κόκκο ψευδαργύρου (Zn) και στους δύο δοκιμαστικούς σωλήνες. Θα παρατηρήσουμε, με το ρυθμό εξέλιξης του υδρογόνου, ότι η αντίδραση θα προχωρήσει πιο γρήγορα στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα, επειδή η συγκέντρωση του υδροχλωρικού οξέος σε αυτό είναι μεγαλύτερη από ότι στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα.

Για να προσδιορίσετε την εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης, χρησιμοποιήστε νόμος δράσης των (ενεργών) μαζών : ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους.

Για παράδειγμα, για μια αντίδραση που προχωρά σύμφωνα με το σχήμα: nA + mB → D, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθορίζεται από τον τύπο:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m , Οπου

υ x.r - ρυθμός χημικής αντίδρασης

Γ (Α) - ΕΝΑ

Γ (Β) - μοριακή συγκέντρωση μιας ουσίαςΣΕ

n και m - τους συντελεστές τους

k – σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης (τιμή αναφοράς).

Ο νόμος της μαζικής δράσης δεν ισχύει για ουσίες σε στερεή κατάσταση, γιατί η συγκέντρωσή τους είναι σταθερή (λόγω του γεγονότος ότι αντιδρούν μόνο στην επιφάνεια, η οποία παραμένει αναλλοίωτη).

Για παράδειγμα: για αντίδραση 2 Cu + O 2 = 2 CuO ο ρυθμός αντίδρασης καθορίζεται από τον τύπο:

υ h.r. = k C(O 2)

ΠΡΟΒΛΗΜΑ: Η σταθερά ταχύτητας για την αντίδραση 2A + B = D είναι 0,005. να υπολογιστεί ο ρυθμός αντίδρασης στη μοριακή συγκέντρωση της ουσίας Α = 0,6 mol/l, της ουσίας Β = 0,8 mol/l.

Εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία.

Αυτή η εξάρτηση καθορίζεται κανόνας van't Hoff (1884): με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά μέσο όρο κατά 2-4 φορές.

Έτσι, η αλληλεπίδραση του υδρογόνου (H 2) και του οξυγόνου (O 2) σε θερμοκρασία δωματίου σχεδόν δεν συμβαίνει, ο ρυθμός αυτής της χημικής αντίδρασης είναι τόσο χαμηλός. Αλλά σε θερμοκρασία 500 C o αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε 50 λεπτά, και σε θερμοκρασία 700 C o συμβαίνει σχεδόν αμέσως.

Τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης σύμφωνα με τον κανόνα Van't Hoff:

όπου: υ t 1 και υ t 2 - ρυθμοί χημικών αντιδράσεων σε t 2 και t 1

γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας, ο οποίος δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 C o.

Αλλαγή ταχύτητας αντίδρασης:

2. Αντικαταστήστε τα δεδομένα από τη δήλωση προβλήματος στον τύπο:

Εξάρτηση των ρυθμών αντίδρασης από ειδικές ουσίες - καταλύτες και αναστολείς.

Καταλύτης- μια ουσία που αυξάνει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, αλλά δεν συμμετέχει η ίδια σε αυτήν.

Απαγορευτής- μια ουσία που επιβραδύνει μια χημική αντίδραση, αλλά δεν συμμετέχει η ίδια σε αυτήν.

Παράδειγμα: σε δοκιμαστικό σωλήνα με διάλυμα 3% υπεροξειδίου του υδρογόνου (H 2 O 2), το οποίο έχει θερμανθεί, προσθέστε ένα θραύσμα που σιγοκαίει - δεν θα ανάψει, επειδή ο ρυθμός αντίδρασης της αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου σε νερό (H 2 O) και οξυγόνο (O 2) είναι πολύ χαμηλός και το οξυγόνο που προκύπτει δεν είναι αρκετό για να πραγματοποιήσει μια αντίδραση υψηλής ποιότητας στο οξυγόνο (διατήρηση της καύσης). Τώρα ας προσθέσουμε λίγη μαύρη σκόνη οξειδίου του μαγγανίου (IV) (MnO 2) στον δοκιμαστικό σωλήνα και ας δούμε ότι η ταχεία απελευθέρωση των φυσαλίδων αερίου (οξυγόνο) έχει αρχίσει και ότι το σιγαστήρα που σιγοκαίει που εισάγεται στον δοκιμαστικό σωλήνα αναβοσβήνει έντονα. Το MnO 2 είναι ο καταλύτης για αυτήν την αντίδραση, επιτάχυνε τον ρυθμό της αντίδρασης, αλλά δεν συμμετείχε σε αυτήν (αυτό μπορεί να αποδειχθεί ζυγίζοντας τον καταλύτη πριν και μετά την αντίδραση - η μάζα του δεν θα αλλάξει).

Η έννοια της «ταχύτητας» απαντάται αρκετά συχνά στη βιβλιογραφία. Είναι γνωστό από τη φυσική ότι όσο μεγαλύτερη είναι η απόσταση ενός υλικού σώματος (ένα άτομο, ένα τρένο, διαστημόπλοιο) για ορισμένο χρονικό διάστημα, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αυτού του σώματος.

Πώς να μετρήσετε την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης που «δεν πάει πουθενά» και δεν καλύπτει καμία απόσταση; Για να απαντήσετε σε αυτήν την ερώτηση, πρέπει να μάθετε τι Πάντοτεαλλαγές σε κάθεχημική αντίδραση; Δεδομένου ότι οποιαδήποτε χημική αντίδραση είναι μια διαδικασία αλλαγής μιας ουσίας, η αρχική ουσία εξαφανίζεται σε αυτήν, μετατρέποντας σε προϊόντα αντίδρασης. Έτσι, κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, η ποσότητα μιας ουσίας αλλάζει πάντα, ο αριθμός των σωματιδίων των αρχικών ουσιών μειώνεται και επομένως συγκέντρωση (C).

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος της μεταβολής:

  1. συγκέντρωση μιας ουσίας ανά μονάδα χρόνου·
  2. ποσότητα ουσίας ανά μονάδα όγκου·
  3. μάζα μιας ουσίας ανά μονάδα όγκου·
  4. όγκος της ουσίας κατά την αντίδραση.

Συγκρίνετε τώρα την απάντησή σας με τη σωστή:

ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης ισούται με τη μεταβολή της συγκέντρωσης του αντιδρώντος ανά μονάδα χρόνου

Οπου Γ 1Και Από 0- συγκεντρώσεις αντιδρώντων, τελικές και αρχικές, αντίστοιχα. t 1Και t 2- ο χρόνος του πειράματος, η τελική και η αρχική χρονική περίοδος, αντίστοιχα.

Ερώτηση.Ποια τιμή πιστεύετε ότι είναι μεγαλύτερη: Γ 1ή Από 0? t 1ή t 0?

Εφόσον τα αντιδρώντα καταναλώνονται πάντα σε μια δεδομένη αντίδραση, τότε

Έτσι, η αναλογία αυτών των μεγεθών είναι πάντα αρνητική και η ταχύτητα δεν μπορεί να είναι αρνητική ποσότητα. Ως εκ τούτου, εμφανίζεται ένα σύμβολο μείον στον τύπο, το οποίο υποδεικνύει ταυτόχρονα ότι η ταχύτητα κάθεαντιδράσεις με την πάροδο του χρόνου (υπό σταθερές συνθήκες) είναι πάντα μειώνεται.

Έτσι, ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης είναι:

Τίθεται το ερώτημα: σε ποιες μονάδες πρέπει να μετράται η συγκέντρωση των αντιδρώντων (C) και γιατί; Για να το απαντήσετε, πρέπει να καταλάβετε ποια είναι η κατάσταση κύριοςγια να συμβεί οποιαδήποτε χημική αντίδραση.

Για να αντιδράσουν τα σωματίδια, πρέπει τουλάχιστον να συγκρουστούν. Γι' αυτό όσο μεγαλύτερος είναι ο αριθμός των σωματιδίων* (αριθμός μορίων) ανά μονάδα όγκου, όσο πιο συχνά συγκρούονται, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα μιας χημικής αντίδρασης.

* Διαβάστε για το τι είναι ο «τυφλοπόντικας» στο μάθημα 29.1.

Επομένως, κατά τη μέτρηση των ρυθμών των χημικών διεργασιών, χρησιμοποιούν μοριακή συγκέντρωσηουσίες σε αντιδρώντα μείγματα.

Η μοριακή συγκέντρωση μιας ουσίας δείχνει πόσα mol αυτής περιέχονται σε 1 λίτρο διαλύματος

Έτσι, όσο μεγαλύτερη είναι η μοριακή συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών, τόσο περισσότερα σωματίδια υπάρχουν ανά μονάδα όγκου, τόσο πιο συχνά συγκρούονται και τόσο υψηλότερος (όλα τα άλλα πράγματα είναι ίσα) ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης. Επομένως, ο βασικός νόμος της χημικής κινητικής (αυτή είναι η επιστήμη του ρυθμού των χημικών αντιδράσεων) είναι νόμος της μαζικής δράσης.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων.

Για μια αντίδραση τύπου A + B →... μαθηματικά αυτός ο νόμος μπορεί να εκφραστεί ως εξής:

Εάν η αντίδραση είναι πιο σύνθετη, για παράδειγμα, 2A + B → ή, που είναι το ίδιο, A + A + B → ..., τότε

Έτσι, εμφανίστηκε ένας εκθέτης στην εξίσωση ταχύτητας « δυο» , που αντιστοιχεί στον συντελεστή 2 στην εξίσωση αντίδρασης. Για περισσότερα σύνθετες εξισώσειςΚατά κανόνα, δεν χρησιμοποιούνται μεγάλοι εκθέτες. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η πιθανότητα μιας ταυτόχρονης σύγκρουσης, ας πούμε, τριών μορίων Α και δύο μορίων Β είναι εξαιρετικά μικρή. Επομένως, πολλές αντιδράσεις συμβαίνουν σε διάφορα στάδια, κατά τη διάρκεια των οποίων δεν συγκρούονται περισσότερα από τρία σωματίδια και κάθε στάδιο της διαδικασίας προχωρά με μια ορισμένη ταχύτητα. Αυτή η ταχύτητα και η κινητική εξίσωση της ταχύτητας για αυτήν προσδιορίζονται πειραματικά.

Οι παραπάνω εξισώσεις ταχύτητας χημικής αντίδρασης (3) ή (4) ισχύουν μόνο για ομοιογενήςαντιδράσεις, δηλαδή για τέτοιες αντιδράσεις όταν οι αντιδρώντες ουσίες δεν διαχωρίζονται από την επιφάνεια. Για παράδειγμα, μια αντίδραση λαμβάνει χώρα σε ένα υδατικό διάλυμα, και τα δύο αντιδρώντα είναι πολύ διαλυτά στο νερό ή σε οποιοδήποτε μείγμα αερίων.

Είναι άλλο θέμα πότε συμβαίνει ετερογενήςαντίδραση. Σε αυτή την περίπτωση, υπάρχει μια διεπαφή μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών, για παράδειγμα, το διοξείδιο του άνθρακα αέριοαντιδρά με το νερό διάλυμααλκάλια. Σε αυτή την περίπτωση, οποιοδήποτε μόριο αερίου είναι εξίσου πιθανό να αντιδράσει, αφού αυτά τα μόρια κινούνται γρήγορα και χαοτικά. Τι γίνεται με τα σωματίδια υγρού διαλύματος; Αυτά τα σωματίδια κινούνται εξαιρετικά αργά, και αυτά τα σωματίδια αλκαλίων που βρίσκονται «στο κάτω μέρος» δεν έχουν ουσιαστικά καμία πιθανότητα να αντιδράσουν με το διοξείδιο του άνθρακα εκτός εάν το διάλυμα αναδεύεται συνεχώς. Μόνο εκείνα τα σωματίδια που «βρίσκονται στην επιφάνεια» θα αντιδράσουν. Έτσι για ετερογενήςαντιδράσεις -

ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από το μέγεθος της επιφάνειας διεπαφής, το οποίο αυξάνεται με την άλεση.

Ως εκ τούτου, πολύ συχνά οι αντιδρώντες ουσίες συνθλίβονται (για παράδειγμα, διαλύονται σε νερό), το φαγητό μασάται καλά και κατά τη διάρκεια του μαγειρέματος - αλέθεται, περνά από μηχανή κοπής κρέατος κ.λπ. Ένα προϊόν διατροφής που δεν συνθλίβεται πρακτικά δεν είναι ευκολοχώνευτος!

Έτσι, με μέγιστη ταχύτητα(άλλα πράγματα είναι ίσα) ομοιογενείς αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε διαλύματα και μεταξύ αερίων (εάν αυτά τα αέρια αντιδρούν σε συνθήκες περιβάλλοντος), και σε διαλύματα όπου τα μόρια βρίσκονται «κοντά» και η άλεση είναι ίδια με τα αέρια (και ακόμη περισσότερο !), - η ταχύτητα αντίδρασης είναι υψηλότερη.

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Ποια από τις αντιδράσεις συμβαίνει με τις περισσότερες μεγαλύτερη ταχύτητασε θερμοκρασία δωματίου:

  1. άνθρακα με οξυγόνο?
  2. σίδηρος με υδροχλωρικό οξύ?
  3. σιδήρου με διάλυμα οξικού οξέος
  4. διαλύματα αλκαλίου και θειικού οξέος.

ΣΕ σε αυτή την περίπτωσηπρέπει να βρούμε ποια διαδικασία είναι ομοιογενής.

Πρέπει να σημειωθεί ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μεταξύ αερίων ή μιας ετερογενούς αντίδρασης στην οποία συμμετέχει ένα αέριο εξαρτάται επίσης από την πίεση, καθώς με την αύξηση της πίεσης τα αέρια συμπιέζονται και η συγκέντρωση των σωματιδίων αυξάνεται (βλ. τύπο 2). Ο ρυθμός των αντιδράσεων στις οποίες δεν εμπλέκονται αέρια δεν επηρεάζεται από αλλαγές στην πίεση.

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Ο ρυθμός χημικής αντίδρασης μεταξύ του διαλύματος οξέος και του σιδήρου δεν επηρεάζεται

  1. συγκέντρωση οξέος;
  2. λείανση σιδήρου?
  3. θερμοκρασία αντίδρασης;
  4. αύξηση της πίεσης.

Τέλος, η ταχύτητα μιας αντίδρασης εξαρτάται και από την αντιδραστικότητα των ουσιών. Για παράδειγμα, εάν το οξυγόνο αντιδράσει με μια ουσία, τότε, όταν άλλα πράγματα είναι ίσα, ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι υψηλότερος από όταν η ίδια ουσία αλληλεπιδρά με το άζωτο. Το γεγονός είναι ότι η αντιδραστικότητα του οξυγόνου είναι αισθητά υψηλότερη από αυτή του αζώτου. Θα εξετάσουμε την αιτία αυτού του φαινομένου στο επόμενο μέρος του Αυτοδάσκαλου (Μάθημα 14).

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Η χημική αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος και

  1. χαλκός;
  2. σίδερο;
  3. μαγνήσιο;
  4. ψευδάργυρος

Πρέπει να σημειωθεί ότι δεν οδηγεί κάθε σύγκρουση μορίων στη χημική τους αλληλεπίδραση (χημική αντίδραση). Σε ένα μείγμα αερίων υδρογόνου και οξυγόνου, υπό κανονικές συνθήκες, συμβαίνουν πολλά δισεκατομμύρια συγκρούσεις ανά δευτερόλεπτο. Αλλά τα πρώτα σημάδια της αντίδρασης (σταγονίδια νερού) θα εμφανιστούν στη φιάλη μόνο μετά από λίγα χρόνια. Σε τέτοιες περιπτώσεις λένε ότι η αντίδραση πρακτικά δεν λειτουργεί. Αυτή όμως δυνατός, αλλιώς πώς εξηγείται το γεγονός ότι όταν αυτό το μείγμα θερμαίνεται στους 300 °C, η φιάλη θολώνει γρήγορα και σε θερμοκρασία 700 °C θα συμβεί μια τρομερή έκρηξη! Δεν είναι τυχαίο ότι ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου ονομάζεται "εκρηκτικό αέριο".

Ερώτηση.Γιατί πιστεύετε ότι ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται τόσο απότομα όταν θερμαίνεται;

Ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται επειδή, πρώτον, αυξάνεται ο αριθμός των συγκρούσεων σωματιδίων και, δεύτερον, ο αριθμός των ενεργόςσυγκρούσεις. Είναι οι ενεργές συγκρούσεις σωματιδίων που οδηγούν στην αλληλεπίδρασή τους. Για να συμβεί μια τέτοια σύγκρουση, τα σωματίδια πρέπει να έχουν μια ορισμένη ποσότητα ενέργειας.

Η ενέργεια που πρέπει να έχουν τα σωματίδια για να συμβεί μια χημική αντίδραση ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης.

Αυτή η ενέργεια δαπανάται για την υπέρβαση των απωστικών δυνάμεων μεταξύ εξωτερικά ηλεκτρόνιαάτομα και μόρια και την καταστροφή «παλιών» χημικών δεσμών.

Τίθεται το ερώτημα: πώς να αυξηθεί η ενέργεια των σωματιδίων που αντιδρούν; Η απάντηση είναι απλή - αυξήστε τη θερμοκρασία, καθώς με την αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνεται η ταχύτητα κίνησης των σωματιδίων και, κατά συνέπεια, η κινητική τους ενέργεια.

Κανόνας van't Hoff*:

Με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30/08/1852–03/1/1911) - Ολλανδός χημικός. Ένας από τους ιδρυτές της φυσικής χημείας και της στερεοχημείας. βραβείο Νόμπελστη χημεία Νο. 1 (1901).

Πρέπει να σημειωθεί ότι αυτός ο κανόνας (όχι νόμος!) θεσπίστηκε πειραματικά για αντιδράσεις που ήταν «βολικές» για μέτρηση, δηλαδή για τέτοιες αντιδράσεις που δεν προχωρούσαν ούτε πολύ γρήγορα ούτε πολύ αργά και σε θερμοκρασίες προσβάσιμες στον πειραματιστή (όχι πολύ ψηλά και όχι πολύ χαμηλά).

Ερώτηση. Ποιος πιστεύετε ότι είναι ο πιο γρήγορος τρόπος για να μαγειρέψετε τις πατάτες: να τις βράσετε ή να τις τηγανίσετε σε μια στρώση λάδι;

Για να κατανοήσετε σωστά το νόημα των περιγραφόμενων φαινομένων, μπορείτε να συγκρίνετε τα αντιδρώντα μόρια με μια ομάδα μαθητών που πρόκειται να πηδήξουν ψηλά. Εάν τους δοθεί ένα φράγμα ύψους 1 m, τότε οι μαθητές θα πρέπει να τρέξουν προς τα πάνω (να αυξήσουν τη «θερμοκρασία» τους) για να ξεπεράσουν το φράγμα. Ωστόσο, θα υπάρχουν πάντα μαθητές («ανενεργά μόρια») που δεν θα μπορούν να ξεπεράσουν αυτό το εμπόδιο.

Τι να κάνουμε; Εάν τηρείτε την αρχή: «Ένας έξυπνος άνθρωπος δεν θα σκαρφαλώσει σε ένα βουνό, ένας έξυπνος άνθρωπος θα παρακάμψει ένα βουνό», τότε θα πρέπει απλώς να χαμηλώσετε το φράγμα, ας πούμε, στα 40 εκατοστά. Τότε οποιοσδήποτε μαθητής θα μπορεί να το ξεπεράσει εμπόδιο. Σε μοριακό επίπεδο αυτό σημαίνει: Για να αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης, είναι απαραίτητο να μειωθεί η ενέργεια ενεργοποίησης σε ένα δεδομένο σύστημα.

Σε πραγματικές χημικές διεργασίες, αυτή η λειτουργία εκτελείται από έναν καταλύτη.

Καταλύτηςείναι μια ουσία που αλλάζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης ενώ παραμένει αμετάβλητοςπρος το τέλος της χημικής αντίδρασης.

Καταλύτης συμμετέχεισε μια χημική αντίδραση, που αλληλεπιδρά με μία ή περισσότερες αρχικές ουσίες. Σε αυτή την περίπτωση σχηματίζονται ενδιάμεσες ενώσεις και αλλάζει η ενέργεια ενεργοποίησης. Εάν το ενδιάμεσο είναι πιο ενεργό (ενεργό σύμπλοκο), τότε η ενέργεια ενεργοποίησης μειώνεται και ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.

Για παράδειγμα, η αντίδραση μεταξύ SO 2 και O 2 συμβαίνει πολύ αργά υπό κανονικές συνθήκες πρακτικά δεν λειτουργεί. Αλλά παρουσία ΝΟ, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται απότομα. Πρώτο ΟΧΙ πολύ γρήγορααντιδρά με το Ο2:

που προκύπτει διοξείδιο του αζώτου γρήγορααντιδρά με οξείδιο του θείου (IV):

Εργασία 5.1.Χρησιμοποιώντας αυτό το παράδειγμα, δείξτε ποια ουσία είναι καταλύτης και ποια ενεργό σύμπλοκο.

Αντίθετα, εάν σχηματιστούν περισσότερες παθητικές ενώσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης μπορεί να αυξηθεί τόσο πολύ ώστε η αντίδραση πρακτικά να μην λαμβάνει χώρα υπό αυτές τις συνθήκες. Τέτοιοι καταλύτες ονομάζονται αναστολείς.

Στην πράξη, χρησιμοποιούνται και οι δύο τύποι καταλυτών. Ειδικοί οργανικοί καταλύτες λοιπόν - ένζυμα- συμμετέχουν σε όλες απολύτως τις βιοχημικές διεργασίες: πέψη τροφής, μυϊκή σύσπαση, αναπνοή. Ζωή δεν μπορεί να υπάρξει χωρίς ένζυμα!

Οι αναστολείς είναι απαραίτητοι για την προστασία των μεταλλικών προϊόντων από τη διάβρωση, που περιέχουν λίπος προϊόντα διατροφήςαπό οξείδωση (τάγγιση). Ορισμένα φάρμακα περιέχουν επίσης αναστολείς που αναστέλλουν τις ζωτικές λειτουργίες των μικροοργανισμών και έτσι τους καταστρέφουν.

Η κατάλυση μπορεί να είναι ομοιογενής ή ετερογενής. Ένα παράδειγμα ομοιογενούς κατάλυσης είναι η επίδραση του ΝΟ (αυτός είναι καταλύτης) στην οξείδωση του διοξειδίου του θείου. Ένα παράδειγμα ετερογενούς κατάλυσης είναι η δράση του θερμαινόμενου χαλκού στην αλκοόλη:

Αυτή η αντίδραση εμφανίζεται σε δύο στάδια:

Εργασία 5.2.Προσδιορίστε ποια ουσία είναι ο καταλύτης σε αυτή την περίπτωση; Γιατί αυτός ο τύπος κατάλυσης ονομάζεται ετερογενής;

Στην πράξη, η ετερογενής κατάλυση χρησιμοποιείται συχνότερα, όπου βρίσκονται οι καταλύτες στερεά: μέταλλα, τα οξείδια τους κ.λπ. Στην επιφάνεια των ουσιών αυτών υπάρχουν ειδικά σημεία (κόμβοι κρυσταλλικού πλέγματος), όπου, μάλιστα, συμβαίνει η καταλυτική αντίδραση. Εάν αυτά τα σημεία καλύπτονται με ξένες ουσίες, τότε η κατάλυση σταματά. Αυτή η ουσία, επιζήμια για τον καταλύτη, ονομάζεται καταλυτικό δηλητήριο. Άλλες ουσίες - υποστηρικτές- Αντίθετα, ενισχύουν την καταλυτική δραστηριότητα.

Ένας καταλύτης μπορεί να αλλάξει την κατεύθυνση μιας χημικής αντίδρασης, δηλαδή, αλλάζοντας τον καταλύτη, μπορείτε να αποκτήσετε διαφορετικά προϊόντα αντίδρασης. Έτσι, από την αλκοόλη C 2 H 5 OH παρουσία οξειδίων ψευδαργύρου και αργιλίου, μπορεί να ληφθεί βουταδιένιο και παρουσία πυκνού θειικού οξέος, μπορεί να ληφθεί αιθυλένιο.

Έτσι, κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, η ενέργεια του συστήματος αλλάζει. Εάν κατά τη διάρκεια της αντίδρασης απελευθερώνεται ενέργειαμε τη μορφή θερμότητας Q, μια τέτοια διαδικασία ονομάζεται εξώθερμη:

Για ενδοθερμικές διεργασίες απορροφάται θερμότητα, δηλαδή θερμική επίδραση Q< 0 .

Εργασία 5.3.Προσδιορίστε ποια από τις προτεινόμενες διεργασίες είναι εξώθερμη και ποια είναι ενδόθερμη:

Η εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης στην οποία θερμική επίδραση, ονομάζεται θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης. Για να δημιουργηθεί μια τέτοια εξίσωση, είναι απαραίτητο να υπολογιστεί το θερμικό αποτέλεσμα ανά 1 mol του αντιδρώντος.

Εργο.Όταν καίγονται 6 g μαγνησίου, απελευθερώνονται 153,5 kJ θερμότητας. Να γράψετε μια θερμοχημική εξίσωση για αυτή την αντίδραση.

Διάλυμα.Ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την αντίδραση και ας υποδείξουμε ΠΑΝΩ τους τύπους που δίνονται:

Έχοντας κάνει την αναλογία, βρίσκουμε το επιθυμητό θερμικό αποτέλεσμα της αντίδρασης:

Η θερμοχημική εξίσωση για αυτή την αντίδραση είναι:

Τέτοιες εργασίες δίνονται στις εργασίες πλειοψηφία Επιλογές Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης! Για παράδειγμα.

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Σύμφωνα με την εξίσωση της θερμοχημικής αντίδρασης

η ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται κατά την καύση 8 g μεθανίου είναι ίση με:

Αναστρεψιμότητα χημικών διεργασιών. Η αρχή του Le Chatelier

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - Γάλλος φυσικοχημικός και μεταλλουργός. Διατυπωμένο δίκαιομετατοπίσεις της ισορροπίας (1884).

Οι αντιδράσεις μπορεί να είναι αναστρέψιμες ή μη αναστρέψιμες.

ΑμετάκλητοςΠρόκειται για αντιδράσεις για τις οποίες δεν υπάρχουν συνθήκες υπό τις οποίες είναι δυνατή η αντίστροφη διαδικασία.

Ένα παράδειγμα τέτοιων αντιδράσεων είναι οι αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν το γάλα ξινίζει ή όταν καίγεται νόστιμη κοτολέτα. Πόσο αδύνατο να το χάσεις κιμάςπίσω από τον μύλο κρέατος (και πάρτε ξανά ένα κομμάτι κρέας), είναι επίσης αδύνατο να «αναζωογονήσετε» την κοτολέτα ή να φτιάξετε φρέσκο ​​γάλα.

Ας κάνουμε όμως μια απλή ερώτηση: είναι η διαδικασία μη αναστρέψιμη;

Για να απαντήσουμε σε αυτήν την ερώτηση, ας προσπαθήσουμε να θυμηθούμε, είναι δυνατόν να πραγματοποιηθεί η αντίστροφη διαδικασία; Ναί! Η αποσύνθεση ασβεστόλιθου (κιμωλίας) για να ληφθεί ασβέστη CaO χρησιμοποιείται σε βιομηχανική κλίμακα:

Έτσι, η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, αφού υπάρχουν συνθήκες υπό τις οποίες και οι δύοδιαδικασία:

Επιπλέον, υπάρχουν προϋποθέσεις υπό τις οποίες η ταχύτητα της μπροστινής αντίδρασης είναι ίση με την ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης.

Υπό αυτές τις συνθήκες, δημιουργείται χημική ισορροπία. Αυτή τη στιγμή, η αντίδραση δεν σταματά, αλλά ο αριθμός των σωματιδίων που λαμβάνονται είναι ίσος με τον αριθμό των αποσυντεθειμένων σωματιδίων. Γι' αυτό ικανός χημική ισορροπίαοι συγκεντρώσεις των σωματιδίων που αντιδρούν δεν αλλάζουν. Για παράδειγμα, για τη διεργασία μας τη στιγμή της χημικής ισορροπίας

σημάδι σημαίνει συγκέντρωση ισορροπίας.

Τίθεται το ερώτημα, τι θα γίνει με την ισορροπία εάν η θερμοκρασία αυξηθεί ή μειωθεί ή αλλάξουν άλλες συνθήκες; Αυτή η ερώτηση μπορεί να απαντηθεί γνωρίζοντας Η αρχή του Le Chatelier:

εάν αλλάξετε τις συνθήκες (t, p, c) υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τη διαδικασία που αντιστέκεται στην αλλαγή.

Με άλλα λόγια, ένα σύστημα ισορροπίας αντιστέκεται πάντα σε οποιαδήποτε εξωτερική επίδραση, όπως ένα ιδιότροπο παιδί που κάνει «το αντίθετο» αντιστέκεται στη θέληση των γονιών του.

Ας δούμε ένα παράδειγμα. Έστω ότι υπάρχει ισορροπία στην αντίδραση που παράγει αμμωνία:

Ερωτήσεις.Είναι ο αριθμός των mol των αερίων που αντιδρούν ο ίδιος πριν και μετά την αντίδραση; Εάν μια αντίδραση συμβεί σε κλειστό όγκο, πότε είναι μεγαλύτερη η πίεση: πριν ή μετά την αντίδραση;

Είναι προφανές ότι αυτή η διαδικασία συμβαίνει με μείωση του αριθμού των μορίων αερίου, που σημαίνει πίεσημειώνεται κατά την άμεση αντίδραση. ΣΕ αντίστροφοαντιδράσεις - αντίθετα, η πίεση στο μείγμα αυξάνει.

Ας αναρωτηθούμε τι θα συμβεί αν σε αυτό το σύστημα αύξησηπίεση; Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η αντίδραση που «κάνει το αντίθετο» θα προχωρήσει, δηλ. χαμηλώνειπίεση. Αυτή είναι μια άμεση αντίδραση: λιγότερα μόρια αερίου - λιγότερη πίεση.

Ετσι, στοαύξηση πίεση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την άμεση διαδικασία, όπουπέφτει η πίεση, καθώς μειώνεται ο αριθμός των μορίωναέρια

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Στο αύξησημετατοπίσεις ισορροπίας πίεσης δικαίωμαστο σύστημα:

Αν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αριθμός μορίωντα αέρια δεν αλλάζουν, τότε μια αλλαγή στην πίεση δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας.

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της ισορροπίας στο σύστημα:

Η θέση ισορροπίας αυτής και οποιασδήποτε άλλης αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών που αντιδρούν: αυξάνοντας τη συγκέντρωση των αρχικών ουσιών και μειώνοντας τη συγκέντρωση των ουσιών που προκύπτουν, μετατοπίζουμε πάντα την ισορροπία προς την άμεση αντίδραση (στα δεξιά).

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.

θα μετακινηθεί προς τα αριστερά όταν:

  1. αυξημένη αρτηριακή πίεση?
  2. μείωση της θερμοκρασίας?
  3. αύξηση της συγκέντρωσης CO.
  4. μείωση της συγκέντρωσης CO.

Η διαδικασία της σύνθεσης της αμμωνίας είναι εξώθερμη, συνοδεύεται δηλαδή από απελευθέρωση θερμότητας, δηλαδή αύξηση της θερμοκρασίαςστο μείγμα.

Ερώτηση.Πώς θα μετατοπιστεί η ισορροπία σε αυτό το σύστημα όταν πτώση της θερμοκρασίας?

Μαλώνοντας παρόμοια, το κάνουμε σύναψη: όταν μειώνεται θερμοκρασία, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό αμμωνίας, αφού σε αυτή την αντίδραση απελευθερώνεται θερμότητα και η θερμοκρασίαανεβαίνει.

Ερώτηση.Πώς αλλάζει ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθώς μειώνεται η θερμοκρασία;

Προφανώς, καθώς μειώνεται η θερμοκρασία, ο ρυθμός και των δύο αντιδράσεων θα μειωθεί απότομα, δηλαδή θα πρέπει να περιμένετε πολύ καιρό για να επιτευχθεί η επιθυμητή ισορροπία. Τι να κάνουμε; Σε αυτή την περίπτωση είναι απαραίτητο καταλύτης. Αν και αυτός δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας, αλλά επιταχύνει την εμφάνιση αυτής της κατάστασης.

Εργασία Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης.Χημική ισορροπία στο σύστημα

μετατοπίζεται προς το σχηματισμό του προϊόντος αντίδρασης όταν:

  1. αυξημένη αρτηριακή πίεση?
  2. αύξηση της θερμοκρασίας?
  3. μείωση της πίεσης?
  4. χρήση καταλύτη.

συμπεράσματα

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από:

  • τη φύση των σωματιδίων που αντιδρούν·
  • συγκέντρωση ή περιοχή διεπαφής των αντιδρώντων.
  • θερμοκρασία;
  • παρουσία καταλύτη.

Η ισορροπία επιτυγχάνεται όταν ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης διαδικασίας. Στην περίπτωση αυτή, η συγκέντρωση ισορροπίας των αντιδρώντων δεν αλλάζει. Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις συνθήκες και υπακούει στην αρχή του Le Chatelier.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Χημική κινητική– η μελέτη των ρυθμών και των μηχανισμών των χημικών αντιδράσεων.

Η μελέτη των ρυθμών αντίδρασης, η λήψη δεδομένων για τους παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης, καθώς και η μελέτη των μηχανισμών των χημικών αντιδράσεων πραγματοποιείται πειραματικά.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ρυθμός χημικής αντίδρασης– μεταβολή της συγκέντρωσης ενός από τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου με σταθερό όγκο του συστήματος.

Οι ρυθμοί ομογενών και ετερογενών αντιδράσεων ορίζονται διαφορετικά.

Ο ορισμός ενός μέτρου του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να γραφτεί με μαθηματική μορφή. Έστω ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης σε ένα ομοιογενές σύστημα, n B είναι ο αριθμός των mol οποιασδήποτε από τις ουσίες που προκύπτουν από την αντίδραση, V είναι ο όγκος του συστήματος και ο χρόνος. Τότε στο όριο:

Αυτή η εξίσωση μπορεί να απλοποιηθεί - η αναλογία της ποσότητας μιας ουσίας προς τον όγκο είναι η μοριακή συγκέντρωση της ουσίας n B / V = ​​c B, από την οποία dn B / V = ​​dc B και τέλος:

Στην πράξη, οι συγκεντρώσεις μιας ή περισσότερων ουσιών μετρώνται σε συγκεκριμένα χρονικά διαστήματα. Οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών μειώνονται με την πάροδο του χρόνου και οι συγκεντρώσεις των προϊόντων αυξάνονται (Εικ. 1).


Ρύζι. 1. Μεταβολή της συγκέντρωσης της αρχικής ουσίας (α) και του προϊόντος της αντίδρασης (β) με την πάροδο του χρόνου

Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης είναι: η φύση των αντιδρώντων, οι συγκεντρώσεις τους, η θερμοκρασία, η παρουσία καταλυτών στο σύστημα, η πίεση και ο όγκος (στην αέρια φάση).

Η επίδραση της συγκέντρωσης στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σχετίζεται με τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - τον νόμο της δράσης μάζας (LMA): ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών που αυξάνονται στη δύναμη των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Το ZDM δεν λαμβάνει υπόψη τη συγκέντρωση ουσιών στη στερεά φάση σε ετερογενή συστήματα.

Για την αντίδραση mA +nB = pC +qD η μαθηματική έκφραση του ZDM θα γραφεί:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n,

όπου k είναι η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης, η οποία είναι η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης σε συγκέντρωση αντιδρώντων 1 mol/l. Σε αντίθεση με τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, το k δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Όσο υψηλότερο είναι το k, τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση.

Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται από τον κανόνα Van't Hoff. Κανόνας Van't Hoff: για κάθε αύξηση δέκα βαθμών της θερμοκρασίας, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά περίπου 2 έως 4 φορές. Μαθηματική έκφραση:

(T 2) = (T 1) × (T2-T1)/10,

πού είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας van’t Hoff, που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 o C.

Μοριακότητα και σειρά αντίδρασης

Η μοριακότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από τον ελάχιστο αριθμό μορίων που αλληλεπιδρούν ταυτόχρονα (συμμετέχουν σε μια στοιχειώδη πράξη). Υπάρχουν:

- μονομοριακές αντιδράσεις (ένα παράδειγμα είναι οι αντιδράσεις αποσύνθεσης)

N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2

K × C, -dC/dt = kC

Ωστόσο, δεν είναι όλες οι αντιδράσεις που υπακούουν σε αυτή την εξίσωση μονομοριακές.

- διμοριακή

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

K × C 1 × C 2, -dC/dt = k × C 1 × C 2

- τριμοριακή (πολύ σπάνια).

Η μοριακή ικανότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από τον πραγματικό μηχανισμό της. Είναι αδύνατο να προσδιοριστεί η μοριακότητά του γράφοντας την εξίσωση μιας αντίδρασης.

Η σειρά της αντίδρασης καθορίζεται από τη μορφή της κινητικής εξίσωσης της αντίδρασης. Αυτός ίσο με το άθροισμαδείκτες των βαθμών συγκέντρωσης σε αυτή την εξίσωση. Για παράδειγμα:

CaCO 3 = CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 – τρίτη τάξη

Η σειρά της αντίδρασης μπορεί να είναι κλασματική. Σε αυτή την περίπτωση, προσδιορίζεται πειραματικά. Εάν η αντίδραση προχωρήσει σε ένα στάδιο, τότε η σειρά της αντίδρασης και η μοριακή της συμπίπτουν, εάν σε πολλά στάδια, τότε η σειρά καθορίζεται από το πιο αργό στάδιο και είναι ίση με τη μοριακή ικανότητα αυτής της αντίδρασης.

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση Η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση 2A + B = 4C. Η αρχική συγκέντρωση της ουσίας Α είναι 0,15 mol/l και μετά από 20 δευτερόλεπτα είναι 0,12 mol/l. Υπολογίστε τη μέση ταχύτητα αντίδρασης.
Διάλυμα Ας γράψουμε τον τύπο για τον υπολογισμό του μέσου ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης:

Σκοπός 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 1να t 2καθορίζεται από τη σχέση:

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

Το πρόσημο «–» πριν από το κλάσμα αναφέρεται στη συγκέντρωση των αρχικών ουσιών, 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 άποψη

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.

ΝΑ– 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 τάξη 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.