Урок 42. движение как качественное изменение. химические реакции — Естествознание — 10 класс

Естествознание, 10 класс

Урок 42. Движение как качественное изменение. Химические реакции

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: Как во времени протекает химическая реакция? Что такое механизм химической реакции и как реакции можно классифицировать по механизму их протекания? Как определяется скорость химической реакции для различных процессов? Что такое кинетическое уравнение реакции и в чём его смысл? Как различные факторы влияют на скорость реакции? Каков механизм действия катализатора?

Глоссарий по теме:

Химическая кинетика – это раздел химической науки, изучающий механизм и скорость химической реакции.

Скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

Закон действующих масс – при постоянной температуре скорость данной реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Механизм химической реакции – это последовательность элементарных стадий процесса, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции.

Энергия активации – это средняя избыточная энергия (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходные вещества) и продукты (конечное состояние).

Правило Вант-Гоффа – при повышении температуры на каждые 10⁰ С скорость реакции увеличивается в среднем в 2 – 4 раза.

Катализ – это изменение скорости реакции под действием катализаторов.

Катализатор (от греч. katalysis – разрушение) – это вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.

Ферменты

(от лат. fermentum – закваска) – это вещества, катализирующие биохимические реакции в организмах.

Основная и дополнительная литература по теме урока:

1. Естествознание. 10 класс: учебник для общеобразоват. организаций: базовый уровень / И.Ю. Алексашина, К.В. Галактионов, И.С. Дмитриев, А.В. Ляпцев и др. / под ред. И.Ю. Алексашиной. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 2017. – С. 184-189.

2. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия. / Глав. ред. В.А. Володин. – М.: Аванта+, 2000. – С. 116-126; 568-576.

3. Савинкина Е.В. История химии. Элективный курс: Учебное пособие / Е.В. Савинкина, Г.П. Логинов, С.С. Плоткин. – М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2007. – С. 139-144.

Открытые электронные ресурсы по теме урока:

Левченков С.И. Химическая кинетика // Краткий очерк истории химии: Учебное пособие для студентов химфака РГУ. URL:

http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Sketch_7.html#Кинетика

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Многообразие объектов Вселенной отражается в многообразии видов и форм движения. Качественные изменения, которые происходят в ходе химических превращений, можно интерпретировать как особый вид движения, а саму химическую реакцию рассматривать как определенную химическую форму движения. Изучением того, как во времени протекают химические процессы, занимается химическая кинетика – область химической науки, становление которой началось со второй половины XIX века.

Химические процессы протекают с различной скоростью: бронзовый памятник во влажном воздухе медленно покрывается голубоватым налетом, значительно быстрее покрывается ржавчиной железный предмет, лежащий в воде, долька яблока через несколько часов покрывается бурой пленкой, а образование осадка при сливании растворов, например, сульфата натрия и хлорида бария, происходит очень быстро. Для количественной характеристики скорости химической реакции используют не время её протекания, а скорость изменения количества вещества (в моль), вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции.

Таким образом, скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем). Напомним, что гомогенная система состоит из одной фазы, а гетерогенная система – из нескольких фаз, разграниченных между собой поверхностями раздела. Наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации веществ от времени, поэтому скорость реакции можно определять как изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из образующихся в ходе реакции веществ в единицу времени.

𝑣 = ± ∆с/∆t, где 𝑣 – скорость реакции, ∆с – изменение концентрации вещества, ∆t – промежуток времени, в котором определяют скорость реакции. Если скорость определяют по изменению концентрации реагирующего вещества, которая в ходе реакции уменьшается, то перед формулой ставят знак «–», если скорость определяется по изменению концентрации продукта реакции, которая в ходе реакции увеличивается, то перед формулой ставят знак «+». Скорость химической реакции изменяется во времени, поэтому по приведенной формуле можно вычислить только среднюю скорость реакции в определенном интервале времени. Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени называется кинетической кривой. С помощью кинетической кривой можно графически определить истинную скорость реакции в каждый момент времени.

Чтобы управлять химической реакцией – замедлять или ускорять химические процессы, необходимо знать, от чего зависит скорость реакции. Особенно важно знать зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Впервые скорость химической реакции и её зависимость от концентрации исходных веществ исследовал немецкий химик Людвиг Фердинанд Вильгельми (1812 – 1864), изучая гидролиз сахарозы. В своей работе, опубликованной в 1850 году, он привел формулу, отражающую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ – первое кинетическое уравнение химической реакции. В 1864 – 1867 гг. норвежские учёные Като Максимилиан Гульдберг (1836 – 1902) и Петер Вааге (1833 – 1900) опубликовали работы, в которых на основе сотен экспериментов доказали, что скорость реакции пропорциональна произведению «действующих масс» реагентов, т.е. (концентрациям). Таким образом, количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным

законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для некоторой реакции xA + yB → zD эта зависимость будет иметь вид: 𝑣 = k∙C_A^x∙C_B^y, где С_А и С_В

– молярные концентрации веществ А и В, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции, численно равный скорости реакции при концентрации всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л и определяемый экспериментально. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на границе раздела фаз не зависит от концентрации. Как правило, при низких температурах скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности раздела фаз и температуры.

Превращение одних веществ в другие не является одномоментным событием, – это сложный процесс, который развертывается во времени и пространстве. Еще в XIX веке учёные определили, что химические реакции в подавляющем большинстве являются многостадийными процессами. Последовательность элементарных стадий процесса, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции, называется

механизмом реакции. По числу стадий реакции подразделяются на простые (элементарные) и сложные. Простые реакции осуществляются в одну стадию, химическое уравнение таких реакций полностью отражает какие и сколько частиц участвуют непосредственно в элементарном акте химического взаимодействия. В реакциях изомеризации или диссоциации, например, происходит химическое превращение одной молекулы. Есть простые реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или разных) или даже трёх частиц. Сложные реакции осуществляются в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией. Каждая из стадий протекает со своей скоростью. Скорости отдельных стадий могут существенно отличаться друг от друга. Скорость сложной реакции в целом будет определяться скоростью самой медленной стадии, которая называется лимитирующей. Механизмы химических реакций определяются экспериментально.

Скорость химической реакции зависит от температуры. Впервые влияние температуры на скорость реакции было учтено Якобом Генриком Вант-Гоффом (1852 – 1911), им было сформулировано эмпирическое правило (правило Вант-Гоффа): при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Однако это правило носит приближенный характер и применимо лишь в узком интервале температур. Более точно зависимость скорости химической реакции от температуры была определена шведским химиком Сванте Августом Аррениусом (1859 – 1927), он ввёл понятие энергии активации и сформулировал закон температурной зависимости для константы скорости простых реакций.

Многие химические процессы в растворе или газовой фазе происходят при столкновении частиц реагирующих веществ. Число таких соударений огромно. Если бы все соударения частиц приводили к химическому взаимодействию, то реакции протекали бы мгновенно, однако этого не происходит. Это объясняется тем, что не все соударения приводят к химическому взаимодействию. Чтобы соударение было

эффективным (привело к химическому взаимодействию) столкнувшиеся частицы должны обладать достаточной энергией для разрыва или ослабления химических связей в молекулах реагирующих веществ. В результате происходит образование некоторого промежуточного неустойчивого комплекса (активированного комплекса) с последующим перераспределением электронной плотности и образованием продуктов реакции. Средняя избыточная энергия (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходные вещества) и продукты (конечное состояние) называется энергией активации. Так как при повышении температуры доля частиц, обладающих избыточной энергией увеличивается, то увеличивается и число эффективных соударений и, следовательно, константа скорости реакции.

На скорость реакции могут оказывать влияние вещества, которые получили название катализаторов. Еще с начала XIX века химики обратили внимание на необычные химические реакции, для протекания которых требовалось добавление некоторых веществ. Эти вещества в реакциях не расходовались, но без их добавления реакции не протекали. В 1835 году все известные на тот момент каталитические исследования обобщил шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус (1779 – 1848), он же первым использовал термин «катализ» (от греч. katalysis – разрушение). Однако, механизм влияния этих добавок был непонятен химикам XIX века. Только в самом конце XIX века немецкий химик Вильгельм Фридрих Оствальд (1853 – 1932) сумел дать современные определения катализа и катализатора. Появление современных теорий катализа относится к 20-м годам XX века. Первой из них была мультиплетная теория, которую разработал российский химик Алексей Александрович Баландин (1898 – 1967).

Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся. Изменение скорости реакции под действием катализаторов называют катализом. Известны различные виды катализа. Катализ может быть положительным – увеличивать скорость реакции, или отрицательным – уменьшать скорость реакции. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, замедляющие течение реакции – ингибиторами. Катализ, при котором катализатор образует одну фазу с реагирующими веществами, называют гомогенным катализом. Если катализатор образует самостоятельную фазу и реакция происходит на поверхности катализатора, то катализ называется гетерогенным катализом. Хорошо известный Вам из школьного курса процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ (2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q) можно проводить с использованием разных катализаторов.

В начале XX века этот процесс осуществляли в газовой фазе с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора – это пример гомогенного катализа. Если в качестве катализатора использовать оксид ванадия (V) V₂O₅, который является твердым веществом, то реакция протекает на его поверхности – это пример гетерогенного катализа. Гетерогенный катализ может быть усилен добавлением промоторов – веществ, которые сами не являются катализаторами, но повышают активность катализатора данной реакции. Так, для синтеза аммиака, идущего с использование железного катализатора, используется добавление оксидов алюминия и калия. Однако, есть вещества, которые наоборот снижают активность катализатора. Такие вещества называются каталитическими ядами. Так, например, платиновый катализатор очень чувствителен по отношению к соединениям серы и селена.

Важными свойствами катализаторов является их специфичность и селективность. Под специфичностью катализатора понимается его способность ускорять только какую-то одну группу реакций и никак не влиять на скорость других реакций. Хорошо известный Вам пример: платина Pt и никель Ni являются катализаторами процессов гидрирования. Другое свойство катализаторов – селективность (избирательность) заключается в способности катализаторов ускорять только одну из возможных при данных условиях параллельных реакций. На этом свойстве катализаторов основаны способы получения разных продуктов из одних и тех же исходных веществ. Например, из этилового спирта C₂H₅OH в присутствии оксида алюминия Al₂O₃ получают этилен CH₂=CH₂, а в присутствии меди Cu – уксусный альдегид CH₃COH. Наибольшей селективностью отличаются биологические катализаторы белковой природы – ферменты. Кроме того, ферменты обладают высокой активностью, что объясняется значительным снижением энергии активации биохимического процесса ферментами.

В чем же заключается действие катализатора? Оказывается, катализаторы снижают энергию активации реакции, в результате чего увеличивается число частиц, обладающих энергией, достаточной для химического взаимодействия. Катализаторы участвуют в образовании активированного комплекса, требующего меньшей энергия активации.

Таким образом, превращение одних веществ в другие – это процесс, развертывающийся во времени, т. е. имеющий свою временную структуру, которая выражена механизмом реакции. Вместе с тем механизм реакции учитывает не только изменения в составе веществ-участников реакции, но и изменение положений атомов в пространстве по мере протекания реакции. Поэтому можно говорить о пространственно-временной структуре реакции. Любое превращение одних веществ в другие, т.е. химическую реакцию, можно рассматривать как качественное изменение и особую форму движения.

Выводы:

1. Скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

2. На скорость реакции оказывают влияние: природа реагирующих веществ, их концентрация (для гомогенных систем), площадь поверхности (для гетерогенных систем), температура и наличие катализатора.

3. Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

4. Большинство химических реакций являются многостадийными процессам, механизм которых определяется экспериментально. Под механизмом химической реакции понимают последовательность элементарных стадий процесса, в результате которых исходные вещества превращаются в продукты реакции.

5. Многие химические реакции являются каталитическими, т.е. для их осуществления необходимы катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.

6. Химическая реакция – имеет сложную пространственно-временную структуру, что позволяет её рассматривать не только как качественное изменение веществ, но и особую форму движения.

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

1. Укажите верные утверждения:

Утверждение	Правильный ответ и пояснение
А. Химическое уравнение не отражает механизм протекания реакции.	Правильное утверждение. Химическое уравнение не отражает механизм протекания реакции, механизм реакции определяется экспериментально.
Б. Катализатор ускоряет реакцию, но сам в реакции не участвует.	Неправильное утверждение. Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.
В. Закон действующих масс выражает количественную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.	Правильное утверждение. Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

2. Установление соответствие между элементами двух множеств. К каждой позиции первого столбца подберите соответствующую позицию второго.

Утверждение	Теория
1. Процесс гидрирования этилена СН2=СН2 c использованием никеля Ni в качестве катализатора.	А. Гомогенный катализ Б. Гетерогенный катализ
2. Процесс получения оксида серы (VI) SO3 из оксида серы (IV) SO2 с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора.
3. Процесс получения оксида серы (VI) SO3 из оксида серы (IV) SO2 с использованием оксида ванадия (V) V2O5 в качестве катализатора.

Правильный ответ:1 – Б; 2 – А; 3 – Б.

Утверждение	Теория
1. Процесс гидрирования этилена СН2=СН2 c использованием никеля Ni в качестве катализатора.	Б. Гетерогенный катализ
2. Процесс получения оксида серы (VI) SO3 из оксида серы (IV) SO2 с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора.	А. Гомогенный катализ
3. Процесс получения оксида серы (VI) SO3 из оксида серы (IV) SO2 с использованием оксида ванадия (V) V2O5 в качестве катализатора.	Б. Гетерогенный катализ

Скорость химических реакций | CHEMEGE.RU

Темы кодификатора ЕГЭ: Скорость реакции. Ее зависимость от разных факторов.

Скорость химической реакции показывает, как быстро происходит та или иная реакция. Взаимодействие происходит при столкновении частиц в пространстве. При этом реакция происходит не при каждом столкновении, а только когда частица обладают соответствующей энергией.

 

Скорость реакции – количество элементарных соударений взаимодействующих частиц, заканчивающихся химическим превращением, за единицу времени.

 

Определение скорости химической реакции связано с условиями ее проведения. Если реакция гомогенная – т.е. продукты и реагенты находятся в одной фазе – то скорость химической реакции определяется, как изменение концентрации вещества в единицу времени:

 

υ = ΔC / Δt

 

Если реагенты, или продукты находятся в разных фазах, и столкновение частиц происходит только на границе раздела фаз, то реакция называется гетерогенной, и скорость ее определяется изменением количества вещества в единицу времени на единицу реакционной поверхности:

 

υ = Δν / (S·Δt)

 

 

1. Температура

 

Самый простой способ изменить скорость реакции – изменить температуру. Как вам, должно быть, известно из курса физики, температура – это мера средней кинетической энергии движения частиц вещества. Если мы повышаем температуру, то частицы любого вещества начинают двигаться быстрее, а следовательно, сталкиваться чаще.

Однако при повышении температуры скорость химических реакций увеличивается в основном благодаря тому, что увеличивается число эффективных соударений. При повышении температуры резко увеличивается число активных частиц, которые могут преодолеть энергетический барьер реакции. Если понижаем температуру – частицы начинают двигаться медленнее, число активных частиц уменьшается, и количество эффективных соударений в секунду уменьшается. Таким образом, при повышении температуры скорость химической реакции повышается, а при понижении температуры — уменьшается.

 

Обратите внимание! Это правило работает одинаково для всех химических реакций (в том числе для экзотермических и эндотермических). Скорость реакции не зависит от теплового эффекта. Скорость экзотермических реакций при повышении температуры возрастает, а при понижении температуры – уменьшается. Скорость эндотермических реакций также возрастает при повышении температуры, и уменьшается при понижении температуры.

 

Более того, еще в XIX веке голландский физик Вант-Гофф экспериментально установил, что скорость большинства реакций примерно одинаково изменяется (примерно в 2-4 раза) при изменении температуры на 10^оС.

 Правило Вант-Гоффа звучит так: повышение температуры на 10^оС приводит к увеличению скорости химической реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурный коэффициент скорости химической реакции γ).

Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции.

 

 здесь v₂ — скорость реакции при температуре T₂,

v₁ — скорость реакции при температуре T₁,

γ — температурный коэффициент скорости реакции, коэффициент Вант-Гоффа.

 

В некоторых ситуациях повысить скорость реакции с помощью температуры не всегда удается, т.к. некоторые вещества разлагаются при повышении температуры, некоторые вещества или растворители испаряются при повышенной температуре, т.е. нарушаются условия проведения процесса.

 

 

Также изменить число эффективных соударений можно, изменив концентрацию реагирующих веществ. Понятие концентрации, как правило, используется для газов и жидкостей, т.к. в газах и жидкостях частицы быстро двигаются и активно перемешиваются. Чем больше концентрация реагирующих веществ (жидкостей, газов), тем больше число эффективных соударений, и тем выше скорость химической реакции.

На основании большого числа экспериментов в 1867 году в работах норвежских  ученых П. Гульденберга и П. Вааге и, независимо от них, в 1865 году русским ученым Н.И. Бекетовым был выведен основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ:

 

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции.

 

Для химической реакции вида: aA + bB = cC + dD закон действующих масс записывается так:

 

 

здесь v —  скорость химической реакции,

C_A и C_B — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л

k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

 

Например, для реакции образования аммиака:

 

N₂  +  3H₂  ↔  2NH₃

 

 закон действующих масс выглядит так:

 

Константа скорости реакции k показывает, с какой скоростью будут реагировать вещества, если их концентрации равны 1 моль/л, или их произведение равно 1. Константа скорости химической реакции зависит от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.

В законе действующих масс не учитываются концентрации твердых веществ, т.к. они реагируют, как правило, на поверхности, и количество реагирующих частиц на единицу поверхности при этом не меняется.

 

В большинстве случаев химическая реакция состоит из нескольких простых этапов, в таком случае уравнение химической реакции показывает лишь суммарное или итоговое уравнение происходящих процессов. При этом скорость химической реакции сложным образом зависит (или не зависит) от концентрации реагирующих веществ, полупродуктов или катализатора, поэтому точная форма кинетического уравнения определяется экспериментально, или на основании анализа предполагаемого механизма реакции. Как правило, скорость сложной химической реакции определяется скоростью его самого медленного этапа (лимитирующей стадии).

 

3. Давление

 

Концентрация газов напрямую зависит от давления. При повышении давления повышается концентрация газов. Математическое выражение этой зависимости (для идеального газа) — уравнение Менделеева-Клапейрона:

 

pV = νRT

 

Таким образом, если среди реагентов есть  газообразное вещество, то при повышении давления скорость химической реакции увеличивается, при понижении давления — уменьшается.

 

Например. Как изменится скорость реакции сплавления извести с оксидом кремния:

 

CaCO₃  +  SiO₂  ↔  CaSiO₃  +  CO₂↑

 

при повышении давления?

Правильным ответом будет – никак, т.к. среди реагентов нет газов,  а карбонат кальция – твердая соль, нерастворимая в воде, оксид кремния – твердое вещество. Газом будет продукт – углекислый газ. Но продукты не влияют на скорость прямой реакции.

 

4. Катализатор

 

Еще один способ увеличить скорость химической реакции – направить ее по другому пути, заменив прямое взаимодействие, например, веществ А и В серией последовательных реакций с третьим веществом К, которые требуют гораздо меньших затрат энергии (имеют более низкий активационный энергетический барьер) и протекают при данных условиях быстрее, чем прямая реакция. Это третье вещество называют катализатором.

 

 

Катализаторы – это химические вещества, участвующие в химической реакции, изменяющие ее скорость и направление, но не расходующиеся в ходе реакции (по окончании реакции не изменяющиеся ни по количеству, ни по составу).  Примерный механизм работы катализатора для реакции вида А + В можно представить так:

 

A + K = AK

AK + B = AB + K

 

Процесс изменения скорости реакции при взаимодействии с катализатором называют катализом. Катализаторы широко применяют в промышленности, когда необходимо увеличить скорость реакции, либо направить ее по определенному пути.

По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе (газ, раствор). Типичные гомогенные катализаторы – кислоты и основания. органические амины и др.

Гетерогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Как правило, гетерогенные катализаторы – твердые вещества. Т.к. взаимодействие в таких катализаторах идет только на поверхности вещества, важным требованием для катализаторов является большая площадь поверхности. Гетерогенные катализаторы отличает высокая пористость, которая увеличивает площадь поверхности катализатора. Так, суммарная площадь поверхности некоторых катализаторов иногда достигает 500 квадратных метров на 1 г катализатора. Большая площадь и пористость обеспечивают эффективное взаимодействие с реагентами. К гетерогенным катализаторам относятся металлы, цеолиты — кристаллические минералы группы алюмосиликатов (соединений кремния и алюминия), и другие.

 

 

Пример гетерогенного катализа – синтез аммиака:

 

N₂  +  3H₂  ↔ 2NH₃

 

В качестве катализатора используется пористое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Сам катализатор не расходуется в ходе химической реакции, но на поверхности катализатора накапливаются другие вещества, связывающие активные центры катализатора и блокирующие его работу (каталитические яды). Их необходимо регулярно удалять, путем регенерации катализатора.

 

В биохимических реакция очень эффективными оказываются катализаторы – ферменты. Ферментативные катализаторы действуют эффективно и избирательно, с избирательностью 100%. К сожалению, ферменты очень чувствительны к повышению температуры, кислотности среды и другим факторам, поэтому есть ряд ограничений для реализации в промышленных масштабах процессов с ферментативным катализом.

Катализаторы не стоит путать с инициаторами процесса и ингибиторами.

Например, для инициирования радикальной реакции хлорирования метана необходимо облучение ультрафиолетом. Это не катализатор. Некоторые радикальные реакции инициируются пероксидными радикалами. Это также не катализаторы.

 

Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химическую реакцию. Ингибиторы могут расходоваться и участвовать в химической реакции.  При этом ингибиторы не являются катализаторами наоборот. Обратный катализ в принципе невозможен – реакция в любом случае будет пытаться идти по наиболее быстрому пути.

 

5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ

 

 Для гетерогенных реакций одним из способов увеличить число эффективных соударений является увеличение площади реакционной поверхности. Чем больше площадь поверхности контакта реагирующих фаз, тем больше скорость гетерогенной химической реакции. Порошковый цинк гораздо быстрее растворяется в кислоте, чем гранулированный цинк такой же массы.

В промышленности для увеличения площади контактирующей поверхности реагирующих веществ используют метод «кипящего слоя».

Например, при производстве серной кислоты методом «кипящего слоя» производят обжиг колчедана.

 

6. Природа реагирующих веществ

 

На скорость химических реакций при прочих равных условиях также оказывают влияние химические свойства, т.е. природа реагирующих веществ.

Менее активные вещества будут имеют более высокий активационный барьер, и вступают в реакции медленнее, чем более активные вещества.

Более активные вещества имеют более низкую энергию активации, и значительно легче и чаще вступают в химические реакции.

 

Более стабильные вещества — это, например, те вещества, которые окружают нас в быту, либо существуют в природе.

Например, хлорид натрия NaCl (поваренная соль), или воды H₂O, или металлическое железо Fe.

Более  активные вещества мы можем встретить в быту и природе сравнительно редко.

Например, оксид натрия Na₂O или сам натрий Na в быту и в природе не не встречаем, т.к. они активно реагируют с водой.

При небольших значениях энергии активации (менее 40 кДж/моль) реакция проходит очень быстро и легко. Значительная часть столкновений между частицами заканчивается химическим превращением. Например, реакции ионного обмена происходят при обычных условиях очень быстро.

При высоких значениях энергии активации (более 120 кДж/моль) лишь незначительное число столкновений заканчивается химическим превращением. Скорость таких реакций пренебрежимо мала. Например, азот с кислородом практически не взаимодействует при нормальных условиях.

При средних значениях энергии активации (от 40 до 120 кДж/моль) скорость реакции будет средней. Такие реакции также идут при обычных условиях, но не очень быстро, так, что их можно наблюдать невооруженным глазом. К таким реакциям относятся взаимодействие натрия с водой, взаимодействие железа с соляной кислотой и др.

Вещества, стабильные при нормальных условиях, как правило, имеют высокие значения энергии активации.

Скорость химической реакции

Закон действующих масс — основной постулат химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

• Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Так, для реакции aA + bB → продукты реакции (a, b — стехиометрические коэффициенты) закон действующих масс выражается уравнением: v = k [А]^х [B]^у,

где v — скорость реакции; k — коэффициент пропорциональности, или константа скорости реакции;
[А] и [B] — молярные концентрации веществ А и В, соответственно;
х и у — экспериментально определяемые числа, называемые порядком реакции по веществам А и В.
Сумма показателей степеней x+y называется общим порядком реакции. Если реакция проходит в одну стадию, то порядки по веществам равны стехиометрическим коэффициентам (х = a и у = b), а общий порядок соответствует молекулярности реакции (т.е. минимальному числу частиц, участвующих в элементарной стадии).
Чаще всего х ≠ а и у ≠ b, так как большинство реакций протекает в несколько стадий.

Константа скорости реакции (k). Физический смысл этой константы следует из уравнения закона действующих масс: k – коэффициент пропорциональности, численно равный скорости реакции, когда произведение молярных концентраций реагентов равно 1. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.
Следует иметь в виду, что размерность константы скорости зависит от порядка реакции. Для реакций 1-го порядка k выражается в 1/c, 2-го порядка – в л/моль·с, 3-го порядка – в л²/моль²·с и т.д. Поэтому называть константу k скоростью (удельной скоростью) реакции можно лишь для реакций 2-го порядка, когда размерность k соответствует размерности скорости.

Скорость реакции, ее зависимость от различных факторов.

Некоторые химические реакции происходят практически мгновенно (взрыв кислородно-водородной смеси, реакции ионного обмена в водном растворе), вторые — быстро (горение веществ, взаимодействие цинка с кислотой), третьи — медленно (ржавление железа, гниение органических остатков). Известны настолько медленные реакции, что человек их просто не может заметить. Так, например, преобразование гранита в песок и глину происходит в течение тысяч лет.

Другими словами, химические реакции могут протекать с разной скоростью.

Но что же такое скорость реакции? Каково точное определение данной величины и, главное, ее математическое выражение?

Скоростью реакции называют изменение количества вещества за одну единицу времени в одной единице объема. Математически это выражение записывается как:

Где n₁ и n₂ – количество вещества (моль) в момент  времени t₁ и t₂ соответственно в системе объемом V.

То, какой знак плюс или минус (±) будет стоять перед выражением скорости, зависит от того, на изменение количества какого вещества мы смотрим – продукта или реагента.

Очевидно, что в ходе реакции происходит расход реагентов, то есть их количество уменьшается, следовательно, для реагентов выражение (n₂ — n₁) всегда имеет значение меньше нуля. Поскольку скорость не может быть отрицательной величиной, в этом случае перед выражением нужно поставить знак «минус».

Если же мы смотрим на изменение количества продукта, а не реагента, то перед выражением для расчета скорости знак «минус» не требуется, поскольку выражение (n₂ — n₁) в этом случае всегда положительно, т.к. количество продукта в результате реакции может только увеличиваться.

Отношение количества вещества n к объему, в котором это количество вещества находится, называют молярной концентрацией С:

Таким образом, используя понятие молярной концентрации и его математическое выражение, можно записать другой вариант определения скорости реакции:

Скоростью реакции называют изменение молярной концентрации вещества в результате протекания химической реакции за одну единицу времени:

Нередко бывает крайне важно знать, от чего зависит скорость той или иной реакции и как на нее повлиять. Например, нефтеперерабатывающая промышленность в буквальном смысле бьется за каждые дополнительные полпроцента продукта в единицу времени. Ведь учитывая огромное количество перерабатываемой нефти, даже полпроцента вытекает в крупную финансовую годовую прибыль. В некоторых же случаях крайне важно какую-либо реакцию замедлить, в частности коррозию металлов.

Так от чего же зависит скорость реакции? Зависит она, как ни странно, от множества различных параметров.

Для того чтобы разобраться в этом вопросе прежде всего давайте представим, что происходит в результате химической реакции, например:

A + B → C + D

Написанное выше уравнение отражает процесс, в котором молекулы веществ А и В, сталкиваясь друг с другом, образуют молекулы веществ С и D.

То есть, несомненно, для того чтобы реакция прошла, как минимум, необходимо столкновение молекул исходных веществ. Очевидно, если мы повысим количество молекул в единице объема, число столкновений увеличится аналогично тому, как возрастет частота ваших столкновений с пассажирами в переполненном автобусе по сравнению с полупустым.

Другими словами, скорость реакции возрастает при увеличении концентрации реагирующих веществ.

В случае, когда один из реагентов или сразу несколько являются газами, скорость реакции увеличивается при повышении давления, поскольку давление газа всегда прямо пропорционально концентрации составляющих его молекул.

Тем не менее, столкновение частиц является, необходимым, но вовсе недостаточным условием протекания реакции. Дело в том, что согласно расчетам, число столкновений молекул реагирующих веществ при их разумной концентрации настолько велико, что все реакции должны протекать в одно мгновение. Тем не  менее, на практике этого не происходит. В чем же дело?

Дело в том, что не всякое соударение молекул реагентов обязательно будет эффективным. Многие соударения являются упругими – молекулы отскакивают друг от друга словно мячи. Для того чтобы реакция прошла, молекулы должны обладать достаточной кинетической энергией. Минимальная энергия, которой должны обладать молекулы реагирующих веществ для того, чтобы реакция прошла, называется энергией активации и обозначается как Е_а. В системе, состоящей из большого количества молекул, существует распределение молекул по энергии, часть из них имеет низкую энергию, часть высокую и среднюю. Из всех этих молекул только у небольшой части молекул энергия превышает энергию активации.

Как известно из курса физики, температура фактически есть мера кинетической энергии частиц, из которых состоит вещество. То есть, чем быстрее движутся частицы, составляющие вещество, тем выше его температура. Таким образом, очевидно, повышая температуру мы по сути увеличиваем кинетическую энергию молекул, в результате чего возрастает доля молекул с энергией, превышающей Е_а и их столкновение приведет к химической реакции.

Факт положительного влияния температуры на скорость протекания реакции еще в 19м веке эмпирически установил голландский химик Вант Гофф. На основании проведенных им исследований он сформулировал правило, которое до сих пор носит его имя, и звучит оно следующим образом:

Скорость любой химической реакции увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов.

Математическое отображение данного правила записывается как:

где V₂ и V₁ – скорость при температуре t₂ и t₁ соответственно, а γ – температурный коэффициент реакции, значение которого чаще всего лежит в диапазоне от 2 до 4.

Часто скорость многих реакций удается повысить, используя катализаторы.

Катализаторы – вещества, ускоряющие протекание какой-либо реакции и при этом не расходующиеся.

Но каким же образом катализаторам удается повысить скорость реакции?

Вспомним про энергию активации E_a . Молекулы с энергией меньшей, чем энергия активации в отсутствие катализатора друг с другом взаимодействовать не могут. Катализаторы, изменяют путь, по которому протекает реакция подобно тому, как опытный проводник проложит маршрут экспедиции не напрямую через гору, а с помощью обходных троп, в результате чего даже те спутники, которые не имели достаточно энергии для восхождения на гору, смогут перебраться на другую ее сторону.

Не смотря на то что катализатор при проведении реакции не расходуется, тем не менее он принимает в ней активное участие, образуя промежуточные соединения с реагентами, но к концу реакции возвращается к своему изначальному состоянию.

Кроме указанных выше факторов, влияющих на скорость реакции, если между реагирующими веществами есть граница раздела (гетерогенная реакция), скорость реакции будет зависеть также и от площади соприкосновения реагентов. Например, представьте себе гранулу металлического алюминия, которую бросили в пробирку с водным раствором соляной кислоты. Алюминий – активный металл, который способен реагировать с кислотами неокислителями. С соляной кислотой уравнение реакции выглядит следующим образом:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Алюминий представляет собой твердое вещество, и это значит, что реакция с соляной кислотой идет только на его поверхности. Очевидно, что если мы увеличим площадь поверхности, предварительно раскатав гранулу алюминия в фольгу, мы тем самым предоставим большее количество доступных для реакции с кислотой атомов алюминия. В результате этого скорость реакции увеличится. Аналогичным образом увеличения поверхности твердого вещества можно добиться измельчением его в порошок.

Также на скорость гетерогенной реакции, в которой реагирует твердое вещество с газообразным или жидким, часто положительно влияет перемешивание, что связано с тем, что в результате перемешивания достигается удаление из зоны реакции скапливающихся молекул продуктов реакции и «подносится» новая порция молекул реагента.

Последним следует отметить также огромное влияние на скорость протекания реакции и природы реагентов. Например, чем ниже в таблице Менделеева находится щелочной металл, тем быстрее он реагирует с водой, фтор среди всех галогенов наиболее быстро реагирует с газообразным водородом и т.д.

Резюмируя все вышесказанное, скорость реакции зависит от следующих факторов:

1) концентрация реагентов: чем выше, тем больше скорость реакции.

2) температура: с ростом температуры скорость любой реакции увеличивается.

3) площадь соприкосновения реагирующих веществ: чем больше площадь контакта реагентов, тем выше скорость реакции.

4) перемешивание, если реакция происходит между твердым веществом и жидкостью или газом перемешивание может ее ускорить.

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКАЯ • Большая российская энциклопедия

КИНЕ́ТИКА ХИМИ́ЧЕСКАЯ, раз­дел фи­зич. хи­мии, изу­чаю­щий хи­мич. ре­ак­цию как про­цесс, про­те­каю­щий во вре­ме­ни. Осн. за­да­чей К. х. яв­ля­ет­ся опи­са­ние и пред­ска­за­ние ско­ро­стей хи­мич. пре­вра­ще­ний разл. ти­пов и оп­ре­де­ле­ние за­ко­но­мер­но­стей влия­ния на ско­рость и на­прав­ле­ние ре­ак­ции ус­ло­вий её осу­ще­ст­в­ле­ния. Тео­рия эле­мен­тар­но­го ак­та хи­мич. ре­ак­ции на­прав­ле­на на де­таль­ное опи­са­ние еди­нич­но­го со­бы­тия хи­мич. пре­вра­ще­ния с уча­сти­ем мо­ле­кул, ио­нов, сво­бод­ных ра­ди­ка­лов и др. час­тиц. Хи­мич. ре­ак­ции, пред­став­ляю­щие со­бой со­во­куп­ность эле­мен­тар­ных ак­тов разл. ти­пов, на­зы­ва­ют­ся слож­ны­ми хи­ми­че­ски­ми ре­ак­ция­ми. Це­лью ки­не­тич. ис­сле­до­ва­ния слож­ной хи­мич. ре­ак­ции яв­ля­ет­ся из­ме­ре­ние ско­ро­сти ре­ак­ции в разл. ус­ло­ви­ях, оп­ре­де­ле­ние ме­ха­низ­ма хи­ми­че­ской ре­ак­ции, т. е. вы­яв­ле­ние по­сле­до­ва­тель­но­сти эле­мен­тар­ных ре­ак­ций, ко­то­рые пре­тер­пе­ва­ют ис­ход­ные реа­ген­ты в хо­де пре­вра­ще­ния в про­дук­ты ре­ак­ции, и по­строе­ние на этой ос­но­ве ма­те­ма­тич. мо­де­ли, по­зво­ляю­щей пред­ска­зы­вать ско­рость и на­прав­ле­ние ре­ак­ции в за­дан­ных ус­ло­ви­ях. Ско­рость про­те­ка­ния хи­мич. ре­ак­ций, ос­лож­нён­ных про­цес­са­ми мас­со- и те­п­ло­об­ме­на, рас­смат­ри­ва­ет хи­мич. мак­ро­ки­не­ти­ка.

По­сколь­ку опи­са­ние ско­ро­сти, ме­ха­низ­ма и со­ста­ва про­дук­тов хи­мич. ре­акций важ­но в лю­бой об­лас­ти хи­мии, тео­ре­тич. пред­став­ле­ния и экс­пе­рим. ме­то­ды К. х. раз­ви­ва­ют­ся разл. раз­де­ла­ми хи­мич. нау­ки. Са­мо­сто­ят. раз­де­ла­ми К. х. яв­ля­ют­ся ки­не­ти­ка ка­та­ли­ти­че­ских, в т. ч. фер­мен­та­тив­ных, ре­ак­ций (см. Ка­та­лиз, Фер­мен­та­тив­ный ка­та­лиз), ки­не­ти­че­ские ме­то­ды ана­ли­за, ки­не­ти­ка фо­то­хи­ми­че­ских ре­ак­ций, ки­не­ти­ка элек­трод­ных про­цес­сов, ки­не­ти­ка ра­диа­ци­он­но-хи­ми­че­ских ре­ак­ций и др. Для опи­са­ния ско­ро­стей хи­мич. про­цес­сов в слож­ных объ­ек­тах ис­поль­зу­ют­ся ки­не­тич. мо­де­ли тех­но­ло­гич. про­цес­сов, ки­не­ти­ка про­цес­сов го­ре­ния и взры­ва, фар­ма­ко­ки­не­ти­ка, ки­не­тич. мо­де­ли в хи­мии ат­мо­сфе­ры, гид­ро­сфе­ры и др.

Исторический очерк

Пер­вые ки­не­тич. ис­сле­до­ва­ния с из­ме­ре­ни­ем ско­ро­сти хи­мич. ре­ак­ции вы­пол­ни­ли Л. Виль­гель­ми (пред­ло­жил ма­те­ма­тич. вы­ра­же­ние для ско­ро­сти ре­ак­ции гид­ро­ли­за са­ха­ро­зы, 1850), М. Берт­ло совм. со сво­им уче­ни­ком Л. Пе­ан де Сен-Жи­лем (ус­та­но­ви­ли влия­ние на рав­но­ве­сие масс ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной сме­си, 1862–63). В 1864–1867 К. Гульд­берг и П. Ваа­ге сфор­му­ли­ро­ва­ли дей­ст­вую­щих масс за­кон. В 1884 Я. Вант-Гофф по­лу­чил фор­му­лы, опи­сы­ваю­щие ки­не­ти­ку про­те­ка­ния мо­но-, би- и три­мо­ле­ку­ляр­ных ре­ак­ций, и обоб­щил экс­пе­рим. дан­ные в пер­вой мо­но­гра­фии по К. х. В 1889 С. Ар­ре­ни­ус сфор­му­ли­ро­вал за­кон тем­пе­ра­тур­ной за­ви­си­мо­сти кон­стан­ты ско­ро­сти про­стых ре­ак­ций. В 1870-х гг. Н. А. Мен­шут­кин вы­пол­нил се­рию ки­не­тич. ис­сле­до­ва­ний, ввёл (1888) в отеч. на­уч. лит-ру тер­мин «хи­ми­че­ская ки­не­ти­ка». Пред­став­ле­ния о важ­ной ро­ли про­ме­жу­точ­ных про­дук­тов в про­те­ка­нии слож­ных ре­ак­ций вве­де­ны в К. х. в пе­рок­сид­ной тео­рии окис­ле­ния Ба­ха – Энг­ле­ра (1897) и в тео­рии со­пря­жён­ных ре­ак­ций Лю­те­ра – Ши­ло­ва (1903–05). Не­раз­ветв­лён­ные цеп­ные ре­ак­ции от­кры­ты М. Бо­ден­штей­ном (1913), раз­ветв­лён­ные – Н. Н. Се­мё­но­вым и С. Хин­шел­ву­дом (1926–28). Важ­ный вклад в раз­ви­тие ки­не­ти­ки цеп­ных ре­ак­ций вне­сли В. Н. Кон­д­рать­ев, В. В. Вое­вод­ский, Н. М. Эма­ну­эль и др. В 1930-х гг. Э. Виг­не­ром, М. По­ла­ни, М. Эван­сом, Г. Эй­рин­гом раз­ра­бо­та­на тео­рия ак­ти­ви­ро­ван­но­го ком­плек­са. Ста­ти­стич. тео­рия Рай­са – Рам­спер­ге­ра – Кас­се­ля – Мар­ку­са (со­кра­щён­но РРКМ) для рас­чё­та кон­стан­ты ско­ро­сти мо­но­мо­ле­ку­ляр­ных ре­ак­ций в га­зах раз­ви­ва­лась в 1927–52. Су­ще­ст­вен­ным ша­гом в изу­че­нии ки­не­ти­ки бы­ст­рых хи­мич. ре­ак­ций и ре­ги­ст­ра­ции ко­рот­ко­жи­ву­щих про­ме­жу­точ­ных про­дук­тов ста­ли раз­ра­бо­тан­ные в сер. 20 в. ме­то­ды им­пульс­но­го фо­то­ли­за (Р. Нор­риш, Дж. Пор­тер, 1950) и им­пульс­но­го ра­дио­ли­за; им­пульс­ная спек­тро­ско­пия с фем­то­се­кунд­ным раз­ре­ше­ни­ем раз­ра­бо­та­на А. Зи­вей­лом в 1987. В 1956 Р. Мар­ку­сом пред­ло­же­на тео­ретич. мо­дель для рас­чё­та кон­стан­ты ско­ро­сти ре­ак­ции пе­ре­но­са элек­тро­на в жид­ких рас­тво­рах. Раз­ви­тие в сер. 20 в. хи­мич. мак­ро­ки­не­ти­ки, в ча­ст­но­сти тео­ре­тич. мо­де­лей хи­мич. взры­ва и го­ре­ния, свя­за­но с име­на­ми Д. А. Франк-Ка­ме­нец­ко­го и Я. Б. Зель­до­ви­ча. От­кры­тие (Б. П. Бе­ло­усов, 1951) и изу­че­ние (А. М. Жа­бо­тин­ский, 1961) ко­ле­ба­тель­ных ре­ак­ций по­слу­жи­ло толч­ком к изу­че­нию не­ли­ней­ных эф­фек­тов в хи­мии. 

Современное состояние и тенденции развития

За про­те­ка­ни­ем хи­мич. ре­ак­ции экс­пе­ри­мен­таль­но сле­дят по из­ме­не­нию кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ и/или про­дук­тов ре­ак­ции. Ре­зуль­та­ты из­ме­ре­ний, пред­став­лен­ные в ви­де за­ви­си­мо­сти кон­цен­тра­ции ве­ще­ст­ва от вре­ме­ни, на­зы­ва­ют ки­не­тич. кри­вой. Про­из­вод­ную по вре­ме­ни та­кой за­ви­си­мо­сти для ве­ще­ст­ва А на­зы­ва­ют ско­ро­стью хи­мич. ре­ак­ции по это­му ве­ще­ст­ву.{n_C}\dots,$$где $k$ – кон­стан­та ско­ро­сти хи­ми­че­ской ре­ак­ции, $n_\text{A}$, $n_\text{B}$, $n_\text{C}$, $\dots$ – по­ря­док хи­мич. ре­ак­ции по реа­ген­там A, B, С и т. д. За­ви­си­мость кон­стан­ты ско­ро­сти ре­ак­ции от аб­со­лют­ной темп-ры $T$ обыч­но вы­ра­жа­ют в фор­ме: $k=A \cdot \exp(-E_a/RT)$, где $A$ – пре­дэкс­по­нен­ци­аль­ный мно­жи­тель, $E_a$ – энер­гия ак­ти­ва­ции ре­ак­ции, $R$ – га­зо­вая по­сто­ян­ная (см. Ар­ре­ниу­са урав­не­ние). Ве­ли­чи­на кон­стан­ты ско­ро­сти, по­ряд­ки по реа­ген­там, энер­гия ак­ти­ва­ции и пред­экс­по­нен­ци­аль­ный мно­жи­тель яв­ля­ют­ся ки­не­тич. па­ра­мет­ра­ми ре­ак­ции. Для слож­ных ре­ак­ций ки­не­тич. па­ра­мет­ры яв­ля­ют­ся эм­пи­рич. ха­рак­те­ри­сти­ка­ми, ко­то­рые мо­гут из­ме­нять­ся при из­ме­не­нии ус­ло­вий про­ве­де­ния ре­ак­ции. Та­кие па­ра­мет­ры на­зы­ва­ют эф­фек­тив­ны­ми, или ка­жу­щи­ми­ся. Ки­не­тич. па­ра­мет­ры эле­мен­тар­ных хи­мич. ре­ак­ций в ка­че­ст­ве объ­ек­тив­ных ха­рак­те­ри­стик на­ка­п­ли­ва­ют­ся в ки­не­тич. ба­зах дан­ных и ис­поль­зу­ют­ся для пред­ска­за­ния ки­не­ти­ки слож­ных про­цес­сов. Ко­ли­че­ст­вен­ное ки­не­тич. опи­са­ние мн. тех­но­ло­гич. и при­род­ных про­цес­сов тре­бу­ет зна­ния ки­не­тич. па­ра­мет­ров со­тен эле­мен­тар­ных хи­мич. ре­ак­ций и чис­лен­но­го ре­ше­ния со­от­вет­ст­вую­ще­го чис­ла ки­не­тич. урав­не­ний.

Объ­яс­не­ние и пред­ска­за­ние ка­че­ст­вен­ных за­ко­но­мер­но­стей ки­не­ти­ки слож­ных ре­ак­ций ос­но­ва­но на вы­яв­ле­нии клю­че­вых ста­дий в их ме­ха­низ­ме и тео­ре­тич. ана­ли­зе со­от­вет­ст­вую­щих ки­не­тич. урав­не­ний. Од­ним из пер­вых при­ме­ров та­ко­го ана­ли­за бы­ло соз­да­ние тео­рии не­раз­ветв­лён­ных и раз­ветв­лён­ных цеп­ных ре­ак­ций, ско­рость ко­то­рых оп­ре­де­ля­ет­ся об­ра­зо­ва­ни­ем, пре­вра­ще­ния­ми и ги­бе­лью ре­ак­ци­он­но­спо­соб­ных про­ме­жу­точ­ных час­тиц – сво­бод­ных ра­ди­ка­лов. Не­ста­биль­ные про­ме­жу­точ­ные час­ти­цы (ато­мы и сво­бод­ные ра­ди­ка­лы, ион-ра­ди­ка­лы, кар­бе­ны, мо­ле­ку­лы в воз­бу­ж­дён­ном со­стоя­нии и др.) на­зы­ва­ют ин­тер­ме­диа­та­ми. Важ­ная роль ин­тер­ме­диа­тов в про­те­ка­нии разл. хи­мич. ре­ак­ций оп­ре­де­ля­ет­ся на­прав­ле­ни­ем и ки­не­тич. ха­рак­те­ри­сти­ка­ми эле­мен­тар­ных ре­ак­ций с их уча­сти­ем.

Для рас­чё­та ки­не­тич. па­ра­мет­ров ис­поль­зу­ют­ся тео­ре­тич. мо­де­ли эле­мен­тар­но­го ак­та хи­мич. ре­ак­ции. Ак­тив­ных столк­но­ве­ний тео­рия рас­смат­ри­ва­ет ве­ро­ят­ность про­те­ка­ния ре­ак­ции в га­зо­вой фа­зе как ве­ро­ят­ность столк­но­ве­ний мо­ле­кул реа­ген­тов с не­об­хо­ди­мой для осу­ще­ст­в­ле­ния хи­мич. пре­вра­ще­ния энер­ги­ей столк­но­ве­ния. Эта мо­дель да­ёт лишь ка­че­ст­вен­ное со­гла­сие с ки­не­тич. ха­рак­те­ри­сти­ка­ми, оп­ре­де­лён­ны­ми экс­пе­ри­мен­таль­но. Бо­лее на­дёж­ное пред­ска­за­ние ки­не­тич. ха­рак­те­ри­стик эле­мен­тар­ных ре­ак­ций в га­зе пред­ла­га­ет ак­ти­ви­ро­ван­но­го ком­плек­са тео­рия, ос­но­ван­ная на ста­ти­стич. рас­чё­те ве­ро­ят­но­сти про­те­ка­ния ре­ак­ции в ус­ло­ви­ях рас­пре­де­ле­ния Мак­свел­ла – Больц­ма­на. Наи­бо­лее пол­ное опи­са­ние эле­мен­тар­но­го ак­та хи­мич. ре­ак­ции да­ёт тео­ре­тич. мо­дель, рас­смат­ри­ваю­щая хи­мич. пре­вра­ще­ние как пе­ре­ме­ще­ние точ­ки, изо­бра­жаю­щей со­стоя­ние реа­ген­тов, по по­верх­но­сти по­тен­ци­аль­ной энер­гии, ко­то­рая пред­став­ля­ет со­бой за­ви­си­мость по­тен­ци­аль­ной энер­гии реа­ги­рую­щих мо­ле­кул от ко­ор­ди­нат всех вхо­дя­щих в них ато­мов. То­по­ло­гия по­верх­но­сти по­тен­ци­аль­ной энер­гии и оп­ре­де­ляе­мые ею на­прав­ле­ние и ве­ро­ят­ность осу­ще­ст­в­ле­ния ак­та ре­ак­ции мо­гут быть рас­счи­та­ны ме­то­да­ми кван­то­вой хи­мии. Де­таль­ное опи­са­ние про­те­ка­ния эле­мен­тар­но­го ак­та ре­ак­ции в за­ви­си­мо­сти от энер­гии по­сту­па­тель­но­го дви­же­ния и элек­трон­но­го, ко­ле­ба­тель­но­го и др. со­стоя­ний реа­ги­рую­щих мо­ле­кул яв­ля­ет­ся пред­ме­том тео­ре­тич. и экс­пе­рим. изу­че­ния спец. раз­де­ла К. х., ко­то­рый на­зы­ва­ет­ся хи­мич. ди­на­ми­ка.

На­прав­ле­ние и ско­рость хи­мич. ре­ак­ций в жид­кой и твёр­дой фа­зах оп­ре­де­ля­ют­ся не толь­ко хи­мич. при­ро­дой реа­ген­тов, но и влия­ни­ем мо­ле­кул сре­ды. Вслед­ст­вие мень­шей по срав­не­нию с га­зо­вой фа­зой транс­ля­ци­он­ной под­виж­но­стью мо­ле­кул в жид­кой фа­зе ско­рость бы­ст­рых ре­ак­ций час­то оп­ре­де­ля­ет­ся диф­фу­зи­ей мо­ле­кул реа­ген­тов. Осо­бен­но силь­ное влия­ние на на­прав­ле­ние и ско­рость ре­ак­ций ока­зы­ва­ют жид­ко­сти с вы­со­кой ди­элек­трич. про­ни­цае­мо­стью, ко­то­рые об­лег­ча­ют об­ра­зо­ва­ние за­ря­жен­ных час­тиц (ио­нов) и спо­соб­ст­ву­ют про­те­ка­нию ре­ак­ций по ион­но­му ме­ха­низ­му (см. Ре­ак­ции в жид­ко­стях). Eщё мень­шая под­виж­ность мо­ле­кул в твёр­дой фа­зе при­во­дит к то­му, что ско­рость ре­ак­ции час­то оп­ре­де­ля­ет­ся ско­ро­стью про­цес­сов за­ро­ж­де­ния и рос­та фа­зы про­дук­тов ре­ак­ции (см. Ре­ак­ции в твёр­дых те­лах), а на­прав­ле­ние ре­ак­ции – вза­им­ной ори­ен­та­ци­ей мо­ле­кул реа­ген­тов, за­дан­ной струк­ту­рой твёр­до­го те­ла (см. То­по­хи­ми­че­ские ре­ак­ции). В твёр­дых те­лах при темп-ре ни­же 100 К на­блю­да­ет­ся не­обыч­ная за­ви­си­мость ско­ро­сти не­ко­то­рых ре­ак­ций от темп-ры. Это яв­ле­ние, на­зы­вае­мое низ­ко­тем­пе­ра­тур­ным пре­де­лом ско­ро­сти ре­ак­ций, яв­ля­ет­ся од­ним из про­яв­ле­ний кван­то­во­го тун­нель­но­го эф­фек­та в хи­мии.

Для хи­мич. ре­ак­ций, про­те­каю­щих в от­кры­тых сис­те­мах, т. е. в сис­те­мах, на­хо­дя­щих­ся в по­то­ке ве­ще­ст­ва или энер­гии, ха­рак­тер­ны спе­ци­фич. ки­не­тич. за­ко­но­мер­но­сти – мно­же­ст­вен­ность ста­цио­нар­ных со­стоя­ний, ко­ле­ба­тель­ные и хао­ти­че­ские ки­не­тич. ре­жи­мы (см. Ре­ак­то­ры хи­ми­че­ские, Ко­ле­ба­тель­ные ре­ак­ции). При на­ли­чии диф­фу­зии воз­мож­но воз­ник­но­ве­ние ста­цио­нар­ных про­стран­ст­вен­ных струк­тур (струк­ту­ры Тью­рин­га) и дви­жу­щих­ся волн ре­ак­ции. Та­кие про­цес­сы на­зы­ва­ют­ся про­цес­са­ми са­мо­ор­га­ни­за­ции с воз­ник­но­ве­ни­ем про­стран­ст­вен­ных и вре­мен­ны́х дис­си­па­тив­ных струк­тур и яв­ля­ют­ся пред­ме­том ак­тив­но­го меж­дис­ци­п­ли­нар­но­го изу­че­ния. В тех слу­ча­ях, ко­гда хи­мич. ре­ак­ция про­те­ка­ет в при­сут­ст­вии фи­зич. по­лей (вы­со­ко­час­тот­ное и СВЧ-по­ле, ИК-, УФ- и рент­ге­нов­ское об­лу­че­ние, про­ни­каю­щая ра­диа­ция и т. д.), воз­ни­ка­ет не­рав­но­вес­ное за­се­ле­ние вра­ща­тель­ных, ко­ле­ба­тель­ных и элек­трон­ных со­стоя­ний мо­ле­кул и не­ста­биль­ных про­ме­жу­точ­ных час­тиц, ко­то­рое ска­зы­ва­ет­ся на ско­ро­сти и на­прав­ле­нии ре­ак­ции. Тео­ре­тич. мо­де­ли, опи­сы­ваю­щие та­кие про­цес­сы, раз­ви­ва­ют­ся не­рав­но­вес­ной хи­ми­че­ской ки­не­ти­кой и ки­не­ти­кой фи­зи­че­ской и ис­поль­зу­ют­ся в плаз­мо­хи­мии, фо­то­хи­мии, ла­зер­ной хи­мии и др.

Для экс­пе­рим. изу­че­ния ки­не­ти­ки хи­мич. ре­ак­ций ис­поль­зу­ют все из­вест­ные хи­мич. и фи­зич. ме­то­ды ана­ли­за со­ста­ва ре­ак­ци­он­ной сме­си, ча­ще все­го спек­тро­ско­пию в ИК-, ви­ди­мом и УФ-диа­па­зо­нах, хро­ма­то­гра­фич. и масс-спек­тро­мет­рич. ме­то­ды, ме­то­ды ЯМР и ЭПР. Для изу­че­ния бы­ст­рых хи­мич. ре­ак­ций раз­ра­бо­та­ны вре­мя­раз­ре­шён­ные ва­ри­ан­ты спек­тро­ско­пич. ме­то­дов. В ча­ст­но­сти, ме­тод фем­то­се­кунд­но­го им­пульс­но­го фо­то­ли­за по­зво­ля­ет экс­пе­ри­мен­таль­но ис­сле­до­вать про­те­ка­ние эле­мен­тар­но­го ак­та ре­ак­ции с раз­ре­ше­ни­ем до 10^–14– 10^–15 с. Ре­ше­ние об­рат­ной ки­не­тич. за­да­чи (оп­ре­де­ле­ния ки­не­тич. па­ра­мет­ров из экс­пе­рим. дан­ных) и пря­мой ки­не­тич. за­да­чи (рас­чё­та ки­не­тич. по­ве­де­ния реа­ги­рую­щей сис­те­мы) про­из­во­дит­ся на ЭВМ с ис­поль­зо­ва­ни­ем ме­то­дов вы­чис­лит. ма­те­ма­ти­ки.

Прак­тич. зна­че­ние К. х. свя­за­но с раз­ра­бот­кой прин­ци­пов управ­ле­ния хи­мич. про­цес­са­ми, ме­то­дов сти­му­ли­ро­ва­ния по­лез­ных и тор­мо­же­ния не­же­ла­тель­ных ре­ак­ций пу­тём вы­бо­ра оп­ти­маль­ных кон­цен­тра­ций (дав­ле­ний), темп-ры и фа­зо­во­го со­стоя­ния реа­ген­тов, ка­та­ли­за­то­ров и ин­ги­би­то­ров хи­мич. ре­ак­ций, а так­же фи­зич. воз­дей­ст­вий на реа­ги­рую­щую сис­те­му (свет, ра­диа­ция, плаз­ма и пр.).

Урок 5. Скорость химической реакции – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

Понятие «скорость» довольно часто встречается в литературе. Из физики известно, что чем большее расстояние преодолеет материальное тело (человек, поезд, космический корабль) за определённый отрезок времени, тем выше скорость этого тела.

А как измерить скорость химической реакции, которая никуда «не идёт» и никакое расстояние не преодолевает? Для того чтобы ответить на этот вопрос, следует выяснить, а что всегда меняется в любой химической реакции? Поскольку любая химическая реакция — это процесс изменения вещества, то исходное вещество в ней исчезает, превращаясь в продукты реакции. Таким образом, в ходе химической реакции всегда изменяется количество вещества, уменьшается число частиц исходных веществ, а значит, и его концентрация (С).

Задание ЕГЭ. Скорость химической реакции пропорциональна изменению:

1. концентрации вещества в единицу времени;
2. количеству вещества в единице объёма;
3. массы вещества в единице объёма;
4. объёму вещества в ходе реакции.

А теперь сравните свой ответ с правильным:

скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени

где С₁ и С₀ — концентрации реагирующих веществ, конечная и начальная, соответственно; t₁ и t₂ — время эксперимента, конечный и начальный отрезок времени, соответственно.

Вопрос. Как вы считаете, какая величина больше: С₁ или С₀? t₁или t₀?

Поскольку реагирующие вещества всегда расходуются в данной реакции, то

Таким образом, отношение этих величин всегда отрицательно, а скорость не может быть величиной отрицательной. Поэтому в формуле появляется знак «минус», который одновременно говорит о том, что скорость любой реакции с течением времени (при неизменных условиях) всегда уменьшается.

Итак, скорость химической реакции равна:

Возникает вопрос, в каких единицах следует измерять концентрацию реагирующих веществ (С) и почему? Для того чтобы ответить на него, нужно понять, какое условие является главным для протекания любой химической реакции.

Для того чтобы частицы прореагировали, необходимо, чтобы они, как минимум, столкнулись. Поэтому чем выше число частиц* (число молей) в единице объёма, тем чаще они сталкиваются, тем выше вероятность химической реакции.

* О том, что такое «моль», читай в уроке 29.1.

Поэтому при измерении скоростей химических процессов используют молярную концентрацию веществ в реагирующих смесях.

Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей его содержится в 1 литре раствора

Итак, чем больше молярная концентрация реагирующих веществ, тем больше частиц в единице объёма, тем чаще они сталкиваются, тем выше (при прочих равных условиях) скорость химической реакции. Поэтому основным законом химической кинетики (это наука о скорости химических реакций) является закон действующих масс.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции типа А + В →… математически этот закон можно выразить так:

Если реакция более сложная, например, 2A + B → или, что тоже самое А + А + В → …, то

Таким образом, в уравнении скорости появился показатель степени «два», который соответствует коэффициенту 2 в уравнении реакции. Для более сложных уравнений большие показатели степеней, как правило, не используют. Это связано с тем, что вероятность одновременного столкновения, скажем, трёх молекул А и двух молекул В крайне мала. Поэтому многие реакции протекают в несколько стадий, в ходе которых сталкивается не более трёх частиц, и каждая стадия процесса протекает с определённой скоростью. Эту скорость и кинетическое уравнение скорости для неё определяют экспериментально.

Вышеприведённые уравнения скорости химической реакции (3) или (4) справедливы только для гомогенных реакций, т. е. для таких реакций, когда реагирующие вещества не разделяет поверхность. Например, реакция происходит в водном растворе, и оба реагирующих вещества хорошо растворимы в воде или для любой смеси газов.

Другое дело, когда происходит гетерогенная реакция. В этом случае между реагирующими веществами имеется поверхность раздела, например, углекислый газ реагирует с водным раствором щёлочи. В этом случае любая молекула газа с равной вероятностью может вступить в реакцию, поскольку эти молекулы быстро и хаотично двигаются. А частицы жидкого раствора? Эти частицы двигаются чрезвычайно медленно, и те частицы щёлочи, которые находятся «на дне», практически не имеют шансов вступить в реакцию с углекислым газом, если раствор не перемешивать постоянно. Реагировать будут только те частицы, которые «лежат на поверхности». Значит, для гетерогенных реакций —

скорость реакции зависит от величины площади поверхности раздела, которая увеличивается при измельчении.

Поэтому очень часто реагирующие вещества измельчают (например, растворяют в воде), пищу тщательно пережёвывают, а в процессе приготовления — растирают, пропускают через мясорубку и т. д. Не измельчённый пищевой продукт практически не усваивается!

Таким образом, с максимальной скоростью (при прочих равных условиях) протекают гомогенные реакции в растворах и между газами, (если эти газы реагируют при н. у.), причём в растворах, где молекулы располагаются «рядом», а измельчение такое же, как в газах (и даже больше!), — скорость реакции выше.

Задание ЕГЭ. Какая из реакций протекает с наибольшей скоростью при комнатной температуре:

1. углерода с кислородом;
2. железа с соляной кислотой;
3. железа с раствором уксусной кислоты
4. растворов щёлочи и серной кислоты.

В данном случае нужно найти, какой процесс является гомогенным.

Следует отметить, что скорость химической реакции между газами или гетерогенной реакции, в которой участвует газ, зависит и от давления, поскольку при увеличении давления газы сжимаются, и концентрация частиц увеличивается (см. формулу 2). На скорость реакций, в которых газы не участвуют, изменение давления влияния не оказывает.

Задание ЕГЭ. На скорость химической реакции между раствором кислоты и железом не оказывает влияния

1. концентрация кислоты;
2. измельчение железа;
3. температура реакции;
4. увеличение давления.

И наконец, скорость реакции зависит и от реакционной способности веществ. Например, если с веществом реагирует кислород, то при прочих равных условиях, скорость реакции будет выше, чем при взаимодействии этого же вещества с азотом. Дело в том, что реакционная способность кислорода заметно выше, чем у азота. Причину этого явления мы рассмотрим в следующей части Самоучителя (урок 14).

Задание ЕГЭ. С большей скоростью идёт химическая реакция между соляной кислотой и

1. медью;
2. железом;
3. магнием;
4. цинком.

Следует отметить, что далеко не каждое столкновение молекул приводит к их химическому взаимодействию (химической реакции). В газовой смеси водорода и кислорода при обычных условиях происходит несколько миллиардов столкновений в секунду. Но первые признаки реакции (капельки воды) появятся в колбе только через несколько лет. В таких случаях говорят, что реакция практически не идёт. Но она возможна, иначе чем объяснить тот факт, что при нагревании этой смеси до 300 °C колба быстро запотевает, а при температуре 700 °C прогремит страшный взрыв! Недаром смесь водорода и кислорода называют «гремучим газом».

Вопрос. Как вы полагаете, почему скорость реакции так резко возрастает при нагревании?

Скорость реакции возрастает потому, что, во-первых, увеличивается число столкновений частиц, а во-вторых, увеличивается число активных столкновений. Именно активные соударения частиц приводят к их взаимодействию. Для того чтобы произошло такое соударение, частицы должны обладать определённым запасом энергии.

Энергия, которой должны обладать частицы, для того чтобы произошла химическая реакция, называется энергией активации.

Эта энергия расходуется на преодоление сил отталкивания между внешними электронами атомов и молекул и на разрушение «старых» химических связей.

Возникает вопрос: как повысить энергию реагирующих частиц? Ответ простой — повысить температуру, поскольку при повышении температуры возрастает скорость движения частиц, а, следовательно, их кинетическая энергия.

Правило Вант-Гоффа*:

при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2–4 раза.

ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрик (30.08.1852–1.03.1911) — голландский химик. Один из основателей физической химии и стереохимии. Нобелевская премия по химии № 1 (1901).

Следует заметить, что это правило (не закон!) было установлено экспериментально для реакций, «удобных» для измерения, то есть для таких реакций, которые протекали не слишком быстро и не слишком медленно и при температурах, доступных экспериментатору (не слишком высоких и не слишком низких).

Вопрос. Как вы полагаете, как можно быстрее приготовить картофель: отварить его или обжарить в слое масла?

Если мы хотим сохранить пищевые продукты, — мы их охлаждаем или замораживаем.

Для того чтобы как следует уяснить себе смысл описываемых явлений, можно сравнить реагирующие молекулы с группой учеников, которым предстоит прыгать в высоту. Если им поставлен барьер высотой 1 м, то ученикам придётся как следует разбежаться (повысить свою «температуру»), чтобы преодолеть барьер. Тем не менее всегда найдутся ученики («неактивные молекулы»), которые взять этот барьер не смогут.

Что делать? Если придерживаться принципа: «Умный в гору не пойдёт, умный гору обойдёт», то следует просто опустить барьер, скажем, до 40 см. Тогда любой ученик сможет преодолеть барьер. На молекулярном уровне это означает: для того чтобы увеличить скорость реакции, нужно уменьшить энергию активации в данной системе.

В реальных химических процессах эту функцию выполняет катализатор.

Катализатор — это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, оставаясь при этом неизменным к концу химической реакции.

Катализатор участвует в химической реакции, взаимодействуя с одним или несколькими исходными веществами. При этом образуются промежуточные соединения, и изменяется энергия активации. Если промежуточное соединение более активно (активный комплекс), то энергия активации понижается, а скорость реакции увеличивается.

Например, реакция между SO₂ и О₂ происходит очень медленно, при нормальных условиях практически не идёт. Но в присутствии NO скорость реакции резко возрастает. Сначала NO очень быстро реагирует с O₂:

полученный диоксид азота быстро реагирует с оксидом серы (IV):

Задание 5.1. Покажите на этом примере, какое вещество является катализатором, а какое — активным комплексом.

И наоборот, если образуются более пассивные соединения, то энергия активации может возрасти настолько, что реакция при данных условиях практически происходить не будет. Такие катализаторы называются ингибиторами.

На практике применяются оба типа катализаторов. Так особые органические катализаторы — ферменты — участвуют абсолютно во всех биохимических процессах: переваривании пищи, сокращении мышц, дыхании. Без ферментов невозможно существование жизни!

Ингибиторы необходимы для того, чтобы защитить металлические изделия от коррозии, жиросодержащие пищевые продукты от окисления (прогоркания). Некоторые лекарства также содержат ингибиторы, которые угнетают жизненные функции микроорганизмов и тем самым уничтожают их.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным. Примером гомогенного катализа служит действие NO (это катализатор) на процесс окисления диоксида серы. Примером гетерогенного катализа может служить действие нагретой меди на спирт:

Эта реакция идёт в две стадии:

Задание 5.2. Определите, какое вещество в этом случае является катализатором? Почему этот вид катализа называется гетерогенным?

На практике чаще всего используется гетерогенный катализ, где катализаторами служат твёрдые вещества: металлы, их оксиды и др. На поверхности этих веществ имеются особые точки (узлы кристаллической решётки), где, собственно и происходит каталитическая реакция. Если эти точки закрыть посторонними веществом, то катализ прекращается. Это вещество, губительное для катализатора, называется каталитическим ядом. Другие вещества — промоторы — наоборот, усиливают каталитическую активность.

Катализатор может изменить направление химической реакции, то есть, меняя катализатор, можно получать разные продукты реакции. Так, из спирта C₂H₅OH в присутствии оксидов цинка и алюминия можно получить бутадиен, а в присутствии концентрированной серной кислоты — этилен.

Таким образом, в ходе химической реакции изменяется энергия системы. Если в ходе реакции энергия выделяется в виде теплоты Q, такой процесс называется экзотермическим:

Для эндотермических процессов теплота поглощается, т. е. тепловой эффект Q < 0.

Задание 5.3. Определить, какой из предложенных процессов экзотермический, а какой — эндотермический:

Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект, называется термохимическим уравнением реакции. Для того чтобы составить такое уравнение, необходимо рассчитать тепловой эффект на 1 моль реагирующего вещества.

Задача. При сжигании 6 г магния выделилось 153,5 кДж теплоты. Составить термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Составим уравнение реакции и укажем НАД формулами, что дано:

Составив пропорцию, найдём искомый тепловой эффект реакции:

Термохимическое уравнение этой реакции:

или

Такие задачи приведены в заданиях большинства вариантов ЕГЭ! Например.

Задание ЕГЭ. Согласно термохимическому уравнению реакции

количество теплоты, выделившейся при сжигании 8 г метана, равно:

Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

* ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи (8.10.1850–17.09.1936) — французский физико-химик и металловед. Сформулировал общий закон смещения равновесия (1884).

Реакции бывают обратимыми и необратимыми.

Необратимыми называют такие реакции, для которых не существует условий, при которых возможен обратный процесс.

Примером таких реакций могут служить реакции, которые происходят при скисании молока, или когда сгорела вкусная котлета. Как невозможно пропустить мясной фарш назад через мясорубку (и получить снова кусок мяса), также невозможно «реанимировать» котлету или сделать свежим молоко.

Но зададим себе простой вопрос: является ли необратимым процесс:

Для того чтобы ответить на этот вопрос, попробуем вспомнить, можно ли осуществить обратный процесс? Да! Разложение известняка (мела) с целью получить негашёную известь СаО используется в промышленном масштабе:

Таким образом реакция является обратимой, так как существуют условия, при которых с ощутимой скоростью протекают оба процесса:

Более того, существуют условия, при которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

В этих условиях устанавливается химическое равновесие. В это время реакция не прекращается, но число полученных частиц равно числу разложившихся частиц. Поэтому в состоянии химического равновесия концентрации реагирующих частиц не изменяются. Например, для нашего процесса в момент химического равновесия

знак [ ] означает равновесная концентрация.

Возникает вопрос, что произойдёт с равновесием, если повысить или понизить температуру, изменить другие условия? Ответить на подобный вопрос можно, зная принцип Ле-Шателье:

если изменить условия (t, p, c), при которых система находится в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону того процесса, который противодействует изменению.

Другими словами, равновесная система всегда противится любому воздействию извне, как противится воле родителей капризный ребёнок, который делает «всё наоборот».

Рассмотрим пример. Пусть установилось равновесие в реакции получения аммиака:

Вопросы. Одинаково ли число молей реагирующих газов до и после реакции? Если реакция идёт в замкнутом объёме, когда давление больше: до или после реакции?

Очевидно, что данный процесс происходит с уменьшением числа молекул газов, значит, давление в ходе прямой реакции уменьшается. В обратной реакции — наоборот, давление в смеси увеличивается.

Зададим себе вопрос, что произойдёт, если в этой системе повысить давление? По принципу Ле-Шателье пойдёт та реакция, которая «делает наоборот», т. е. понижает давление. Это — прямая реакция: меньше молекул газа — меньше давление.

Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону прямого процесса, где давление понижается, так как уменьшается число молекул газов.

Задание ЕГЭ. При повышении давления равновесие смещается вправо в системе:

Если в результате реакции число молекул газов не меняется, то изменение давления на положение равновесия не оказывает влияние.

Задание ЕГЭ. Изменение давления оказывает влияние на смещение равновесия в системе:

Положение равновесия этой и любой другой реакции зависит от концентрации реагирующих веществ: увеличивая концентрацию исходных веществ и уменьшая концентрацию полученных веществ, мы всегда смещаем равновесие в сторону прямой реакции (вправо).

Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе

сместится влево при:

1. повышении давления;
2. понижении температуры;
3. повышении концентрации СО;
4. понижении концентрации СО.

Процесс синтеза аммиака экзотермичен, то есть сопровождается выделением теплоты, то есть повышением температуры в смеси.

Вопрос. Как сместится равновесие в этой системе при понижении температуры?

Рассуждая аналогично, делаем вывод: при понижении температуры равновесие сместится в сторону образования аммиака, так как в этой реакции теплота выделяется, а температура повышается.

Вопрос. Как изменится скорость химической реакции при понижении температуры?

Очевидно, что при понижении температуры резко понизится скорость обеих реакций, т. е. придётся очень долго ждать, когда же установится желаемое равновесие. Что делать? В этом случае необходим катализатор. Он хотя и не влияет на положение равновесия, но ускоряет наступление этого состояния.

Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе

смещается в сторону образования продукта реакции при:

1. повышении давления;
2. повышении температуры;
3. понижении давления;
4. применении катализатора.

Выводы

Скорость химической реакции зависит от:

• природы реагирующих частиц;
• концентрации или площади поверхности раздела реагирующих веществ;
• температуры;
• наличия катализатора.

Равновесие устанавливается, когда скорость прямой реакции равна скорости обратного процесса. В этом случае равновесная концентрация реагирующих веществ не меняется. Состояние химического равновесия зависит от условий и подчиняется принципу Ле-Шателье.

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Скорость химических реакций

Скорость химической реакции

Изучение скоростей протекания реакций, получение данных о факторах, влияющих на скорость химической реакции, а также изучение механизмов химических реакций осуществляют экспериментально.

Скорость гомогенной и гетерогенной реакций определяются различно.

Определение меры скорости химической реакции можно записать в математической форме. Пусть – скорость химической реакции в гомогенной системе, n_B – число моле какого-либо из получающихся при реакции веществ, V – объем системы, – время. Тогда в пределе:

= dn_B / (Vd)

Это уравнение можно упростить – отношение количества вещества к объему представляет собой молярную концентрацию вещества n_B /V = c_B, откуда dn_B / V = dc_B и окончательно:

= dc_B/d

На практике измеряют концентрации одного или нескольких веществ в определенные промежутки времени. Концентрации исходных веществ со временем уменьшаются, а концентрации продуктов – увеличиваются (рис. 1).

Рис. 1. Изменение концентрации исходного вещества (а) и продукта реакции (б) со временем

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Факторами, оказывающими влияние на скорость химической реакции, являются: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие в системе катализаторов, давление и объем (в газовой фазе).

С влиянием концентрации на скорость химической реакции связан основной закон химической кинетики – закон действующих масс (ЗДМ): скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. ЗДМ не учитывает концентрацию веществ в твердой фазе в гетерогенных системах.

Для реакции mA +nB = pC +qD математическое выражение ЗДМ будет записываться:

= k × C_A^m × C_Bⁿ

= k × [A]^m × [B]ⁿ ,

где k – константа скорости химической реакции, представляющая собой скорость химической реакции при концентрации реагирующих веществ 1моль/л. В отличие от скорости химической реакции, k не зависит от концентрации реагирующих веществ. Чем выше k, тем быстрее протекает реакция.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа. Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые десять градусов скорость большинства химических реакций увеличивается примерно в 2 – 4 раза. Математическое выражение:

(T₂) = (T₁) × ^(T2-T1)/10 ,

где – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывающий во сколько раз увеличилась скорость реакции при повышении температуры на 10^oС.

Молекулярность и порядок реакции

Молекулярность реакции определяется минимальным числом молекул, одновременно вступающих во взаимодействие (участвующих в элементарном акте). Различают:

— мономолекулярные реакции (примером могут служить реакции разложения)

N₂O₅ = 2NO₂ + 1/2O₂

= k × C, -dC/dt = kC

Однако, не все реакции, подчиняющиеся этому уравнению мономолекулярны.

— бимолекулярные

H₂ + I₂ = 2HI

CH₃COOH + C₂H₅OH = CH₃COOC₂H₅ + H₂O

= k × C₁ × C₂, -dC/dt = k × C₁ × C₂

— тримолекулярные (встречаются очень редко).

Молекулярность реакции определяется ее истинным механизмом. По записи уравнения реакции определить ее молекулярность нельзя.

Порядок реакции определяется по виду кинетического уравнения реакции. Он равен сумме показателей степеней концентрации в этом уравнении. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂

= k × C₁² × C₂ – третий порядок

Порядок реакции может быть дробным. В таком случае он определяется экспериментально. Если реакция протекает в одну стадию, то порядок реакции и ее молекулярность совпадают, если в несколько стадий, то порядок определяется самой медленной стадией и равен молекулярности этой реакции.

Примеры решения задач

2.5: Скорость реакции — химия LibreTexts

В ходе реакции, показанной ниже, реагенты A и B расходуются, а концентрация продукта AB увеличивается. Скорость реакции можно определить, измерив, насколько быстро уменьшается концентрация A или B или насколько быстро увеличивается концентрация AB.

\ [\ A + B \ longrightarrow AB \]

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): На рисунке выше показан гипотетический профиль реакции, в котором концентрация реагентов (красный) уменьшается по мере увеличения концентрации продуктов (синий).

Для стехиометрически сложной Реакции:

\ [aA + bB \ longrightarrow cC + dD \ label {1} ​​\]

\ [\ text {Rate} = \ dfrac {-1} {a} \ dfrac {d [A]} {dt} = \ dfrac {-1} {b} \ dfrac {d [B]} {dt} = \ dfrac {1} {c} \ dfrac {d [C]} {dt} = \ dfrac {1} {d} \ dfrac {d [D]} {dt} \]

Глядя на рисунок \ (\ PageIndex {1} \) выше, мы видим, что скорость может быть измерена в единицах реагента (A или B) или любого продукта (C или D). Не все переменные необходимы для определения скорости. Следовательно, если у вас есть значение для «A», а также значение для «a», вы можете вычислить скорость реакции.

Вы также можете заметить из уравнения \ ref {1}, что изменение реагентов с течением времени должно иметь отрицательный знак перед ними. Причина этого в том, что количество реагентов уменьшается со временем, скорость будет отрицательной (потому что это обратная скорость). Следовательно, поставив отрицательный знак перед переменной, решение будет положительным.

Химические реакции сильно различаются по скорости.Некоторые из них сверхбыстрые, а другим могут потребоваться миллионы лет, чтобы достичь равновесия.

Определение скорости реакции

Скорость реакции для данной химической реакции является мерой изменения концентрации реагентов или изменения концентрации продуктов в единицу времени. Скорость химической реакции можно определить как изменение концентрации вещества, деленное на интервал времени, в течение которого наблюдается это изменение:

\ [\ text {rate} = \ dfrac {\ Delta \ text {концентрация}} {\ Delta \ text {time}} \ label {2-1} \]

Для реакции формы \ (A + B \ rightarrow C \) скорость может быть выражена через изменение концентрации любого из ее компонентов

\ [\ text {rate} = — \ dfrac {\ Delta [A]} {\ Delta t} \]

\ [\ text {rate} = — \ dfrac {\ Delta [B]} {\ Delta t} \]

\ [\ text {rate} = \ dfrac {\ Delta [C]} {\ Delta t} \]

, в котором \ (Δ [A] \) — разница между концентрацией \ (A \) на временном интервале \ (t_2 — t_1 \):

\ [\ Delta [A] = [A] _2 — [A] _1 \ label {2-2} \]

Обратите внимание на знаки «минус» в первых двух приведенных выше примерах.Концентрация реагента всегда уменьшается со временем, поэтому \ (\ Delta [A] \) и \ (\ Delta [A] \) оба отрицательны. Поскольку отрицательные скорости не имеют особого смысла, скорости, выраженные в терминах концентрации реагентов, равны , всегда перед стоит знак минус, чтобы скорость была положительной.

Рассмотрим теперь реакцию с другими коэффициентами:

\ [A + 3B \ rightarrow 2D \]

Понятно, что \ ([B] \) уменьшается в три раза быстрее, чем \ ([A] \), поэтому во избежание неоднозначности при выражении скорости через различные компоненты принято делить каждое изменение на концентрация по соответствующему коэффициенту:

\ [\ text {rate} = — \ dfrac {\ Delta [A]} {\ Delta t} = — \ dfrac {\ Delta [B]} {3 \ Delta t} = \ dfrac {\ Delta [D] » } {2 \ Delta t} \ label {2-3} \]

Пример \ (\ PageIndex {1} \): Окисление аммиака

Для окисления аммиака

\ [\ ce {4 Nh4 + 3O2 -> 2 N2 + 6 h3O} \]

было установлено, что скорость образования N ₂ равна 0.27 моль л ^–1 с ^–1 .

1. С какой скоростью образовывалась вода?
2. С какой скоростью потреблялся аммиак?

Решение

a) Исходя из стехиометрии уравнения, Δ [H ₂ O] = 6/2 Δ [N ₂ ], поэтому скорость образования H ₂ O составляет

3 × (0,27 моль л ^–1 с ^–1 ) = 0,81 моль л ^–1 с ^–1 .

б) 4 моля NH ₃ расходуются на каждые 2 моля образовавшегося N ₂ , поэтому скорость исчезновения аммиака составляет

.

2 × (0.27 моль л ^–1 с ^–1 ) = 0,54 моль л ^–1 с ^–1 .

Комментарий : Из-за того, как этот вопрос сформулирован, было бы приемлемо выразить это последнее значение как отрицательное число.

Мгновенные ставки

Большинство реакций замедляются по мере расходования реагентов. Следовательно, скорости, указанные в приведенных выше выражениях, имеют тенденцию терять свой смысл при измерении в течение более длительных интервалов времени Δ t .Примечание. Мгновенные ставки также известны как дифференциальные ставки.

Таким образом, для реакции, ход которой показан здесь, фактическая скорость (измеряемая по возрастающей концентрации продукта) непрерывно изменяется, достигая максимума в нулевой момент времени. Мгновенная скорость реакции задается наклоном касательной к кривой зависимости концентрации от времени.

Мгновенная скорость, взятая в начале реакции (t = 0), известна как начальная скорость (здесь метка (1) ).Как мы вскоре увидим, начальные скорости играют важную роль в изучении кинетики реакции. Если вы изучали дифференциальное исчисление, вы знаете, что эти касательные наклоны представляют собой производные , значения которых могут быть очень разными в каждой точке кривой, так что эти мгновенные скорости на самом деле являются предельными скоростями , определенными как

\ [\ text {rate} = \ lim _ {\ Delta t \ rightarrow 0} \ dfrac {- [A]} {\ Delta T} \]

Если вы не разбираетесь в расчетах, имейте в виду, что чем больше временной интервал Δ t , тем меньше будет точность мгновенной скорости.t \ label {2} \]

Как видно из уравнения \ ref {2} выше, скорость реакции зависит от концентрации реагентов, а также константы скорости. Однако есть и другие факторы, которые могут повлиять на скорость реакции. Эти факторы включают температуру и катализаторы. Когда вы можете написать уравнение закона скорости для определенной реакции, вы можете определить порядок реакции на основе значений s и t.

Порядок реакции

Скорость реакции для данной реакции — важный инструмент, который позволяет нам вычислить конкретный порядок реакции.t \ label {4} \]

\ [\ text {Порядок реакции} = s + t \ label {5} \]

Важно отметить, что хотя порядок реакции можно определить из закона скорости, в общем случае нет связи между порядком реакции и стехиометрическими коэффициентами в химическом уравнении.

ПРИМЕЧАНИЕ: Скорость реакции должна быть неотрицательной величиной. Это может быть ноль и необязательно целое число.

Как показано в уравнении \ ref {5}, полный порядок реакции равен сумме «s» и «t».«Но что означает каждая из этих переменных? Каждая переменная представляет собой порядок реакции по отношению к реагенту, на который она помещена. В данной конкретной ситуации s — это порядок реакции по отношению к [A], а t — это порядок реакции относительно [B].

Вот пример того, как вы можете посмотреть на этот : Если порядок реакции относительно [A] был 2 (s = 2), а [B] был 1 (t = 1), то это в основном означает, что концентрация реагента A уменьшается в 2 раза, а концентрация [B] уменьшается в 1 раз.

Итак, если у вас порядок реакции Ноль (т.е. \ (s + t = 0 \)), это в основном означает, что концентрация реагентов не влияет на скорость реакции. Вы можете удалить или добавить реагенты в смесь, но скорость не изменится.

Список различных уравнений скорости реакции для реакций нулевого, первого и второго порядка можно увидеть в Таблице \ (\ PageIndex {1} \). {- 1}} \)

Линейный график для определения (k):

\ ([A] \) от времени

\ (\ ln [A] \) в зависимости от времени

\ (\ dfrac {1} {[A]} \) в зависимости от времени

Зависимость постоянной скорости от наклона прямой:

\ (\ {slope} = \ {-k} \)

\ (\ {slope} = \ {-k} \)

\ (\ {slope} = \ {k} \)

Период полураспада:

\ (\ dfrac {[A] _0} {2k} \)

\ (\ dfrac {\ ln2} {k} \)

\ (\ dfrac {1} {k [A] _0} \)

Примеры задач

1.Определить скорость реакции

2. ВЕРНО или НЕВЕРНО: изменение температуры или введение катализатора повлияет на константу скорости реакции.

Для примеров задач 3-6 используйте Формулу 6 , чтобы ответить на вопросы

\ [H_2O \ longrightarrow 2H_2 + O_2 \ label {6} \]

* Предположим, реакция протекает при постоянной температуре

3. Для данной реакции укажите закон скорости.

4. Укажите общий порядок реакции.

5. Найдите коэффициент при k = 1,14 x 10 ^-2 и [H ₂ O] = 2,04M

6. Найдите период полураспада реакции.

ответы

1. Скорость реакции является мерой изменения концентрации исчезновения реагентов или изменения концентрации появления продуктов в единицу времени.

2. НЕВЕРНО. Константа скорости не зависит от присутствия катализатора. Однако катализаторы могут влиять на общую скорость реакции.

3. \ (\ {Rate} = \ {k [H_2O]} \)

4. Первый — Заказ

5. 2,33 x 10 ^-2 с ^-1

6. 60,8 с ((t1 / 2 = ln 2 / k = ln 2 / 1,14 x 10 ^{-2 = 60,8 с).}

Список литературы

1. Чанг, Раймонд. (2005). Физическая химия для биологических наук . Саусалито, Калифорния: Университетские научные книги.
2. Кроу, Джонатан, Брэдшоу, Тони, МонкПол. (2006) Химия для биологических наук: основные концепции .Oxford Press.
3. Айзекс, Н.С. (1995). Physical Organic Chemistry (второе издание). Харлоу Великобритания: Эдисон Уэсли Лонгман.
4. Кеннет Коннорс. (1990). Химическая кинетика . Издательство ВЧ.
5. Левин, Ира Н. (1988). Physical Chemistry (Третье издание). McGraw-Hill Inc.
6. Сегель, Ирвин. (1993). Enzyme Kinetics . Библиотека Wiley Classics.
7. Zumdahl, Steven S. и Zumdahl, Susan A. (2003) Chemistry (шестое издание).Houghton Mifflin Co.
8. Шагури, Ричард. Химия 1A Книга лекций. 4-е изд. Публикация на заказ. 2006. Печать
.

Авторы и авторство

Скоростей Реакции | Безграничная химия

Измерение скорости реакции

Скорость реакции определяется путем наблюдения за изменениями концентраций реагентов или продуктов в течение определенного периода времени.

Цели обучения

Составьте выражения скорости, когда даны химические реакции, и обсудите методы измерения этих скоростей

Основные выводы

Ключевые моменты

• Скорость реакции рассчитывается по формуле скорость = Δ [C] / Δt, где Δ [C] — изменение концентрации продукта за период времени Δt.
• Скорость реакции можно наблюдать, наблюдая за исчезновением реагента или появлением продукта с течением времени.
• Если в результате реакции образуется газ, такой как кислород или диоксид углерода, есть два способа измерения скорости реакции: использование газового шприца для измерения произведенного газа или расчет уменьшения массы реакционного раствора.
• Если в результате реакции образуется осадок, образовавшееся количество можно использовать для определения скорости реакции путем измерения того, сколько времени требуется, чтобы образовавшийся осадок скрыл видимость креста через коническую колбу.

Ключевые термины

• скорость реакции : насколько быстро или медленно происходит реакция.
• газовый шприц : Элемент лабораторного оборудования, используемый для отбора объема газа из замкнутой химической системы для измерения и / или анализа.
• продукт : Химическое вещество, образующееся в результате химической реакции.

Скорость реакции

За скоростью реакции обычно наблюдают, наблюдая за исчезновением реагента или появлением продукта в течение заданного периода времени.Возьмем химическую реакцию:

[латекс] \ text {A} + 2 \ text {B} \ rightarrow 3 \ text {C} [/ latex]

Здесь скорость появления продукта C на временном интервале Δt составляет:

[латекс] \ text {средняя скорость} = \ frac {\ Delta \ text {C}} {\ Delta \ text {t}} [/ latex]

Концентрация C [C] обычно выражается в моль / литр. Это средняя скорость появления C за интервал времени Δt. Предел этой средней скорости по мере того, как временной интервал становится меньше, называется скоростью появления C в момент времени t, и это наклон кривой [C] в зависимости от t в момент времени t.Этот мгновенный наклон или скорость записывается как [latex] \ frac {\ text {d} [\ text {C}]} {\ text {dt}} [/ latex]. Поскольку одна молекула A и две молекулы B расходуются на каждые три производимые молекулы C, скорости исчезновения и появления этих химических частиц различны, но связаны между собой.

Скорость исчезновения и появления химических частиц : Это выражение связывает скорости исчезновения и появления химических частиц в реакции A + 2B -> 3C.

Измерение скорости реакции

Способ измерения скорости реакции будет зависеть от того, что это за реакция и какой продукт образуется. В следующих примерах описаны различные способы измерения скорости реакции.

Реакции с образованием газов, таких как кислород или диоксид углерода

Перекись водорода разлагается с образованием кислорода:

[латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} _2 (\ text {aq}) \ rightarrow 2 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l}) + \ text {O } _2 (\ text {g}) [/ latex]

Объем произведенного кислорода можно измерить с помощью газового шприца.Газ собирается в шприце, давя на поршень. Объем произведенного газа можно определить по отметкам на шприце. Это изменение объема можно преобразовать в изменение концентрации ([латекс] \ Delta [\ text {C}] [/ latex]) и разделив его на время реакции ([латекс] \ Delta \ text {t } [/ latex]) даст среднюю скорость реакции.

Метод газового шприца : В реакции, в которой образуется газ, объем выделяемого газа можно измерить с помощью метода газового шприца.

Изменение массы

Скорость реакции, при которой образуется газ, также можно измерить, рассчитав потерю массы при образовании газа и его выходе из реакционной колбы. Этот метод можно использовать для реакций с образованием диоксида углерода или кислорода, но он не очень точен для реакций с выделением водорода, поскольку масса слишком мала для точного измерения. Измерение изменения массы также может быть подходящим для других типов реакций.

Реакция осаждения

В реакции, в которой образуется осадок, количество осадка, образовавшегося за период времени, можно использовать как меру скорости реакции.Например, когда тиосульфат натрия реагирует с кислотой, образуется желтый осадок серы. Эта реакция записывается так:

[латекс] \ text {Na} _2 \ text {S} _2 \ text {O} _3 (\ text {aq}) + 2 \ text {HCl} (\ text {aq}) \ rightarrow 2 \ text {NaCl } (\ text {aq}) + \ text {SO} _2 (\ text {aq}) + \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l}) + \ text {S} (\ text {s}) [/ латекс]

Один из способов оценить скорость этой реакции — провести исследование в конической колбе и подложить под ее дно лист бумаги с черным крестом.В начале реакции крестик будет хорошо виден, когда вы заглянете в колбу. Однако по мере того, как реакция прогрессирует и образуется больше осадка, крест постепенно становится менее четким и в конечном итоге полностью исчезнет. Используя секундомер, чтобы измерить, сколько времени нужно, чтобы крестик исчез, а затем взвесив количество осадка, образовавшегося за это время, можно рассчитать среднюю скорость реакции. Обратите внимание, что невозможно собрать газ SO ₂ , который образуется в реакции, потому что он хорошо растворяется в воде.

Стехиометрия реакции

Стехиометрия реакции изучает количественные отношения между реагентами и продуктами в рамках данной химической реакции.

Цели обучения

Используйте стехиометрию, чтобы сбалансировать химические уравнения

Основные выводы

Ключевые моменты

• Стехиометрия происходит от греческих слов «стоихион» (элемент) и «метрон» (измерять). Таким образом, стехиометрия касается определения количества реагентов и продуктов, которые потребляются и производятся в рамках данной химической реакции.
• Стехиометрический коэффициент любого вещества, не участвующего в данной химической реакции, равен нулю.
• Принципы стехиометрии основаны на законе сохранения массы. Материя не может быть ни создана, ни разрушена, поэтому масса каждого элемента, присутствующего в продукте (ах) химической реакции, должна быть равна массе каждого элемента, присутствующего в реагенте (ах).

Ключевые термины

• Стехиометрия реакции : Описывает количественное соотношение между реагентами и продуктами в рамках данной химической реакции.
• Стехиометрическое число : Равно стехиометрическому коэффициенту в сбалансированном уравнении, но положительно для продуктов (потому что они производятся) и отрицательно для реагентов (поскольку они потребляются).
• стехиометрическое соотношение : положительное целочисленное соотношение, которое связывает количество молей реагентов и продуктов, участвующих в химической реакции; это соотношение можно определить из коэффициентов сбалансированного химического уравнения.
• сбалансированное уравнение : Когда количество каждого отдельного элемента равно в обеих частях уравнения.

Стехиометрия — это раздел химии, который имеет дело с относительными количествами реагентов и продуктов, которые потребляются / производятся в рамках данной химической реакции. Однако, чтобы сделать какие-либо стехиометрические определения, мы должны сначала обратиться к сбалансированному химическому уравнению. В сбалансированном химическом уравнении мы можем легко определить стехиометрическое соотношение между количеством молей реагентов и количеством молей продуктов, потому что это соотношение всегда будет положительным целым отношением.Рассмотрим реакцию газообразного азота и газообразного водорода с образованием аммиака (NH ₃ ):

[латекс] \ text {N} _2 (\ text {g}) + 3 \ text {H} _2 (\ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {NH} _3 (\ text {g}) [/ латекс]

Из сбалансированного уравнения видно, что стехиометрический коэффициент для азота равен 1, для водорода — 3, а для аммиака — 2. Следовательно, стехиометрическое соотношение часто называют просто «молярным соотношением» или « молярное соотношение ”между N ₂ (г), H ₂ (г) и NH ₃ (г) составляет 1: 3: 2.В особом случае, когда реагенты объединены в их молярных соотношениях (в данном случае 1 моль N ₂ (г) и 3 моля H ₂ (г)), они будут полностью реагировать друг с другом, и реагент останется после того, как реакция завершится. Однако в большинстве реальных ситуаций реагенты не сочетаются в таких идеальных стехиометрических количествах. В большинстве случаев один реагент неизбежно будет первым, который полностью израсходуется в реакции, что приведет к остановке реакции.Этот реагент известен как ограничивающий реагент или ограничивающий реагент.

Из этого краткого описания мы видим, что стехиометрия имеет много важных приложений. Как мы увидим, балансируя химические уравнения и определяя стехиометрические коэффициенты, мы сможем определить количество молей продукта (ов), которые могут быть получены в данной реакции, а также количество молей реагента (s ), который будет использован. Стехиометрию также можно использовать для определения ограничивающих реагентов и для расчета количества избыточного реагента (ов), оставшегося после того, как данная реакция завершилась.

Основы стехиометрии

Наука о стехиометрии возможна, потому что она основана на законе сохранения массы. Поскольку материя не может быть ни создана, ни разрушена, ни химическая реакция не может преобразовать один элемент в другой элемент, мы можем быть уверены, что масса каждого отдельного элемента, присутствующего в реагенте (ах) данной реакции, обязательно должна быть учтена в продукты). Этот физический закон делает возможными все стехиометрические вычисления.Однако мы можем выполнить эти расчеты правильно только в том случае, если у нас есть сбалансированное химическое уравнение, с которым можно работать.

Interactive: стехиометрия и уравнения баланса : Для производства хлористого водорода или любого другого химического вещества существует только одно соотношение реагентов, которое работает так, что весь водород и хлор используются для производства хлористого водорода. Попробуйте несколько разных соотношений, чтобы увидеть, какие из них образуют полную реакцию без остатка. Какое самое простое соотношение водорода и хлора для образования хлористого водорода?

Балансировочные уравнения

Прежде чем выполнять какие-либо стехиометрические вычисления, мы должны сначала получить сбалансированное химическое уравнение.Возьмем, к примеру, реакцию газообразного водорода и кислорода с образованием жидкой воды:

[латекс] \ text {H} _2 (\ text {g}) + \ text {O} _2 (\ text {g}) \ rightarrow \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l} ) [/ латекс]

Как здесь написано, мы должны заметить, что наше уравнение не сбалансировано, потому что у нас есть два атома кислорода в левой части уравнения, а только один в правой. Чтобы уравновесить это, нам нужно добавить стехиометрический коэффициент 2 перед жидкой водой:

[латекс] \ text {H} _2 (\ text {g}) + \ text {O} _2 (\ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l }) [/ латекс]

Однако из-за этого наши водороды стали неуравновешенными.Чтобы завершить балансировку уравнения, мы должны добавить коэффициент 2 перед газообразным водородом:

[латекс] 2 \ text {H} _2 (\ text {g}) + \ text {O} _2 (\ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text { л}) [/ латекс]

Как мы видим, стехиометрический коэффициент для любого данного реагента / продукта — это количество молекул, которые будут участвовать в реакции, как записано в сбалансированном уравнении. Однако имейте в виду, что в наших расчетах мы часто будем работать с молями, а не с молекулами.В нашем примере мы видим, что стехиометрический коэффициент для H ₂ (г) равен 2, в то время как для O ₂ (г) он равен 1, а для H ₂ O (l) он равен 2. Иногда вы можете встретить термин стехиометрическое число, который связан со стехиометрическим коэффициентом, но это не то же самое.

Электролиз воды : Хотя это изображение иллюстрирует обратную реакцию [латекса] 2 \ text {H} _2 (\ text {g}) + \ text {O} _2 (\ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l}) [/ latex], стехиометрические коэффициенты для каждого типа молекул остаются теми же.Вода — 2, водород — 2, кислород — 1.

Для реагентов стехиометрическое число является отрицательным значением стехиометрического коэффициента, в то время как для продуктов стехиометрическое число просто равно стехиометрическому коэффициенту, оставаясь положительным. Следовательно, в нашем примере стехиометрическое число для H ₂ (г) равно -2, а для O ₂ (г) — -1. Однако для H ₂ O (л) он равен +2. Это связано с тем, что в этой реакции H ₂ (г) и O ₂ (г) являются реагентами, которые потребляются, тогда как вода является продуктом, который образуется.

Наконец, иногда вы можете встретить некоторые химические соединения, которые присутствуют во время реакции, но не потребляются и не образуются в ходе реакции. Катализатор — наиболее известный пример этого. Для таких видов их стехиометрические коэффициенты всегда равны нулю.

Пример

В уравнении h3 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g), каково молярное соотношение (стехиометрическое соотношение) между h3 (g) и HCl (g)?

В нашем сбалансированном химическом уравнении коэффициент для h3 (g) равен 1, а коэффициент для HCl (g) равен 2.Следовательно, молярное соотношение между этими двумя соединениями составляет 1: 2. Это говорит нам о том, что на каждый 1 моль h3 (г), который расходуется в реакции, образуется 2 моля HCl (г).

Экспериментальное определение скорости реакции

Цель обучения

• Планируйте эксперименты, в которых используются химические или физические свойства для измерения скорости реакции

---

Ключевые моменты

• Физические измерения могут выполняться в системе, когда она реагирует.Преимущество этих измерений состоит в том, что они не нарушают работу системы, и их можно проводить во время реакции. Примерами этих измерений являются изменения объема, температуры и поглощения раствора.
• Химические методы измерения дают непосредственный выход концентраций. Небольшой образец извлекается из реакционной смеси, и реакция останавливается разбавлением, охлаждением смеси на время, достаточным для измерения концентраций, или добавлением другого реагента для остановки реакции.
• Для реакций нулевого порядка, график зависимости концентрации отпора получить линию с уклоном -к . Для реакций первого порядка изобразите логарифм концентрации в зависимости от времени, чтобы получить линию с наклоном -k . Для реакций второго порядка изобразите на графике обратную зависимость концентрации от времени, чтобы получить линию наклона -k .

---

Условия

• Закон Бера связывает ослабление света со свойствами материала, через который свет распространяется.
• абсорбция Логарифмическая мера количества света, поглощаемого при прохождении через вещество.

---

Экспериментальные методы измерения реакций

Чтобы экспериментально определить скорость реакции, нам необходимо измерить концентрации реагентов и / или продуктов в ходе химической реакции. Если мы знаем порядок реакции, мы можем построить график данных и применить наши интегрированные законы скорости. Например, если реакция первого порядка, график ln [A] по сравнению с t даст прямую линию с наклоном — k .

Существует два основных способа измерения концентраций в реакциях: путем измерения изменений наблюдаемых физических свойств или путем отбора проб реакционного раствора и непосредственного измерения концентрации.

Физические измерения

Физические измерения могут выполняться в системе, пока она реагирует. Преимущество этих измерений состоит в том, что они не мешают реагирующей системе, и их обычно можно измерить быстро. Например, если общее количество молей газа изменяется во время газовой реакции, ход реакции можно измерить, отслеживая изменение давления при постоянном объеме. Другие физические измерения включают оптические методы, такие как измерение изменения поляризации света, изменения показателя преломления раствора или, что довольно часто, изменения цвета раствора и, следовательно, спектра поглощения.Общие электрические методы включают изменение проводимости раствора, электрического потенциала в ячейке и масс-спектрометрию. Другие методы включают теплопроводность, вязкость, теплоту реакции и точки замерзания.

Химические измерения

Химические методы позволяют напрямую определять концентрации. Небольшой образец извлекается из реакционной смеси, и реакция останавливается либо разбавлением, либо охлаждением смеси, либо добавлением другого химического реагента для остановки реакции.Одним из недостатков этого метода является то, что удаление части реагирующей системы или добавление к ней дополнительного реагента постепенно меняет ее с течением времени. Кроме того, существует временная задержка между взятием пробы и измерением реакции, что снижает точность измерения.

Использование закона Пива для измерения концентрации во времени

Одной окисленной формой бакминстерфуллерена (C ₆₀ ) является C ₆₀ O ₃ . Когда раствор C ₆₀ O ₃ нагревается, компаунд разлагается, высвобождая O ₂ и создавая C ₆₀ O.Реакцию дает:

[латекс] C_ {60} O_3 \ rightarrow O_2 + C_ {60} O [/ латекс]

За скоростью этой реакции можно следить, измеряя оптическую плотность раствора. Поглощение определяется законом Бера:

.

[латекс] A = abC [/ латекс]

В этом уравнении a — это поглощающая способность данной молекулы в растворе, которая является константой, зависящей от физических свойств рассматриваемой молекулы, b — длина пути, который проходит через раствор, а C — концентрация раствора.Мы заинтересованы в определении C .

Запустив интересующую реакцию внутри спектрометра, можно измерить оптическую плотность раствора с течением времени. Затем данные могут быть нанесены на график.

Поглощение окисленного бакминстерфуллерена Поглощение пропорционально концентрации C ₆₀ O ₃ в растворе, поэтому наблюдение поглощения как функции времени по существу аналогично наблюдению концентрации как функции времени.

По закону Бера оптическая плотность раствора прямо пропорциональна концентрации C ₆₀ O ₃ в растворе, поэтому наблюдение оптической плотности как функции времени, по сути, аналогично наблюдению концентрации как функции время. В этом случае тарифный закон определяется по формуле:

[латекс] коэффициент = k [C_ {60} O_3] [/ latex]

Следовательно, график зависимости скорости от оптической плотности даст прямую линию с наклоном k.

Скорость реакции vs.абсорбция абсорбция прямо пропорциональна концентрации, так что это просто график закона скорости, скорость = k [C ₆₀ O ₃ ], а наклон линии представляет собой константу скорости k.

Построение законов интегрированной ставки для определения скорости реакции

Как обсуждалось в предыдущей концепции, графики, полученные из интегрированных законов скорости для различных порядков реакции, могут использоваться для определения константы скорости k . Напомним, что для реакций нулевого порядка график зависимости [A] от времени будет прямой линией с наклоном, равным — k .Для реакций первого порядка график зависимости ln [A] от времени дает прямую линию с наклоном — k , в то время как для реакции второго порядка график зависимости 1 / [A] от t дает прямую линию с уклоном к .

Показать источники

Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

12.1 Скорость химических реакций — Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Определите скорость химической реакции
• Выведите выражения для скоростей из сбалансированного уравнения данной химической реакции
• Рассчитать скорость реакции по экспериментальным данным

Оценка — это мера того, как какое-то свойство изменяется со временем.Скорость — это привычный показатель, который выражает расстояние, пройденное объектом за заданный промежуток времени. Заработная плата — это ставка, которая представляет собой сумму денег, заработанную человеком, работающим в течение определенного времени. Точно так же скорость химической реакции является мерой того, сколько реагента потребляется или сколько продукта производится в результате реакции за заданный промежуток времени.

Скорость реакции — это изменение количества реагента или продукта в единицу времени. Поэтому скорости реакции определяют путем измерения зависимости от времени некоторого свойства, которое может быть связано с количествами реагента или продукта.Например, скорость реакций, в которых потребляются или образуются газообразные вещества, удобно определять путем измерения изменений объема или давления. Для реакций с участием одного или нескольких окрашенных веществ скорость можно контролировать путем измерения поглощения света. Для реакций с участием водных электролитов скорость можно измерить по изменению проводимости раствора.

Для реагентов и продуктов в растворе их относительные количества (концентрации) удобно использовать для целей выражения скоростей реакции.Если мы измерим концентрацию перекиси водорода, H ₂ O ₂ , в водном растворе, мы обнаружим, что она медленно изменяется со временем, поскольку H ₂ O ₂ разлагается в соответствии с уравнением:

[латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} _2 (aq) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; + \; \ text {O} _2 (г) [/ латекс]

Скорость разложения пероксида водорода можно выразить через скорость изменения его концентрации, как показано здесь:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {rate \; of \; разложение \; of \; H} _2 \ text {O} _2 & — \ frac { \ text {изменение \; в \; концентрация \; \; реагента}} {\ text {время \; интервал}} \\ [0.5em] & — \ frac {[\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_2} \; — \; [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_1}} { t_2 \; — \; t_1} \\ [0.5em] & — \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} \ end {array} [/ латекс]

Это математическое представление изменения концентрации компонентов с течением времени является выражением скорости для реакции. Скобки указывают молярные концентрации, а символ дельта (Δ) указывает «изменение в». Таким образом, [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_1} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в определенный момент времени t ₁ ; аналогично [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_2} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в более позднее время t ₂ ; и Δ [H ₂ O ₂ ] представляет собой изменение молярной концентрации пероксида водорода в течение интервала времени Δ t (то есть t ₂ — t ₁ ).Поскольку концентрация реагента уменьшается по мере протекания реакции, Δ [H ₂ O ₂ ] является отрицательной величиной; мы ставим отрицательный знак перед выражением, потому что скорость реакции, по соглашению, является положительной величиной. На рисунке 1 приведен пример данных, собранных при разложении H ₂ O ₂ .

Рис. 1. Скорость разложения H ₂ O ₂ в водном растворе уменьшается с уменьшением концентрации H ₂ O ₂ .

Чтобы получить табличные результаты для этого разложения, концентрацию перекиси водорода измеряли каждые 6 часов в течение дня при постоянной температуре 40 ° C. Скорости реакции были рассчитаны для каждого временного интервала путем деления изменения концентрации на соответствующий временной интервал, как показано здесь для первого 6-часового периода:

[латекс] \ frac {- {\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {- (0.500 \; \ text {mol / L} \; — \; 1.000 \; \ text {mol / L})} {(6.00 \; \ text {h} \; — \; 0.{-1} [/ латекс]

Такое поведение указывает на то, что реакция постоянно замедляется со временем. Использование концентраций в начале и в конце периода времени, в течение которого скорость реакции изменяется, приводит к вычислению средней скорости для реакции за этот интервал времени. В любое конкретное время скорость, с которой протекает реакция, известна как ее мгновенная скорость . Мгновенная скорость реакции в «нулевой момент времени», когда реакция начинается, равна ее начальной скорости .Рассмотрим аналогию с автомобилем, который замедляется при приближении к знаку остановки. Начальная скорость транспортного средства — аналогично началу химической реакции — будет показанием спидометра в момент, когда водитель начинает нажимать на тормоза ( t ₀ ). Несколько мгновений спустя мгновенная скорость в определенный момент — назовем ее t ₁ — будет несколько ниже, о чем свидетельствуют показания спидометра в этот момент времени. По прошествии времени мгновенная скорость будет продолжать падать, пока не достигнет нуля, когда машина (или реакция) остановится.В отличие от мгновенной скорости, средняя скорость автомобиля не отображается на спидометре; но его можно рассчитать как отношение пройденного расстояния ко времени, необходимому для полной остановки транспортного средства (Δ t ). Подобно замедляющемуся автомобилю, средняя скорость химической реакции будет находиться где-то между начальной и конечной скоростью.

Мгновенную скорость реакции можно определить одним из двух способов. Если экспериментальные условия позволяют измерять изменения концентрации в течение очень коротких интервалов времени, тогда средние скорости, вычисленные, как описано ранее, обеспечивают достаточно хорошее приближение мгновенных скоростей.В качестве альтернативы может использоваться графическая процедура, которая, по сути, дает результаты, которые были бы получены, если бы были возможны измерения с короткими временными интервалами. Если мы построим график зависимости концентрации перекиси водорода от времени, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ в любой момент времени t будет выражена наклоном прямой линии, касательной к кривой в это время ( Фигура 2). Мы можем использовать исчисление для оценки наклона таких касательных, но процедура для этого выходит за рамки этой главы.

Рис. 2. На этом графике показан график зависимости концентрации от времени для 1.000 M раствора H ₂ O ₂ . Скорость в любой момент равна величине, противоположной наклону линии, касательной к этой кривой в этот момент. Касательные показаны при t = 0 ч («начальная скорость») и при t = 10 ч («мгновенная скорость» в это конкретное время).

Скорость реакции при анализе: тест-полоски для анализа мочи

Врачи часто используют одноразовые тест-полоски для измерения количества различных веществ в моче пациента (рис. 3).Эти тест-полоски содержат различные химические реагенты, встроенные в небольшие подушечки в различных местах вдоль полоски, которые меняют цвет при воздействии достаточных концентраций определенных веществ. В инструкциях по использованию тест-полосок часто подчеркивается, что правильное время считывания имеет решающее значение для получения оптимальных результатов. Такой акцент на времени считывания предполагает, что важными факторами являются кинетические аспекты химических реакций, происходящих на тест-полоске. {-} \; {\ xrightarrow [\ text {катализатор}] {}} \; \ текст {I} _2 \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} \; + \; \ text {O} _2 [/ latex]

Первое уравнение описывает окисление глюкозы в моче с образованием глюколактона и перекиси водорода.Полученная перекись водорода впоследствии окисляет бесцветный ион йодида с образованием коричневого йода, который можно обнаружить визуально. Некоторые полоски содержат дополнительное вещество, которое вступает в реакцию с йодом, вызывая более отчетливое изменение цвета.

Две показанные выше тестовые реакции по своей природе очень медленные, но их скорость увеличивается за счет специальных ферментов, встроенных в подушечку для тест-полосок. Это пример катализатора , тема которого обсуждается далее в этой главе. Обычной тест-полоске для определения глюкозы в моче требуется около 30 секунд для завершения реакции формирования цвета.Слишком раннее прочтение результата может привести к заключению, что концентрация глюкозы в образце мочи ниже, чем она есть на самом деле (ложноотрицательный результат ). Слишком долгое ожидание для оценки изменения цвета может привести к ложному положительному результату из-за более медленного (не катализируемого) окисления йодид-иона другими веществами, обнаруженными в моче.

Рис. 3. Тест-полоски обычно используются для определения наличия определенных веществ в моче человека. Многие тест-полоски имеют несколько подушечек, содержащих различные реагенты, что позволяет обнаруживать несколько веществ на одной полоске.(Источник: Икбал Осман)

Скорость реакции может быть выражена через изменение количества любого реагента или продукта и может быть просто получена из стехиометрии реакции. Рассмотрим реакцию, представленную следующим уравнением:

[латекс] 2 \ text {NH} _3 (g) \; {\ longrightarrow} \; \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) [/ latex]

Стехиометрические коэффициенты, полученные из этого уравнения, могут использоваться для связи скоростей реакции таким же образом, как они используются для соответствующих количеств реагента и продукта.Соотношение между скоростями реакции, выраженными в единицах производства азота и потребления аммиака, например, составляет:

[латекс] — \; \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; NH} _3} {{\ Delta} t} \; \ times \; \ frac {1 \; \ text {mol \; N } _2} {2 \; \ text {mol \; NH} _3} = \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; N} _2} {{\ Delta} t} [/ latex]

Мы можем выразить это проще, не показывая единиц стехиометрического фактора:

[латекс] — \; \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; NH} _3} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} \ текст {mol \; N} _2} {{\ Delta} t} [/ latex]

Обратите внимание, что был добавлен отрицательный знак для учета противоположных знаков двух изменений количества (количество реагента уменьшается, а количество продукта увеличивается).Если реагенты и продукты присутствуют в одном растворе, молярные количества могут быть заменены на концентрации:

[латекс] — \; \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NH} _3]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ текст {N} _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Точно так же скорость образования H ₂ в три раза превышает скорость образования N ₂ , потому что три моля H ₂ образуются за время, необходимое для образования одного моля N ₂ :

[латекс] \ frac {1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ text {N } _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

На рис. 4 показано изменение концентраций во времени разложения аммиака на азот и водород при 1100 ° C.{-6} \; M / \ text {s}} \; {\ приблизительно} \; 3 [/ латекс]

Рисунок 4. На этом графике показаны изменения концентраций реагентов и продуктов во время реакции 2NH ₃ → 3N ₂ + H ₂ . Скорости изменения трех концентраций связаны их стехиометрическими факторами, как показано разными наклонами касательных при t = 500 с.

Пример 1

Выражения для относительных скоростей реакций
Первым этапом производства азотной кислоты является сжигание аммиака:

[латекс] 4 \ text {NH} _3 (g) \; + \; 5 \ text {O} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 4 \ text {NO} (g) \; + \ ; 6 \ text {H} _2 \ text {O} (g) [/ latex]

Напишите уравнения, связывающие скорости потребления реагентов и скорости образования продуктов.

Раствор
Учитывая стехиометрию этой гомогенной реакции, скорости расходования реагентов и образования продуктов составляют:

[латекс] — \ frac {1} {4} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NH} _3]} {{\ Delta} t} = — \ frac {1} {5} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {4} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NO}]} { {\ Delta} t} = \ frac {1} {6} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O}]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Проверьте свои знания
Скорость образования Br ₂ равна 6.{+}]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {Br} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac { 1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O}]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Пример 2

Выражения скорости реакции для разложения H ₂ O ₂
График на рисунке 2 показывает скорость разложения H ₂ O ₂ во времени:

[латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} \; + \; \ text {O} _2 [/ латекс]

На основании этих данных, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ при t = 11.{-1} [/ латекс]

Какова мгновенная скорость производства H ₂ O и O ₂ ?

Раствор
Используя стехиометрию реакции, мы можем определить, что:

[латекс] — \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O}]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} [/ латекс]

Следовательно:

[латекс] \ frac {1} {2} \; \ times \; 3. {- 1} = \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

и

[латекс] \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = 1.{-1} [/ латекс]

Проверьте свои знания
Если скорость разложения аммиака, NH ₃ , при 1150 K составляет 2,10 × 10 ⁻⁶ моль / л / с, какова скорость образования азота и водорода?

Ответ:

1,05 × 10 ⁻⁶ моль / л / с, N ₂ и 3,15 × 10 ⁻⁶ моль / л / с, H ₂ .

Скорость реакции может быть выражена либо через уменьшение количества реагента, либо через увеличение количества продукта в единицу времени.Соотношения между различными выражениями скорости для данной реакции выводятся непосредственно из стехиометрических коэффициентов уравнения, представляющего реакцию.

• относительная скорость реакции для [латекса] a \ text {A} \; {\ longrightarrow} \; b \ text {B} = — \ frac {1} {a} \; \ frac {{\ Delta} [\ текст {A}]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {b} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {B}]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Химия: упражнения в конце главы

1. В чем разница между средней, начальной и мгновенной скоростью?
2. Озон разлагается до кислорода в соответствии с уравнением [латекс] 2 \ text {O} _3 (g) \; {\ longrightarrow} \; 3 \ text {O} _2 (g) [/ latex].Напишите уравнение, связывающее выражения скорости этой реакции через исчезновение O ₃ и образование кислорода.
3. В ядерной промышленности трифторид хлора используется для получения гексафторида урана, летучего соединения урана, используемого для разделения изотопов урана. Трифторид хлора получают по реакции [латекс] \ text {Cl} _2 (g) \; + \; 3 \ text {F} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {ClF} _3 ( г) [/ латекс]. Напишите уравнение, связывающее выражения скорости этой реакции с точки зрения исчезновения Cl ₂ и F ₂ и образования ClF ₃ .
4. Исследование скорости димеризации C ₄ H ₆ дало данные, представленные в таблице:
   [латекс] 2 \ text {C} _4 \ text {H} _6 \; {\ longrightarrow} \; \ text {C} _8 \ text {H} _ {12} [/ латекс]

   Время (с)	0	1600	3200	4800	6200
   [C 4 H 6 ] ( M )	1,00 × 10 −2	5,04 × 10 −3	3.37 × 10 −3	2,53 × 10 −3	2,08 × 10 −3
   Таблица 1.

   (a) Определите среднюю скорость димеризации от 0 до 1600 с и от 1600 до 3200 с.

   (b) Оцените мгновенную скорость димеризации при 3200 с по графику зависимости времени от [C ₄ H ₆ ]. Какие единицы этой ставки?

   (c) Определите среднюю скорость образования C ₈ H ₁₂ за 1600 с и мгновенную скорость образования через 3200 с из скоростей, найденных в частях (a) и (b).

5. Исследование скорости реакции, представленной как [латекс] 2A \; {\ longrightarrow} \; B [/ latex], дало следующие данные:
   

   Время (с)	0,0	5,0	10,0	15,0	20,0	25,0	35,0
   [ A ] ( M )	1,00	0,952	0,625	0,465	0,370	0,308	0.230
   Таблица 2.

   (a) Определите среднюю скорость исчезновения A от 0,0 до 10,0 с и от 10,0 до 20,0 с.

   (b) Оцените мгновенную скорость исчезновения A через 15,0 с по графику зависимости времени от [ A ]. Какие единицы этой ставки?

   (c) Используйте скорости, найденные в частях (a) и (b), чтобы определить среднюю скорость образования B между 0.{+} (aq) \; {\ longrightarrow} \; 3 \ text {Br} _2 (aq) \; + \; 3 \ text {H} _2 \ text {O} (l) [/ latex]

   Если скорость исчезновения Br ^— ( водн. ) в определенный момент реакции составляет 3,5 × 10 ⁻⁴ M с ⁻¹ , то какова скорость появления Br ₂ ( водн ) в тот момент?

Глоссарий

средняя оценка

скорость химической реакции, вычисляемая как отношение измеренного изменения количества или концентрации вещества к интервалу времени, в течение которого это изменение произошло

начальная ставка

мгновенная скорость химической реакции при т = 0 с (сразу после начала реакции)

мгновенная скорость

скорость химической реакции в любой момент времени, определяемая наклоном касательной к графику концентрации как функция времени

скорость реакции

Мера скорости, с которой протекает химическая реакция

скорость выражения

математическое представление, связывающее скорость реакции с изменениями количества, концентрации или давления реагентов или продуктов в единицу времени

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

1.Мгновенная скорость — это скорость реакции в любой конкретный момент времени, период времени, который настолько короткий, что концентрации реагентов и продуктов изменяются на незначительную величину. Начальная скорость — это мгновенная скорость реакции, когда она начинается (когда продукт только начинает образовываться). Средняя скорость — это средняя мгновенная скорость за период времени.

3. [латекс] \ text {rate} = + \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {CIF} _3]} {{\ Delta} t} = — \ frac {{\ Delta} [\ text {Cl} _2]} {{\ Delta} t} = — \ frac {1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {F} _2]} { {\ Delta} t} [/ латекс]

5.(а) средняя скорость, 0 — 10 с = 0,0375 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; средняя скорость, 12 — 18 с = 0,0225 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; (б) мгновенная скорость, 15 с = 0,0500 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; (c) средняя скорость образования B = 0,0188 моль л ^-1 с ^-1 ; мгновенная скорость образования B = 0,0250 моль л ⁻¹ с ⁻¹

Определение тарифных законов и порядок реагирования

Все химические реакции имеют определенную скорость, которая определяет, насколько быстро реагенты превращаются в продукты.

Химические реакции регулируются двумя факторами: кинетикой и термодинамикой. Термодинамические факторы определяют, произойдет ли реакция, и будет ли она поглощать или выделять энергию во время процесса.

Кинетика означает скорость химической реакции и то, как быстро система достигает равновесия. Кинетика реакции описывается законом кинетической скорости, который определяет скорость на основе константы скорости реакции, концентрации компонентов и порядка реакции.

Это видео знакомит с кинетикой реакции с использованием уравнения скорости скорости и демонстрирует, как определить закон скорости для определенной реакции в лаборатории.

Для общей реакции скорость реакции равна константе скорости, умноженной на концентрации реагентов, каждая из которых повышена до порядка реакции. Константа скорости k является фиксированной для реакции при данной температуре.

Порядки реакций не зависят от стехиометрических коэффициентов. Вместо этого они зависят от механизма реакции и показывают, как скорость связана с концентрацией реагентов.Например, если скорость реакции не меняется при удвоении концентрации «А», то реакция не зависит от концентрации и порядок равен нулю.

Если скорость увеличивается вдвое, когда концентрация реагента «А» удваивается, тогда реакция идет первого порядка по «А». То же самое верно и для реагента «B». Общий порядок реакции — это сумма индивидуальных порядков реакции для каждого реагента.

Во время реакции концентрация реагентов изменяется со временем.Обратите внимание, что основное уравнение скорости не включает время как переменную и может связывать скорость и концентрацию только в определенный момент времени. Однако скорость изменяется по мере протекания реакции и истощения реагентов. Используя закон дифференциальной скорости, можно связать изменение концентрации со временем.

Закон скорости реакции должен быть определен экспериментально, где химическая реакция тщательно контролируется при постоянной температуре, а концентрация реагентов или продуктов измеряется через определенные промежутки времени.Поскольку измерения концентрации производятся в дискретные моменты времени, дифференциальный закон скорости трудно сопоставить с экспериментальными данными.

Интегрирование закона дифференциальной скорости приводит к более простому уравнению, называемому законом интегрированной скорости. Интегрированный закон скорости сравнивает концентрации реагентов в начале реакции и в заданное время.

Уравнение интегрированного закона скорости изменяется в зависимости от порядка реакции. Эти уравнения могут принимать линейный вид y = mx + b.Таким образом, график зависимости концентрации от времени дает линейный график для уравнения нулевого порядка, график натурального логарифма концентрации от времени дает линейный график для уравнения первого порядка и так далее. Подгоняя экспериментальные данные к этим уравнениям, можно легко определить порядок реакции. Затем можно определить константу скорости k, используя наклон линии. Наконец, единицы измерения k меняются в зависимости от порядка реакции. Для реакции нулевого порядка единицы измерения — моль на литр в секунду, для реакции первого порядка единицы — обратные секунды, а для реакции второго порядка единицы — литр на моль в секунду.

Теперь, когда были объяснены основы кинетических законов скорости, давайте посмотрим, как экспериментально определить закон скорости разложения перекиси водорода до воды и кислорода.

В этом эксперименте исследуется каталитическое разложение перекиси водорода над платиновым катализатором.

Сначала приготовьте 5 разведений перекиси водорода, как показано в таблице. В этом случае диапазон концентраций составляет 0,882–0,176 М при использовании 3% или 0,882 М исходного раствора.Дайте растворам уравновеситься до комнатной температуры.

Затем подготовьте реакционный сосуд с помощью пробирки. Сначала определите объем, наполнив водой большую пробирку доверху. Затем вставьте резиновую пробку с одним отверстием, пока она не станет плотно и вода не будет вытекать из отверстия через верх.

Снимите пробку и налейте воду в мерный цилиндр для точного измерения объема. Это объем реакционного сосуда.

Затем налейте 50 мл первого раствора перекиси водорода в пробирку и поместите пробирку в водяную баню с температурой 25 ° C.После уравновешивания добавьте реакционный диск с платиновым покрытием и закройте систему пробкой, соединенной с датчиком давления газа.

Так как одним из продуктов является газообразный кислород, повышение давления в системе используется для измерения увеличения кислорода. Настройте датчик давления для сбора данных по 2 точкам в секунду, затем запустите эксперимент в течение 120 секунд. Должны быть видны пузырьки, поскольку перекись разлагается на газообразный кислород и воду.

По окончании периода реакции сбросьте давление и утилизируйте раствор пероксида.Промойте трубку, затем заполните трубку следующим раствором перекиси водорода. Повторите измерение давления газа для всех растворов.

Постройте график зависимости давления от времени для каждого решения. Давление выделяемого кислорода прямо пропорционально количеству молей кислорода, образовавшихся согласно закону идеального газа. После химической реакции образующиеся моли кислорода можно использовать для расчета молей разложившейся перекиси водорода. Во-первых, предположим, что концентрация перекиси водорода существенно не изменилась в течение короткого периода эксперимента.Таким образом, нанесенные на график данные представляют только начальную область кинетического эксперимента.

Определите наклон каждого набора данных с помощью линейной регрессии. Наклон равен начальной скорости реакции в единицах давления кислорода в секунду.

Затем, график натурального логарифма начальной скорости реакции и натурального логарифма начальной концентрации пероксида. Наклон равен порядку реакции m и приблизительно равен единице. Следовательно, реакция первого порядка.

Скорость каждого испытания выражается в единицах давления в Торр в секунду.Чтобы определить константу скорости, сначала преобразуйте скорость в единицы атмосферы в секунду. Поскольку в водном растворе образовались пузырьки, вычтите давление водяного пара из давления в системе для каждого испытания. Таким образом, новая скорость отражает только давление, обусловленное выделением кислорода.

Примените закон идеального газа, чтобы преобразовать скорость из атмосфер как таковых в моль в секунду для каждого испытания. В соответствии со стехиометрией химической реакции, в два раза больше молей произведенного кислорода, чем молей разложившейся перекиси водорода.Затем используйте реакционный объем для перевода единиц скорости в молярность в секунду.

Определите константы скорости для каждого испытания, разделив скорость в молярности в секунду на начальную концентрацию. В этом эксперименте средняя константа скорости k составляет приблизительно 1,48 x 10-4 в секунду. Реакция первого порядка, известная из графика натурального логарифма — натурального логарифма, показанного ранее. Следовательно, скоростной закон можно записать, как показано.

Теперь, когда вы рассмотрели, как определить закон скорости химической реакции, давайте рассмотрим некоторые области, в которых применяется эта концепция.

Химические реакции используются в синтезе соединений и материалов, используемых в широком спектре научных приложений. Важно понимать скорость реакции на этих этапах синтеза, чтобы контролировать ход реакции.

Например, синтез нанокристаллов и наностержней селенида кадмия проходит через серию химических реакций. Каждая реакция имеет свою собственную дискретную скорость реакции, и поэтому стадия синтеза тщательно контролируется в зависимости от скорости реакции; некоторые медленные, а некоторые очень быстрые.

Закон скорости реакции также можно использовать для описания радиоактивного распада и определения периода полураспада радиоактивного материала. Период полураспада означает время, необходимое для того, чтобы концентрация материала упала до половины от его начальной концентрации.

Радиоактивность следует кинетике первого порядка, что означает, что время, необходимое для распада радиоактивного материала до безопасного уровня, может быть очень хорошо охарактеризовано, что обеспечивает надлежащую транспортировку и хранение радиоактивных материалов и радиоактивных отходов.

Подобно радиоактивным материалам, лекарства также имеют период полураспада и разлагаются в организме. Например, некоторые лекарства имеют высокие константы скорости, что означает, что они быстро разлагаются, и их нужно принимать часто. Знание этой скорости разложения позволяет определить подходящую дозировку, использование и способ доставки.

Вы только что посмотрели, как JoVE рассказала о скорости реакции. Теперь вы должны понимать различные порядки химических реакций, то, как они соотносятся со скоростью химических реакций, и как определить закон скорости для данной химической реакции в лаборатории.

Спасибо за просмотр!

12.1 Скорость химических реакций — Химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Определите скорость химической реакции
• Выведите выражения для скоростей из сбалансированного уравнения данной химической реакции
• Рассчитать скорость реакции по экспериментальным данным

Оценка — это мера того, как какое-то свойство изменяется со временем. Скорость — это привычный показатель, который выражает расстояние, пройденное объектом за заданный промежуток времени.Заработная плата — это ставка, которая представляет собой сумму денег, заработанную человеком, работающим в течение определенного времени. Точно так же скорость химической реакции является мерой того, сколько реагента потребляется или сколько продукта производится в результате реакции за заданный промежуток времени.

Скорость реакции — это изменение количества реагента или продукта в единицу времени. Поэтому скорости реакции определяют путем измерения зависимости от времени некоторого свойства, которое может быть связано с количествами реагента или продукта.Например, скорость реакций, в которых потребляются или образуются газообразные вещества, удобно определять путем измерения изменений объема или давления. Для реакций с участием одного или нескольких окрашенных веществ скорость можно контролировать путем измерения поглощения света. Для реакций с участием водных электролитов скорость можно измерить по изменению проводимости раствора.

Для реагентов и продуктов в растворе их относительные количества (концентрации) удобно использовать для целей выражения скоростей реакции.Например, концентрация перекиси водорода H ₂ O ₂ в водном растворе медленно изменяется со временем, поскольку он разлагается в соответствии с уравнением:

2h3O2 (водн.) ⟶2h3O (l) + O2 (г) 2h3O2 (водн.) ⟶2h3O (l) + O2 (г)

Скорость разложения пероксида водорода можно выразить через скорость изменения его концентрации, как показано здесь:

скорость разложения h3O2 = −изменение концентрации реагента временной интервал = — [h3O2] t2− [h3O2] t1t2 − t1 = −Δ [h3O2] Δtrate of h3O2 = −изменение концентрации реагента временной интервал = — [h3O2] t2− [h3O2] t1t2 − t1 = −Δ [h3O2] Δt

Это математическое представление изменения концентрации компонентов во времени является выражением скорости реакции.Скобки указывают молярные концентрации, а символ дельта (Δ) указывает «изменение в». Таким образом, [h3O2] t1 [h3O2] t1 представляет собой молярную концентрацию пероксида водорода в определенный момент времени t ₁ ; аналогично, [h3O2] t2 [h3O2] t2 представляет собой молярную концентрацию пероксида водорода в более позднее время t ₂ ; и Δ [H ₂ O ₂ ] представляет собой изменение молярной концентрации пероксида водорода во временном интервале Δ t (то есть t ₂ — t ₁ ).Поскольку концентрация реагента уменьшается по мере протекания реакции, Δ [H ₂ O ₂ ] является отрицательной величиной. Скорости реакции обычно являются положительными величинами, поэтому это отрицательное изменение концентрации умножается на -1. На рисунке 12.2 представлен пример данных, собранных во время разложения H ₂ O ₂ .

Рис. 12.2. Скорость разложения H ₂ O ₂ в водном растворе уменьшается с уменьшением концентрации H ₂ O ₂ .

Чтобы получить табличные результаты для этого разложения, концентрацию перекиси водорода измеряли каждые 6 часов в течение дня при постоянной температуре 40 ° C. Скорости реакции были рассчитаны для каждого временного интервала путем деления изменения концентрации на соответствующий временной интервал, как показано здесь для первого 6-часового периода:

−Δ [h3O2] Δt = — (0,500 моль / л − 1.000 моль / л) (6,00 ч − 0,00 ч) = 0,0833 моль · л − 1ч − 1 − Δ [h3O2] Δt = — (0,500 моль / л − 1.000 моль / L) (6,00 ч-0,00 ч) = 0.0833 моль · л − 1 · ч − 1

Обратите внимание, что скорости реакции меняются со временем, уменьшаясь по мере протекания реакции. Результаты за последние 6 часов дают скорость реакции:

. −Δ [h3O2] Δt = — (0,0625 моль / л − 0,125 моль / л) (24,00 ч − 18,00 час) = 0,010 моль − 1 час − 1 − Δ [h3O2] Δt = — (0,0625 моль / л − 0,125 моль / L) (24,00 ч-18,00 ч) = 0,010 моль-1 ч-1

Это поведение указывает на то, что реакция постоянно замедляется со временем. Использование концентраций в начале и в конце периода времени, в течение которого скорость реакции изменяется, приводит к вычислению средней скорости реакции за этот интервал времени.В любое конкретное время скорость, с которой протекает реакция, называется ее мгновенной скоростью. Мгновенная скорость реакции в «нулевой момент времени», когда реакция начинается, является ее начальной скоростью. Рассмотрим аналогию с автомобилем, который замедляется при приближении к знаку остановки. Начальная скорость автомобиля — аналогичная началу химической реакции — будет показанием спидометра в момент, когда водитель начинает нажимать на тормоза ( т ₀ ). Несколько мгновений спустя мгновенная скорость в определенный момент — назовем ее t ₁ — будет несколько ниже, о чем свидетельствуют показания спидометра в этот момент времени.По прошествии времени мгновенная скорость будет продолжать падать, пока не достигнет нуля, когда машина (или реакция) остановится. В отличие от мгновенной скорости, средняя скорость автомобиля не отображается на спидометре; но его можно рассчитать как отношение пройденного расстояния ко времени, необходимому для полной остановки транспортного средства (Δ t ). Подобно замедляющемуся автомобилю, средняя скорость химической реакции будет находиться где-то между начальной и конечной скоростью.

Мгновенную скорость реакции можно определить одним из двух способов.Если экспериментальные условия позволяют измерять изменения концентрации в течение очень коротких интервалов времени, тогда средние скорости, вычисленные, как описано ранее, обеспечивают достаточно хорошее приближение мгновенных скоростей. В качестве альтернативы может использоваться графическая процедура, которая, по сути, дает результаты, которые были бы получены, если бы были возможны измерения с короткими временными интервалами. На графике зависимости концентрации перекиси водорода от времени мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ в любой момент времени t задается наклоном прямой линии, касательной к кривой в это время. (Рисунок 12.3). Эти наклоны касательной можно оценить с помощью расчетов, но процедура для этого выходит за рамки данной главы.

Рис. 12.3 На этом графике показан график зависимости концентрации от времени для 1.000 M раствора H ₂ O ₂ . Скорость в любой момент равна отрицательному значению наклона касательной к кривой в этот момент. Касательные показаны при t = 0 ч («начальная скорость») и t = 12 часов («мгновенная скорость» через 12 часов).

Химия в повседневной жизни

Скорость реакции в анализе: тест-полоски для анализа мочи

Врачи часто используют одноразовые тест-полоски для измерения количества различных веществ в моче пациента (рис. 12.4). Эти тест-полоски содержат различные химические реагенты, встроенные в небольшие подушечки в различных местах вдоль полоски, которые меняют цвет при воздействии достаточных концентраций определенных веществ. В инструкциях по использованию тест-полосок часто подчеркивается, что правильное время считывания имеет решающее значение для получения оптимальных результатов.Такой акцент на времени считывания предполагает, что важными факторами являются кинетические аспекты химических реакций, происходящих на тест-полоске.

Тест на глюкозу в моче основан на двухэтапном процессе, представленном химическими уравнениями, показанными здесь:

C6h22O6 + O2 → катализатор C6h20O6 + h3O2C6h22O6 + O2 → катализатор C6h20O6 + h3O2 2h3O2 + 2I− → катализаторI2 + 2h3O + O22h3O2 + 2I− → катализаторI2 + 2h3O + O2

Первое уравнение описывает окисление глюкозы в моче с образованием глюколактона и перекиси водорода.Полученная перекись водорода впоследствии окисляет бесцветный ион йодида с образованием коричневого йода, который можно обнаружить визуально. Некоторые полоски содержат дополнительное вещество, которое вступает в реакцию с йодом, вызывая более отчетливое изменение цвета.

Две показанные выше тестовые реакции по своей природе очень медленные, но их скорость увеличивается за счет специальных ферментов, встроенных в подушечку для тест-полосок. Это пример катализатора , тема которого обсуждается далее в этой главе. Обычной тест-полоске для определения глюкозы в моче требуется около 30 секунд для завершения реакции формирования цвета.Слишком раннее прочтение результата может привести к выводу, что концентрация глюкозы в образце мочи ниже, чем она есть на самом деле (ложноотрицательный результат ). Слишком долгое ожидание для оценки изменения цвета может привести к ложному положительному результату из-за более медленного (не катализируемого) окисления иодид-иона другими веществами, обнаруженными в моче.

Рис. 12.4 Тест-полоски обычно используются для определения наличия определенных веществ в моче человека. Многие тест-полоски имеют несколько подушечек, содержащих различные реагенты, что позволяет обнаруживать несколько веществ на одной полоске.(Источник: Икбал Осман)

Относительные скорости реакции

Скорость реакции может быть выражена как изменение концентрации любого реагента или продукта. Для любой данной реакции все эти выражения скорости просто связаны друг с другом в соответствии со стехиометрией реакции. Скорость общей реакции

можно выразить через уменьшение концентрации A или увеличение концентрации B. Эти два выражения скорости связаны стехиометрией реакции:

скорость = — (1a) (ΔAΔt) = (1b) (ΔBΔt) скорость = — (1a) (ΔAΔt) = (1b) (ΔBΔt)

Рассмотрим реакцию, представленную следующим уравнением:

2Nh4 (г) ⟶N2 (г) + 3h3 (г) 2Nh4 (г) ⟶N2 (г) + 3h3 (г)

Соотношение между скоростями реакции, выраженными в единицах производства азота и потребления аммиака, например, составляет:

−Δмоль Nh4Δt × 1 мольN22 мольNh4 = ΔmolN2Δt − Δmol Nh4Δt × 1 мольN22 мольNh4 = ΔmolN2Δt

Это может быть представлено в сокращенном формате, опуская единицы стехиометрического фактора:

−12ΔmolNh4Δt = ΔmolN2Δt − 12ΔmolNh4Δt = ΔmolN2Δt

Обратите внимание, что отрицательный знак был включен в качестве фактора для учета противоположных знаков двух изменений количества (количество реагента уменьшается, а количество продукта увеличивается).Для гомогенных реакций и реагенты, и продукты присутствуют в одном растворе и, таким образом, занимают один и тот же объем, поэтому молярные количества могут быть заменены молярными концентрациями:

−12Δ [Nh4] Δt = Δ [N2] Δt − 12Δ [Nh4] Δt = Δ [N2] Δt

Аналогично, скорость образования H ₂ в три раза выше скорости образования N ₂ , потому что на каждый моль полученного N ₂ образуется три моля H ₂ .

13Δ [h3] Δt = Δ [N2] Δt13Δ [h3] Δt = Δ [N2] Δt

Рисунок 12.5 иллюстрирует изменение концентраций во времени разложения аммиака на азот и водород при 1100 ° C. Наклон касательных линий при t = 500 с показывает, что мгновенные скорости, полученные от всех трех частиц, участвующих в реакции, связаны их стехиометрическими факторами. Например, скорость производства водорода в три раза выше, чем скорость производства азота:

2,91 × 10–6М / с 9,70 × 10–7М / с ≈ 32,91 × 10–6М / с 9,70 × 10–7М / с ≈3 Рисунок 12.5 Изменение концентраций реагента и продуктов реакции 2Nh4⟶N2 + 3h3,2Nh4⟶N2 + 3h3. Скорости изменения трех концентраций связаны стехиометрией реакции, как показано разными наклонами касательных при t = 500 с.

Пример 12.1

Выражения для относительных скоростей реакций

Первым этапом производства азотной кислоты является сжигание аммиака: 4Nh4 (г) + 5O2 (г) ⟶4NO (г) + 6h3O (г) 4Nh4 (г) + 5O2 (г) ⟶4NO (г) + 6h3O (г)

Напишите уравнения, связывающие скорости потребления реагентов и скорости образования продуктов.

Решение

Учитывая стехиометрию этой гомогенной реакции, скорости потребления реагентов и образования продуктов составляют: −14Δ [Nh4] Δt = −15Δ [O2] Δt = 14Δ [NO] Δt = 16Δ [h3O] Δt − 14Δ [Nh4] Δt = −15Δ [O2] Δt = 14Δ [NO] Δt = 16Δ [h3O] Δt

Проверьте свои знания

Скорость образования Br ₂ составляет 6,0 × 10 ⁻⁶ моль / л / с в реакции, описываемой следующим чистым ионным уравнением: 5Br− + BrO3− + 6H + ⟶3Br2 + 3h3O5Br− + BrO3− + 6H + ⟶3Br2 + 3h3O

Напишите уравнения, связывающие скорости потребления реагентов и скорости образования продуктов.

Ответ:

−15Δ [Br−] Δt = −Δ [BrO3−] Δt = −16Δ [H +] Δt = 13Δ [Br2] Δt = 13Δ [h3O] Δt − 15Δ [Br−] Δt = −Δ [BrO3−] Δt = −16Δ [H +] Δt = 13Δ [Br2] Δt = 13Δ [h3O] Δt

Пример 12.2

Выражения для скорости реакции разложения H

₂ O ₂ График на рисунке 12.3 показывает скорость разложения H ₂ O ₂ во времени: 2h3O2⟶2h3O + O22h3O2⟶2h3O + O2

На основании этих данных, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ при t = 11.1 час определяется как
3,20 × × 10 ⁻² моль / л / ч, то есть:

−Δ [h3O2] Δt = 3.20 × 10−2 моль л − 1h − 1 − Δ [h3O2] Δt = 3.20 × 10−2 моль л − 1h − 1

Какова мгновенная скорость производства H ₂ O и O ₂ ?

Решение

Стехиометрия реакции показывает, что −12Δ [h3O2] Δt = 12Δ [h3O] Δt = Δ [O2] Δt − 12Δ [h3O2] Δt = 12Δ [h3O] Δt = Δ [O2] Δt

Следовательно:

12 × 3,20 × 10–2 моль – 1 ч – 1 = Δ [O2] Δt12 × 3,20 × 10–2 моль – 1 ч – 1 = Δ [O2] Δt

и

Δ [O2] Δt = 1,60 × 10−2 моль-1 · ч − 1Δ [O2] Δt = 1.60 × 10−2моль · л − 1 · ч − 1

Проверьте свои знания

Если скорость разложения аммиака, NH ₃ , при 1150 K составляет 2,10 × × 10 ⁻⁶ моль / л / с, какова скорость образования азота и водорода?

Ответ:

1,05 × × 10 ⁻⁶ моль / л / с, N ₂ и 3,15 × × 10 ⁻⁶ моль / л / с, H ₂ .

12.1 Скорость химических реакций — Химия 112 — Главы 12-17 OpenStax General Chemistry

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Определите скорость химической реакции
• Выведите выражения для скоростей из сбалансированного уравнения данной химической реакции
• Рассчитать скорость реакции по экспериментальным данным

Оценка — это мера того, как какое-то свойство изменяется со временем.Скорость — это привычный показатель, который выражает расстояние, пройденное объектом за заданный промежуток времени. Заработная плата — это ставка, которая представляет собой сумму денег, заработанную человеком, работающим в течение определенного времени. Точно так же скорость химической реакции является мерой того, сколько реагента потребляется или сколько продукта производится в результате реакции за заданный промежуток времени.

Скорость реакции — это изменение количества реагента или продукта в единицу времени. Поэтому скорости реакции определяют путем измерения зависимости от времени некоторого свойства, которое может быть связано с количествами реагента или продукта.Например, скорость реакций, в которых потребляются или образуются газообразные вещества, удобно определять путем измерения изменений объема или давления. Для реакций с участием одного или нескольких окрашенных веществ скорость можно контролировать путем измерения поглощения света. Для реакций с участием водных электролитов скорость можно измерить по изменению проводимости раствора.

Для реагентов и продуктов в растворе их относительные количества (концентрации) удобно использовать для целей выражения скоростей реакции.Если мы измерим концентрацию перекиси водорода, H ₂ O ₂ , в водном растворе, мы обнаружим, что она медленно изменяется со временем, поскольку H ₂ O ₂ разлагается в соответствии с уравнением:

[латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} _2 (aq) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; + \; \ text {O} _2 (г) [/ латекс]

Скорость разложения пероксида водорода можно выразить через скорость изменения его концентрации, как показано здесь:

[латекс] \ begin {array} {r @ {{} = {}} l} \ text {rate \; of \; разложение \; of \; H} _2 \ text {O} _2 & — \ frac { \ text {изменение \; в \; концентрация \; \; реагента}} {\ text {время \; интервал}} \\ [0.5em] & — \ frac {[\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_2} \; — \; [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_1}} { t_2 \; — \; t_1} \\ [0.5em] & — \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} \ end {array} [/ латекс]

Это математическое представление изменения концентрации компонентов с течением времени является выражением скорости для реакции. Скобки указывают молярные концентрации, а символ дельта (Δ) указывает «изменение в». Таким образом, [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_1} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в определенный момент времени t ₁ ; аналогично [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_2} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в более позднее время t ₂ ; и Δ [H ₂ O ₂ ] представляет собой изменение молярной концентрации пероксида водорода в течение интервала времени Δ t (то есть t ₂ — t ₁ ).Поскольку концентрация реагента уменьшается по мере протекания реакции, Δ [H ₂ O ₂ ] является отрицательной величиной; мы ставим отрицательный знак перед выражением, потому что скорость реакции, по соглашению, является положительной величиной. На рисунке 1 приведен пример данных, собранных при разложении H ₂ O ₂ .

Рис. 1. Скорость разложения H ₂ O ₂ в водном растворе уменьшается с уменьшением концентрации H ₂ O ₂ .

Чтобы получить табличные результаты для этого разложения, концентрацию перекиси водорода измеряли каждые 6 часов в течение дня при постоянной температуре 40 ° C. Скорости реакции были рассчитаны для каждого временного интервала путем деления изменения концентрации на соответствующий временной интервал, как показано здесь для первого 6-часового периода:

[латекс] \ frac {- {\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {- (0.500 \; \ text {mol / L} \; — \; 1.000 \; \ text {mol / L})} {(6.00 \; \ text {h} \; — \; 0.{-1} [/ латекс]

Такое поведение указывает на то, что реакция постоянно замедляется со временем. Использование концентраций в начале и в конце периода времени, в течение которого скорость реакции изменяется, приводит к вычислению средней скорости для реакции за этот интервал времени. В любое конкретное время скорость, с которой протекает реакция, известна как ее мгновенная скорость . Мгновенная скорость реакции в «нулевой момент времени», когда реакция начинается, равна ее начальной скорости .Рассмотрим аналогию с автомобилем, который замедляется при приближении к знаку остановки. Начальная скорость транспортного средства — аналогично началу химической реакции — будет показанием спидометра в момент, когда водитель начинает нажимать на тормоза ( t ₀ ). Несколько мгновений спустя мгновенная скорость в определенный момент — назовем ее t ₁ — будет несколько ниже, о чем свидетельствуют показания спидометра в этот момент времени. По прошествии времени мгновенная скорость будет продолжать падать, пока не достигнет нуля, когда машина (или реакция) остановится.В отличие от мгновенной скорости, средняя скорость автомобиля не отображается на спидометре; но его можно рассчитать как отношение пройденного расстояния ко времени, необходимому для полной остановки транспортного средства (Δ t ). Подобно замедляющемуся автомобилю, средняя скорость химической реакции будет находиться где-то между начальной и конечной скоростью.

Мгновенную скорость реакции можно определить одним из двух способов. Если экспериментальные условия позволяют измерять изменения концентрации в течение очень коротких интервалов времени, тогда средние скорости, вычисленные, как описано ранее, обеспечивают достаточно хорошее приближение мгновенных скоростей.В качестве альтернативы может использоваться графическая процедура, которая, по сути, дает результаты, которые были бы получены, если бы были возможны измерения с короткими временными интервалами. Если мы построим график зависимости концентрации перекиси водорода от времени, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ в любой момент времени t будет выражена наклоном прямой линии, касательной к кривой в это время ( Фигура 2). Мы можем использовать исчисление для оценки наклона таких касательных, но процедура для этого выходит за рамки этой главы.

Рис. 2. На этом графике показан график зависимости концентрации от времени для 1.000 M раствора H ₂ O ₂ . Скорость в любой момент равна величине, противоположной наклону линии, касательной к этой кривой в этот момент. Касательные показаны при t = 0 ч («начальная скорость») и при t = 10 ч («мгновенная скорость» в это конкретное время).

Скорость реакции при анализе: тест-полоски для анализа мочи

Врачи часто используют одноразовые тест-полоски для измерения количества различных веществ в моче пациента (рис. 3).Эти тест-полоски содержат различные химические реагенты, встроенные в небольшие подушечки в различных местах вдоль полоски, которые меняют цвет при воздействии достаточных концентраций определенных веществ. В инструкциях по использованию тест-полосок часто подчеркивается, что правильное время считывания имеет решающее значение для получения оптимальных результатов. Такой акцент на времени считывания предполагает, что важными факторами являются кинетические аспекты химических реакций, происходящих на тест-полоске. {-} \; {\ xrightarrow [\ text {катализатор}] {}} \; \ текст {I} _2 \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} \; + \; \ text {O} _2 [/ latex]

Первое уравнение описывает окисление глюкозы в моче с образованием глюколактона и перекиси водорода.Полученная перекись водорода впоследствии окисляет бесцветный ион йодида с образованием коричневого йода, который можно обнаружить визуально. Некоторые полоски содержат дополнительное вещество, которое вступает в реакцию с йодом, вызывая более отчетливое изменение цвета.

Две показанные выше тестовые реакции по своей природе очень медленные, но их скорость увеличивается за счет специальных ферментов, встроенных в подушечку для тест-полосок. Это пример катализатора , тема которого обсуждается далее в этой главе. Обычной тест-полоске для определения глюкозы в моче требуется около 30 секунд для завершения реакции формирования цвета.Слишком раннее прочтение результата может привести к заключению, что концентрация глюкозы в образце мочи ниже, чем она есть на самом деле (ложноотрицательный результат ). Слишком долгое ожидание для оценки изменения цвета может привести к ложному положительному результату из-за более медленного (не катализируемого) окисления йодид-иона другими веществами, обнаруженными в моче.

Рис. 3. Тест-полоски обычно используются для определения наличия определенных веществ в моче человека. Многие тест-полоски имеют несколько подушечек, содержащих различные реагенты, что позволяет обнаруживать несколько веществ на одной полоске.(Источник: Икбал Осман)

Скорость реакции может быть выражена через изменение количества любого реагента или продукта и может быть просто получена из стехиометрии реакции. Рассмотрим реакцию, представленную следующим уравнением:

[латекс] 2 \ text {NH} _3 (g) \; {\ longrightarrow} \; \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) [/ latex]

Стехиометрические коэффициенты, полученные из этого уравнения, могут использоваться для связи скоростей реакции таким же образом, как они используются для соответствующих количеств реагента и продукта.Соотношение между скоростями реакции, выраженными в единицах производства азота и потребления аммиака, например, составляет:

[латекс] — \; \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; NH} _3} {{\ Delta} t} \; \ times \; \ frac {1 \; \ text {mol \; N } _2} {2 \; \ text {mol \; NH} _3} = \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; N} _2} {{\ Delta} t} [/ latex]

Мы можем выразить это проще, не показывая единиц стехиометрического фактора:

[латекс] — \; \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} \ text {mol \; NH} _3} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} \ текст {mol \; N} _2} {{\ Delta} t} [/ latex]

Обратите внимание, что был добавлен отрицательный знак для учета противоположных знаков двух изменений количества (количество реагента уменьшается, а количество продукта увеличивается).Если реагенты и продукты присутствуют в одном растворе, молярные количества могут быть заменены на концентрации:

[латекс] — \; \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NH} _3]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ текст {N} _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Точно так же скорость образования H ₂ в три раза превышает скорость образования N ₂ , потому что три моля H ₂ образуются за время, необходимое для образования одного моля N ₂ :

[латекс] \ frac {1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ text {N } _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

На рис. 4 показано изменение концентраций во времени разложения аммиака на азот и водород при 1100 ° C.{-6} \; M / \ text {s}} \; {\ приблизительно} \; 3 [/ латекс]

Рисунок 4. На этом графике показаны изменения концентраций реагентов и продуктов во время реакции 2NH ₃ → 3N ₂ + H ₂ . Скорости изменения трех концентраций связаны их стехиометрическими факторами, как показано разными наклонами касательных при t = 500 с.

Таким образом, для химической реакции:

aA + bB → cC + dD

скорость реакции может быть выражена как:

[латекс] \ text {скорость реакции} = — \ frac {1} {a} \; \ frac {{\ Delta} [A]} {{\ Delta} t} = — \ frac {1} {b } \; \ frac {{\ Delta} [B]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {c} \; \ frac {{\ Delta} [C]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {d} \; \ frac {{\ Delta} [D]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Пример 1

Выражения для относительных скоростей реакций
Первым этапом производства азотной кислоты является сжигание аммиака:

[латекс] 4 \ text {NH} _3 (g) \; + \; 5 \ text {O} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 4 \ text {NO} (g) \; + \ ; 6 \ text {H} _2 \ text {O} (g) [/ latex]

Напишите уравнения, связывающие скорости потребления реагентов и скорости образования продуктов.

Раствор
Учитывая стехиометрию этой гомогенной реакции, скорости расходования реагентов и образования продуктов составляют:

[латекс] — \ frac {1} {4} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NH} _3]} {{\ Delta} t} = — \ frac {1} {5} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {4} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {NO}]} { {\ Delta} t} = \ frac {1} {6} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O}]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Пример 2

Выражения скорости реакции для разложения H ₂ O ₂
График на рисунке 2 показывает скорость разложения H ₂ O ₂ во времени:

[латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} \; + \; \ text {O} _2 [/ латекс]

На основании этих данных, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ при t = 11.{-1} [/ латекс]

Какова мгновенная скорость производства H ₂ O и O ₂ ?

Раствор
Используя стехиометрию реакции, мы можем определить, что:

[латекс] — \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {H} _2 \ text {O}]} {{\ Delta} t} = \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} [/ латекс]

Следовательно:

[латекс] \ frac {1} {2} \; \ times \; 3. {- 1} = \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} [/ latex]

и

[латекс] \ frac {{\ Delta} [\ text {O} _2]} {{\ Delta} t} = 1.{-1} [/ латекс]

Это означает, что если мы знаем скорость изменения одного химического вещества (реагента или продукта) в реакции, мы сможем вычислить скорость изменения для всех других химикатов.

Скорость реакции может быть выражена либо через уменьшение количества реагента, либо через увеличение количества продукта в единицу времени. Соотношения между различными выражениями скорости для данной реакции выводятся непосредственно из стехиометрических коэффициентов уравнения, представляющего реакцию.

• относительная скорость реакции для [латекса] a \ text {A} \; {\ longrightarrow} \; b \ text {B} = — \ frac {1} {a} \; \ frac {{\ Delta} [\ текст {A}]} {{\ Delta} t} = \ frac {1} {b} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {B}]} {{\ Delta} t} [/ latex]

Озон разлагается до кислорода согласно уравнению [латекс] 2 \ text {O} _3 (g) \; {\ longrightarrow} \; 3 \ text {O} _2 (g) [/ latex]. Напишите уравнение, связывающее выражения скорости этой реакции через исчезновение O ₃ и образование кислорода.
В ядерной промышленности трифторид хлора используется для получения гексафторида урана, летучего соединения урана, используемого для разделения изотопов урана. Трифторид хлора получают по реакции [латекс] \ text {Cl} _2 (g) \; + \; 3 \ text {F} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {ClF} _3 ( г) [/ латекс]. Напишите уравнение, связывающее выражения скорости этой реакции с точки зрения исчезновения Cl ₂ и F ₂ и образования ClF ₃ .
Исследование скорости димеризации C ₄ H ₆ дало данные, представленные в таблице:
[латекс] 2 \ text {C} _4 \ text {H} _6 \; {\ longrightarrow} \; \ text {C} _8 \ text {H} _ {12} [/ latex]

Время (с)	0	1600	3200	4800	6200
[C 4 H 6 ] ( M )	1.00 × 10 −2	5,04 × 10 −3	3,37 × 10 −3	2,53 × 10 −3	2,08 × 10 −3
Таблица 1.

(a) Определите среднюю скорость димеризации от 0 до 1600 с и от 1600 до 3200 с.

(b) Оцените мгновенную скорость димеризации при 3200 с по графику зависимости времени от [C ₄ H ₆ ].Какие единицы этой ставки?

(c) Определите среднюю скорость образования C ₈ H ₁₂ за 1600 с и мгновенную скорость образования через 3200 с из скоростей, найденных в частях (a) и (b).

Исследование скорости реакции, представленной как [латекс] 2A \; {\ longrightarrow} \; B [/ latex], дало следующие данные:

Время (с)	0,0	5,0	10,0	15,0	20,0	25.0	35,0
[ A ] ( M )	1,00	0,952	0,625	0,465	0,370	0,308	0,230
Таблица 2.

(a) Определите среднюю скорость исчезновения A от 0,0 до 10,0 с и от 10,0 до 20,0 с.

(b) Оцените мгновенную скорость исчезновения A через 15.{+} (aq) \; {\ longrightarrow} \; 3 \ text {Br} _2 (aq) \; + \; 3 \ text {H} _2 \ text {O} (l) [/ latex]

Если скорость исчезновения Br ^— ( водн. ) в определенный момент реакции составляет 3,5 × 10 ⁻⁴ M с ⁻¹ , то какова скорость появления Br ₂ ( водн ) в тот момент?

Глоссарий

средняя оценка

скорость химической реакции, вычисляемая как отношение измеренного изменения количества или концентрации вещества к интервалу времени, в течение которого это изменение произошло

начальная ставка

мгновенная скорость химической реакции при т = 0 с (сразу после начала реакции)

мгновенная скорость

скорость химической реакции в любой момент времени, определяемая наклоном касательной к графику концентрации как функция времени

скорость реакции

Мера скорости, с которой протекает химическая реакция

скорость выражения

математическое представление, связывающее скорость реакции с изменениями количества, концентрации или давления реагентов или продуктов в единицу времени

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

1.Мгновенная скорость — это скорость реакции в любой конкретный момент времени, период времени, который настолько короткий, что концентрации реагентов и продуктов изменяются на незначительную величину. Начальная скорость — это мгновенная скорость реакции, когда она начинается (когда продукт только начинает образовываться). Средняя скорость — это средняя мгновенная скорость за период времени.

3. [латекс] \ text {rate} = + \ frac {1} {2} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {CIF} _3]} {{\ Delta} t} = — \ frac {{\ Delta} [\ text {Cl} _2]} {{\ Delta} t} = — \ frac {1} {3} \; \ frac {{\ Delta} [\ text {F} _2]} { {\ Delta} t} [/ латекс]

5.(а) средняя скорость, 0 — 10 с = 0,0375 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; средняя скорость, 12 — 18 с = 0,0225 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; (б) мгновенная скорость, 15 с = 0,0500 моль л ⁻¹ с ⁻¹ ; (c) средняя скорость образования B = 0,0188 моль л ^-1 с ^-1 ; мгновенная скорость образования B = 0,0250 моль л ⁻¹ с ⁻¹

.