Systemy. Ale ta wartość nie odzwierciedla rzeczywistej możliwości reakcji, jej prędkość i mechanizm.

Aby uzyskać pełną reprezentację reakcji chemicznej, trzeba mieć wiedzę o tym, jakie wzorce czasowe istnieją podczas jej realizacji, tj. szybkość reakcji chemicznej i jego szczegółowy mechanizm. Badania szybkości i mechanizmu reakcji Kinetyka chemiczna nauka o procesie chemicznym.

Pod względem kinetyki chemicznej reakcje można sklasyfikować na proste i złożone.

proste reakcje- procesy zachodzące bez tworzenia związków pośrednich. W zależności od liczby uczestniczących w nim cząstek dzielą się na jednocząsteczkowy, dwucząsteczkowy, trójcząsteczkowy. Zderzenie więcej niż 3 cząstek jest mało prawdopodobne, więc reakcje trójcząsteczkowe są dość rzadkie, a czterocząsteczkowe są nieznane. Reakcje złożone- procesy składające się z kilku reakcji elementarnych.

Każdy proces przebiega z właściwą sobie szybkością, którą można określić na podstawie zmian zachodzących w określonym czasie. środek szybkość reakcji chemicznej wyrażona jako zmiana ilości substancji n zużyta lub otrzymana substancja na jednostkę objętości V na jednostkę czasu t.

υ = ± dn/ dt· V

Jeśli substancja jest zużywana, umieszczamy znak „-”, jeśli się kumuluje - „+”

Przy stałej objętości:

υ = ± DC/ dt,

Jednostka szybkości reakcji mol/l s

Ogólnie rzecz biorąc, υ jest wartością stałą i nie zależy od tego, jaką substancję obserwujemy w reakcji.

Zależność stężenia odczynnika lub produktu od czasu reakcji przedstawia się jako krzywa kinetyczna, który wygląda tak:

Wygodniej jest obliczyć υ z danych eksperymentalnych, jeśli powyższe wyrażenia zostaną przekształcone w następujące wyrażenie:

Prawo mas czynnych. Rząd i stała szybkości reakcji

Jedno ze sformułowań prawo masowego działania brzmi tak: Szybkość elementarnej jednorodnej reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

Jeżeli badany proces jest reprezentowany jako:

a A + b B = produkty

następnie można wyrazić szybkość reakcji chemicznej równanie kinetyczne:

υ = k [A] a [B] b lub

υ = k C a A C b B

Tutaj [ A] oraz [B] (C A orazC B) - stężenie odczynników,

ib są współczynnikami stechiometrycznymi prostej reakcji,

k jest stałą szybkości reakcji.

Chemiczne znaczenie ilości k- to jest szybkość reakcji w pojedynczych stężeniach. Oznacza to, że jeśli stężenia substancji A i B są równe 1, to υ = k.

Należy wziąć pod uwagę, że w złożonych procesach chemicznych współczynniki ib nie pasują do tych stechiometrycznych.

Prawo masowego działania jest spełnione pod kilkoma warunkami:

• Reakcja jest aktywowana termicznie, tj. energia ruchu termicznego.
• Stężenie odczynników jest równomiernie rozłożone.
• Właściwości i warunki środowiska nie zmieniają się w trakcie procesu.
• Właściwości środowiska nie powinny mieć wpływu k.

Do złożonych procesów prawo masowego działania nie można zastosować. Można to wytłumaczyć faktem, że złożony proces składa się z kilku elementarnych etapów, a jego prędkość będzie determinowana nie całkowitą prędkością wszystkich etapów, ale jednym z najwolniejszych etapów, który nazywa się ograniczający.

Każda reakcja ma swoją własną zamówienie. Określać prywatne (częściowe) zamówienie przez odczynnik i ogólne (pełne) zamówienie. Na przykład w wyrażeniu na szybkość reakcji chemicznej dla procesu

a A + b B = produkty

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– zamów według odczynnika ALE

b — zamów według odczynnika W

Porządek ogólny a + b = n

Do proste procesy kolejność reakcji wskazuje liczbę reagujących cząstek (zbiega się ze współczynnikami stechiometrycznymi) i przyjmuje wartości całkowite. Do złożone procesy kolejność reakcji nie pokrywa się ze współczynnikami stechiometrycznymi i może być dowolna.

Określmy czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej υ.

1. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów

   określone przez prawo masowego działania: υ = k[ A] a·[ B] b

Oczywiście wraz ze wzrostem stężeń reagentów υ wzrasta, ponieważ wzrasta liczba zderzeń pomiędzy substancjami biorącymi udział w procesie chemicznym. Ponadto ważne jest, aby wziąć pod uwagę kolejność reakcji: jeśli to n=1 w przypadku niektórych odczynników jego szybkość jest wprost proporcjonalna do stężenia tej substancji. Jeśli dla jakiegokolwiek odczynnika n=2, wówczas podwojenie jego stężenia doprowadzi do zwiększenia szybkości reakcji o 2 2 \u003d 4 razy, a zwiększenie stężenia 3 razy przyspieszy reakcję 3 2 \u003d 9 razy.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od następujących czynników:

1) Charakter reagentów.

2) Powierzchnia kontaktowa odczynników.

3) Stężenie reagentów.

4) Temperatura.

5) Obecność katalizatorów.

Szybkość reakcji heterogenicznych zależy również od:

a) wielkość powierzchni rozdziału faz (ze wzrostem powierzchni rozdziału faz wzrasta szybkość reakcji heterogenicznych);

b) szybkość dostarczania reagentów do interfejsu i szybkość usuwania z niego produktów reakcji.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej:

1. Charakter odczynników. Ważną rolę odgrywa charakter wiązań chemicznych w związkach, budowa ich cząsteczek. Na przykład uwalnianie wodoru przez cynk z roztworu kwasu solnego następuje znacznie szybciej niż z roztworu kwasu octowego, ponieważ polarność wiązania H-C1 jest większa niż wiązania O-H w cząsteczce CH 3 COOH, w innych słowa, ze względu na fakt, że Hcl - silny elektrolit, a CH 3 COOH jest słabym elektrolitem w roztworze wodnym.

2. Powierzchnia kontaktu odczynnika. Im większa powierzchnia kontaktu reagentów, tym szybciej przebiega reakcja. Powierzchnię ciał stałych można zwiększyć poprzez ich zmielenie, a substancji rozpuszczalnych przez ich rozpuszczenie. Reakcje w roztworach zachodzą niemal natychmiast.

3. Stężenie odczynników. Aby doszło do interakcji, cząstki reagentów w jednorodnym układzie muszą się zderzyć. Ze wzrostem stężenia reagentów szybkość reakcji wzrasta. Wyjaśnia to fakt, że wraz ze wzrostem ilości substancji na jednostkę objętości wzrasta liczba zderzeń między cząsteczkami reagujących substancji. Liczba zderzeń jest proporcjonalna do liczby cząstek reagentów w objętości reaktora, czyli ich stężeń molowych.

Ilościowo wyraża się zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów prawo mas działających (Guldberg i Waage, Norwegia, 1867): szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

Do reakcji:

aA + bB ↔ cC + dD

szybkość reakcji zgodnie z prawem działania masy jest równa:

υ = k[A]a[B]b ,(9)

gdzie [A] i [B] to stężenia substancji wyjściowych;

k-stała szybkości reakcji, co jest równe szybkości reakcji przy stężeniach reagentów [A] = [B] = 1 mol/l.

Stała szybkości reakcji zależy od rodzaju reagentów, temperatury, ale nie zależy od stężenia substancji.

Wyrażenie (9) nazywa się równanie kinetyczne reakcji. Równania kinetyczne obejmują stężenia substancji gazowych i rozpuszczonych, ale nie obejmują stężeń ciał stałych:

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g); υ = k 2 · [O 2 ];

CuO (tv) + H2 (g) \u003d Cu (tv) + H2O (g); υ = k.

Zgodnie z równaniami kinetycznymi można obliczyć, jak zmienia się szybkość reakcji wraz ze zmianą stężenia reagentów.

Wpływ katalizatora.

5. Temperatura reakcji. Teoria zderzeń aktywnych

Aby nastąpił elementarny akt interakcji chemicznej, reagujące cząstki muszą się ze sobą zderzyć. Jednak nie każda kolizja skutkuje oddziaływaniem chemicznym. Oddziaływanie chemiczne ma miejsce, gdy cząstki zbliżają się na odległości, na których możliwa jest redystrybucja gęstości elektronowej i pojawienie się nowych wiązań chemicznych. Oddziałujące cząstki muszą mieć wystarczającą energię, aby przezwyciężyć siły odpychania, które powstają między ich powłokami elektronowymi.

stan przejściowy- stan systemu, w którym niszczenie i tworzenie połączenia są zrównoważone. System przez krótki czas (10 -15 s) znajduje się w stanie przejściowym. Energia potrzebna do wprowadzenia układu w stan przejściowy nazywa się energia aktywacji. W reakcjach wieloetapowych, które obejmują kilka stanów przejściowych, energia aktywacji odpowiada najwyższej wartości energii. Po pokonaniu stanu przejściowego cząsteczki ponownie rozpadają się z zniszczeniem starych wiązań i utworzeniem nowych lub z przekształceniem pierwotnych wiązań. Obie opcje są możliwe, ponieważ pojawiają się wraz z uwolnieniem energii. Istnieją substancje, które mogą zmniejszyć energię aktywacji dla danej reakcji.

Cząsteczki aktywne A 2 i B 2 po zderzeniu łączą się w pośredni kompleks aktywny A 2 ... B 2 z osłabieniem, a następnie zerwaniem wiązań A-A i B-B i wzmocnieniem wiązań A-B.

„Energia aktywacji” reakcji tworzenia NI (168 kJ/mol) jest znacznie mniejsza niż energia wymagana do całkowitego zerwania wiązania w początkowych cząsteczkach H2 i I2 (571 kJ/mol). Dlatego ścieżka reakcji przez formację aktywny (aktywowany) kompleks energetycznie bardziej korzystna niż ścieżka przez całkowite zerwanie wiązań w pierwotnych cząsteczkach. Zdecydowana większość reakcji zachodzi poprzez tworzenie pośrednich kompleksów aktywnych. Postanowienia teorii kompleksu aktywnego zostały opracowane przez G. Eyringa i M. Polyani w latach 30. XX wieku.

Energia aktywacji reprezentuje nadmiar energii kinetycznej cząstek w stosunku do średniej energii wymaganej do chemicznej przemiany zderzających się cząstek. Reakcje charakteryzują się różnymi wartościami energii aktywacji (Ea). W większości przypadków energia aktywacji reakcji chemicznych pomiędzy obojętnymi cząsteczkami waha się od 80 do 240 kJ/mol. Dla wartości procesów biochemicznych E a często niższe - do 20 kJ / mol. Można to wytłumaczyć faktem, że zdecydowana większość procesów biochemicznych przebiega przez etap kompleksów enzym-substrat. Bariery energetyczne ograniczają reakcję. Z tego powodu w zasadzie możliwe reakcje (w Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Aby reakcja zaszła, cząsteczki muszą być zorientowane w określony sposób i mieć wystarczającą energię podczas zderzenia. Prawdopodobieństwo prawidłowej orientacji w zderzeniu charakteryzuje się: entropia aktywacji ∆Sa. Redystrybucji gęstości elektronowej w aktywnym kompleksie sprzyja warunek, że po zderzeniu cząsteczki A 2 i B 2 są zorientowane, jak pokazano na ryc. 3a, natomiast w orientacji pokazanej na ryc. 3b, prawdopodobieństwo reakcji jest jeszcze znacznie mniejsze - na rys. 3c.

Ryż. Rys. 3. Korzystna (a) i niekorzystna (b, c) orientacja cząsteczek A 2 i B 2 po zderzeniu

Równanie charakteryzujące zależność szybkości i reakcji od temperatury, energii aktywacji i entropii aktywacji ma postać:

(10)

gdzie k- stała szybkości reakcji;

ALE- w pierwszym przybliżeniu całkowita liczba zderzeń między cząsteczkami na jednostkę czasu (sekundę) na jednostkę objętości;

mi- podstawa logarytmów naturalnych;

R- uniwersalna stała gazowa;

T- temperatura absolutna;

E a- energia aktywacji;

∆Sa- zmiana entropii aktywacji.

Równanie (11) zostało wyprowadzone przez Arrheniusa w 1889 roku. Mnożnik przedwykładniczy ALE proporcjonalna do całkowitej liczby zderzeń między cząsteczkami w jednostce czasu. Jego wymiar pokrywa się z wymiarem stałej szybkości i zależy od całkowitego porządku reakcji.

Wystawca jest równy ułamkowi aktywnych zderzeń z ich całkowitej liczby, tj. zderzające się cząsteczki muszą mieć wystarczającą energię interakcji. Prawdopodobieństwo ich pożądanej orientacji w momencie uderzenia jest proporcjonalne do .

Omawiając prawo działania masy dla prędkości (9), specjalnie zastrzeżono, że stała szybkości jest wartością stałą, niezależną od stężeń reagentów. Założono, że wszystkie przemiany chemiczne przebiegają w stałej temperaturze. Jednocześnie szybkość przemian chemicznych może się znacznie zmieniać wraz ze spadkiem lub wzrostem temperatury. Z punktu widzenia prawa działania masy, ta zmiana prędkości wynika z zależności stałej szybkości od temperatury, ponieważ stężenia reagentów zmieniają się tylko nieznacznie z powodu rozszerzalności cieplnej lub kurczenia się cieczy.

Najbardziej znanym faktem jest to, że szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Ten rodzaj zależności prędkości od temperatury nazywa się normalna (rys. 3a). Ten rodzaj zależności jest charakterystyczny dla wszystkich prostych reakcji.

Ryż. 3. Rodzaje zależności temperaturowej szybkości reakcji chemicznych: a - normalne;

b - nienormalny; c - enzymatyczny

Obecnie jednak dobrze znane są przemiany chemiczne, których szybkość maleje wraz ze wzrostem temperatury, tego typu zależność od temperatury nazywa się anomalny . Przykładem jest reakcja w fazie gazowej tlenku azotu (II) z bromem (rys. 3b).

Szczególnie interesująca dla lekarzy jest zależność tempa reakcji enzymatycznych od temperatury, tj. reakcje z udziałem enzymów. Do tej klasy należą prawie wszystkie reakcje zachodzące w organizmie. Na przykład w przypadku rozkładu nadtlenku wodoru w obecności enzymu katalazy szybkość rozkładu zależy od temperatury. W zakresie 273-320 Do zależność od temperatury jest normalna. Wraz ze wzrostem temperatury prędkość wzrasta, a wraz ze spadkiem temperatury maleje. Gdy temperatura wzrośnie powyżej 320 Do następuje gwałtowny, anormalny spadek szybkości rozkładu nadtlenku. Podobny obraz ma miejsce dla innych reakcji enzymatycznych (ryc. 3c).

Z równania Arrheniusa dla k jasne jest, że ponieważ T zawarte w wykładniku, szybkość reakcji chemicznej jest bardzo wrażliwa na zmiany temperatury. Zależność szybkości reakcji jednorodnej od temperatury można wyrazić regułą van't Hoffa, zgodnie z którą wraz ze wzrostem temperatury na każde 10 ° szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy; liczba pokazująca, ile razy szybkość danej reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10 °, nazywa się współczynnik temperaturowy szybkości reakcji -γ.

Zasada ta jest matematycznie wyrażona następującym wzorem:

(12)

gdzie γ jest współczynnikiem temperaturowym, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10 0; 1 -t1; 2 - szybkość reakcji w temperaturze t2.

Wraz ze wzrostem temperatury w postępie arytmetycznym prędkość rośnie wykładniczo.

Na przykład, jeśli γ = 2,9, to wraz ze wzrostem temperatury o 100 ° szybkość reakcji wzrasta o współczynnik 2,9 10, tj. 40 tysięcy razy. Odstępstwem od tej reguły są reakcje biochemiczne, których szybkość wzrasta dziesięciokrotnie przy niewielkim wzroście temperatury. Zasada ta obowiązuje tylko w przybliżeniu. Reakcje z udziałem dużych cząsteczek (białek) charakteryzują się dużym współczynnikiem temperaturowym. Szybkość denaturacji białka (albumina jaja kurzego) wzrasta 50-krotnie wraz ze wzrostem temperatury o 10 °C. Po osiągnięciu pewnego maksimum (50-60°C) szybkość reakcji gwałtownie spada w wyniku termicznej denaturacji białka.

W przypadku wielu reakcji chemicznych prawo działania masy dla prędkości jest nieznane. W takich przypadkach do opisania zależności współczynnika konwersji od temperatury można użyć następującego wyrażenia:

wykładnik wstępny z nie zależy od temperatury, ale od stężenia. Jednostką miary jest mol/l∙s.

Zależność teoretyczna umożliwia wstępne obliczenie prędkości w dowolnej temperaturze, jeśli znana jest energia aktywacji i pre-wykładnicza. W ten sposób przewiduje się wpływ temperatury na szybkość przemian chemicznych.

Reakcje złożone

Zasada niezależności. Wszystko, co omówiono powyżej, odnosiło się do stosunkowo prostych reakcji, ale w chemii często spotyka się tak zwane reakcje złożone. Reakcje te obejmują te omówione poniżej. Wyprowadzając równania kinetyczne dla tych reakcji, stosuje się zasadę niezależności: jeśli w układzie zachodzi kilka reakcji, to każda z nich jest niezależna od pozostałych, a jej szybkość jest proporcjonalna do iloczynu stężeń jej reagentów.

Reakcje równoległe to reakcje zachodzące jednocześnie w kilku kierunkach.

Rozkład termiczny chloranu potasu zachodzi jednocześnie w dwóch reakcjach:

Kolejne reakcje to reakcje, które przebiegają w kilku etapach. W chemii jest wiele takich reakcji.

.

Powiązane reakcje. Jeżeli w układzie zachodzi kilka reakcji i jedna z nich nie może zajść bez drugiej, to te reakcje nazywamy sprzężony i samo zjawisko przez indukcję .

2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.

Ta reakcja praktycznie nie jest obserwowana w normalnych warunkach, ale jeśli do systemu zostanie dodany FeO, zachodzi następująca reakcja:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

i pierwsza reakcja idzie w parze z tym. Powodem tego jest powstawanie w drugiej reakcji produktów pośrednich biorących udział w pierwszej reakcji:

FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Indukcja chemiczna- zjawisko, w którym jedna reakcja chemiczna (wtórna) zależy od innej (pierwotnej).

A+ W- podstawowy reakcja,

A + C- wtórny reakcja,

wtedy A jest aktywatorem, W- induktor, C - akceptor.

Podczas indukcji chemicznej, w przeciwieństwie do katalizy, zmniejszają się stężenia wszystkich uczestników reakcji.

Współczynnik indukcyjny wyznacza się z następującego równania:

.

W zależności od wartości współczynnika indukcyjnego możliwe są następujące przypadki.

I> 0 - proces blaknięcia. Szybkość reakcji maleje z czasem.

I < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Zjawisko indukcji jest ważne, ponieważ w niektórych przypadkach energia reakcji pierwotnej może kompensować energię wydatkowaną w reakcji wtórnej. Z tego powodu np. termodynamicznie możliwa jest synteza białek poprzez polikondensację aminokwasów.

Reakcje łańcuchowe. Jeżeli reakcja chemiczna przebiega z utworzeniem cząstek aktywnych (jony, rodniki), które wchodząc w kolejne reakcje powodują pojawienie się nowych cząstek aktywnych, to taka sekwencja reakcji nazywa się reakcja łańcuchowa.

Powstawanie wolnych rodników wiąże się z wydatkowaniem energii na rozerwanie wiązań w cząsteczce. Energia ta może być przekazywana cząsteczkom przez oświetlenie, wyładowanie elektryczne, ogrzewanie, napromieniowanie neutronami, cząsteczkami α i β. Aby przeprowadzić reakcje łańcuchowe w niskich temperaturach, do mieszaniny reakcyjnej wprowadza się inicjatory - substancje łatwo tworzące rodniki: para sodu, nadtlenki organiczne, jod itp.

Reakcja powstawania chlorowodoru z prostych związków, aktywowana światłem.

Całkowita reakcja:

H2 + C1 2 2HC1.

Oddzielne etapy:

Сl 2 2Сl∙ fotoaktywacja chloru (inicjacja)

Cl ∙ + H 2 \u003d Hcl + H ∙ rozwój łańcucha

H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl ∙ itd.

H ∙ + Cl ∙ \u003d obwód otwarty Hcl

Tutaj H∙ i Сl∙ są aktywnymi cząstkami (rodnikami).

W tym mechanizmie reakcji można wyróżnić trzy grupy etapów elementarnych. Pierwsza to reakcja fotochemiczna pochodzenie łańcucha. Cząsteczki chloru, po zaabsorbowaniu kwantu światła, dysocjują na wolne atomy o wysokiej reaktywności. Tak więc, gdy łańcuch jest zarodkowany, wolne atomy lub rodniki powstają z cząsteczek nasyconych wartościowością. Proces generowania łańcucha jest również nazywany inicjacja. Atomy chloru, mające niesparowane elektrony, mogą reagować z wodorem cząsteczkowym, tworząc cząsteczki chlorowodoru i wodoru atomowego. Z kolei atomowy wodór oddziałuje z cząsteczką chloru, w wyniku czego ponownie powstaje cząsteczka chlorowodoru i atomowy chlor itp.

Procesy te, charakteryzujące się powtarzaniem tych samych etapów elementarnych (ogniw) i postępującym z zachowaniem wolnych rodników, prowadzą do zużycia materiałów wyjściowych i powstawania produktów reakcji. Te grupy reakcji nazywane są reakcje rozwoju (lub kontynuacji) łańcucha.

Nazywa się etapem reakcji łańcuchowej, w której wolne rodniki są niszczone zerwanie łańcucha. Zakończenie łańcucha może nastąpić w wyniku rekombinacji wolnych rodników, jeśli uwolnioną w tym przypadku energię można oddać jakiemuś trzeciemu ciału: ściance naczynia lub cząsteczkom obojętnych zanieczyszczeń (etapy 4, 5). Dlatego szybkość reakcji łańcuchowych jest bardzo wrażliwa na obecność zanieczyszczeń, kształt i wymiary naczynia, zwłaszcza przy niskich ciśnieniach.

Liczba ogniw elementarnych od momentu narodzin łańcucha do jego zerwania nazywana jest długością łańcucha. W rozważanym przykładzie na każdy kwant światła powstaje do 105 cząsteczek HCl.

Nazywa się reakcje łańcuchowe, podczas których nie dochodzi do „pomnażania” liczby wolnych rodników nierozgałęziony lub proste reakcje łańcuchowe . W każdym elementarnym etapie procesu nierozgałęzionego łańcucha jeden rodnik „rodzi” jedną cząsteczkę produktu reakcji i tylko jeden nowy rodnik (ryc. 41).

Inne przykłady prostych reakcji łańcuchowych: a) chlorowanie węglowodorów parafinowych Cl ∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ itd.; b) reakcje polimeryzacji rodnikowej, na przykład polimeryzacja octanu winylu w obecności nadtlenku benzoilu, który łatwo rozkłada się na rodniki; c) oddziaływanie wodoru z bromem, przebiegające zgodnie z mechanizmem podobnym do reakcji chloru z wodorem, tylko z krótszą długością łańcucha ze względu na jego endotermiczność.

Jeśli w wyniku aktu wzrostu pojawią się dwie lub więcej cząstek aktywnych, to ta reakcja łańcuchowa jest rozgałęziona.

W 1925 r. N. N. Semenov i jego współpracownicy odkryli reakcje zawierające etapy elementarne, w wyniku których powstaje nie jedna, ale kilka chemicznie aktywnych cząstek, atomów lub rodników. Pojawienie się kilku nowych wolnych rodników prowadzi do pojawienia się kilku nowych łańcuchów, tj. jeden widły łańcuchowe. Takie procesy nazywane są reakcjami rozgałęzionymi (ryc. 42).

Przykładem procesu o silnie rozgałęzionym łańcuchu jest utlenianie wodoru pod niskim ciśnieniem i w temperaturze około 900°C. Mechanizm reakcji można zapisać w następujący sposób.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ inicjacja łańcucha

2. OH ​​​​∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ rozwój łańcucha

3. H ∙ + O 2 → OH ∙ + O: rozgałęzienie łańcucha

4. O: + H2 → OH ∙ + H ∙

5. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ kontynuacja łańcucha

6. H∙ + H∙ + ściana → obwód otwarty H 2 na ścianie naczynia

7. H ∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M zakończenie łańcucha luzem.

M jest cząsteczką obojętną. Rodnik HO 2 ∙, który powstaje podczas potrójnego zderzenia, jest nieaktywny i nie może kontynuować łańcucha.

W pierwszym etapie procesu powstają rodniki hydroksylowe, które zapewniają rozwój prostego łańcucha. W trzecim etapie, w wyniku oddziaływania z wyjściową cząsteczką jednego rodnika, powstają dwa rodniki, a atom tlenu ma dwie wolne wartościowości. Zapewnia to rozgałęzienie łańcucha.

W wyniku rozgałęzienia łańcucha szybkość reakcji w początkowym okresie gwałtownie wzrasta, a proces kończy się zapłonem-eksplozją łańcucha. Jednak reakcje rozgałęzionych łańcuchów kończą się eksplozją tylko wtedy, gdy szybkość rozgałęzień jest większa niż szybkość zakończenia łańcucha. W przeciwnym razie proces jest powolny.

W przypadku zmiany warunków reakcji (zmiany ciśnienia, temperatury, składu mieszaniny, wielkości i stanu ścian naczynia reakcyjnego itp.) może nastąpić przejście od wolnej reakcji do wybuchu i odwrotnie. Tak więc w reakcjach łańcuchowych występują stany graniczne (krytyczne), w których następuje zapłon łańcuchowy, od których należy odróżnić zapłon termiczny występujący w reakcjach egzotermicznych w wyniku coraz większego nagrzewania się reagującej mieszaniny przy słabym odprowadzaniu ciepła.

Zgodnie z mechanizmem rozgałęzionego łańcucha występują utlenione pary siarki, fosforu, tlenku węgla (II), dwusiarczku węgla itp.

Nowoczesna teoria procesów łańcuchowych została opracowana przez laureatów Nagrody Nobla (1956) radzieckiego akademika N. N. Semenova i angielskiego naukowca Hinshelwooda.

Reakcje łańcuchowe należy odróżnić od reakcji katalitycznych, chociaż te ostatnie również mają charakter cykliczny. Najważniejsza różnica między reakcjami łańcuchowymi a katalitycznymi polega na tym, że w mechanizmie łańcuchowym reakcja może przebiegać w kierunku zwiększania energii układu w wyniku reakcji spontanicznych. Katalizator nie powoduje termodynamicznie niemożliwej reakcji. Ponadto w reakcjach katalitycznych nie występują takie etapy procesu jak zarodkowanie łańcucha i zakończenie łańcucha.

reakcje polimeryzacji. Szczególnym przypadkiem reakcji łańcuchowej jest reakcja polimeryzacji.

Polimeryzacja to proces, w którym reakcji cząstek aktywnych (rodników, jonów) ze związkami o małej masie cząsteczkowej (monomerami) towarzyszy sekwencyjne dodawanie tych ostatnich ze wzrostem długości łańcucha materiału (długości cząsteczki), tj. z utworzeniem polimeru.

Monomery to z reguły związki organiczne zawierające w składzie cząsteczki wiązania nienasycone (podwójne, potrójne).

Główne etapy procesu polimeryzacji:

1. Inicjacja(pod działaniem światła, ciepła itp.):

O: A→A" + A"- rozkład homolityczny z powstawaniem rodników (aktywne cząstki nienasycone walencyjne).

O: B→ A - + B +- rozkład heterolityczny z powstawaniem jonów.

2. Wzrost łańcucha: A "+ M→ JESTEM"

(lub A - + M→ JESTEM", lub W + + M→ maszyna wirtualna +).

3. Otwarty obwód: AM "+ AM"→ polimer

(lub AM” + B +→ polimer, Maszyna wirtualna + + A"→ polimer).

Szybkość procesu łańcuchowego jest zawsze większa niż procesu niełańcuchowego.

Szybkość reakcji chemicznej

Szybkość reakcji chemicznej- zmiana ilości jednej z reagujących substancji na jednostkę czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej. Jest to kluczowe pojęcie kinetyki chemicznej. Szybkość reakcji chemicznej jest zawsze dodatnia, dlatego jeśli określa ją substancja wyjściowa (której stężenie maleje podczas reakcji), to wynikową wartość mnoży się przez -1.

Na przykład dla reakcji:

wyrażenie określające prędkość będzie wyglądać tak:

. Szybkość reakcji chemicznej w każdym momencie jest proporcjonalna do stężeń reagentów podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym.

W przypadku reakcji elementarnych wykładnik wartości stężenia każdej substancji jest często równy jej współczynnikowi stechiometrycznemu, w przypadku reakcji złożonych ta zasada nie jest przestrzegana. Oprócz stężenia na szybkość reakcji chemicznej wpływają następujące czynniki:

• charakter reagentów,
• obecność katalizatora
• temperatura (zasada van't Hoffa),
• nacisk,
• pole powierzchni reagentów.

Jeśli rozważymy najprostszą reakcję chemiczną A + B → C, zauważymy, że natychmiastowy szybkość reakcji chemicznej nie jest stała.

Literatura

• Kubasov A. A. Kinetyka chemiczna i kataliza.
• Prigogine I., Defey R. Termodynamika chemiczna. Nowosybirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetyczne modele reakcji katalitycznych, Nowosybirsk: Nauka (Oddział Syberyjski), 1983.-255 s.

Fundacja Wikimedia. 2010 .

Zobacz, co „Szybkość reakcji chemicznej” znajduje się w innych słownikach:

Podstawowe pojęcie kinetyki chemicznej. W przypadku prostych reakcji jednorodnych szybkość reakcji chemicznej mierzy się zmianą liczby moli przereagowanej substancji (przy stałej objętości układu) lub zmianą stężenia którejkolwiek z substancji wyjściowych ... Wielki słownik encyklopedyczny

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ- podstawowa koncepcja chemii. kinetyka, wyrażająca stosunek ilości przereagowanej substancji (w molach) do czasu trwania interakcji. Ponieważ stężenia reagentów zmieniają się podczas interakcji, szybkość zwykle wynosi ... Wielka Encyklopedia Politechniczna

szybkość reakcji chemicznej- wartość charakteryzująca intensywność reakcji chemicznej. Szybkość tworzenia produktu reakcji to ilość tego produktu w wyniku reakcji na jednostkę czasu na jednostkę objętości (jeśli reakcja jest jednorodna) lub na ... ...

Podstawowe pojęcie kinetyki chemicznej. W przypadku prostych reakcji jednorodnych szybkość reakcji chemicznej mierzy się zmianą liczby moli przereagowanej substancji (przy stałej objętości układu) lub zmianą stężenia którejkolwiek z substancji wyjściowych ... słownik encyklopedyczny

Wartość charakteryzująca intensywność reakcji chemicznej (patrz reakcje chemiczne). Szybkość tworzenia produktu reakcji to ilość tego produktu wynikająca z reakcji w jednostce czasu w jednostce objętości (jeśli ... ...

Główny pojęcie chemii. kinetyka. Dla prostych reakcji jednorodnych S. x. R. mierzony przez zmianę liczby moli przereagowanego w va (przy stałej objętości układu) lub przez zmianę stężenia któregokolwiek z początkowych w lub produktów reakcji (jeśli objętość układu ...

Do złożonych reakcji składających się z kilku. etapy (reakcje proste lub elementarne), mechanizm jest zbiorem etapów, w wyniku których początkowe w va są przekształcane w produkty. Pośredni w tobie w tych reakcjach może działać jak cząsteczki, ... ... Naturalna nauka. słownik encyklopedyczny

- (angielska reakcja substytucji nukleofilowej) reakcje substytucji, w których atak jest przeprowadzany przez odczynnik nukleofilowy niosący niewspólną parę elektronów. Grupa opuszczająca w reakcjach podstawienia nukleofilowego nazywana jest nukleofugą. Wszystko ... Wikipedia

Przekształcenie jednej substancji w drugą, różniącą się od oryginału składem chemicznym lub strukturą. Całkowita liczba atomów każdego danego pierwiastka, a także same pierwiastki chemiczne, które składają się na substancje, pozostają w R.x. niezmieniony; ten R. x ... Wielka radziecka encyklopedia

prędkość rysowania- prędkość liniowa ruchu metalu na wyjściu z matrycy, m/s. Na nowoczesnych maszynach ciągarskich prędkość ciągnienia sięga 50-80 m/s. Jednak nawet podczas ciągnienia drutu prędkość z reguły nie przekracza 30-40 m/s. Na… … Encyklopedyczny słownik metalurgii

Reakcja chemiczna to przemiana jednej substancji w drugą.

Bez względu na rodzaj reakcji chemicznych, przebiegają one z różną prędkością. Na przykład przemiany geochemiczne w jelitach Ziemi (powstawanie hydratów krystalicznych, hydroliza soli, synteza lub rozkład minerałów) trwają tysiące, miliony lat. Reakcje takie jak spalanie prochu strzelniczego, wodoru, saletry i chlorku potasu zachodzą w ciągu ułamków sekundy.

Szybkość reakcji chemicznej jest rozumiana jako zmiana ilości reagujących substancji (lub produktów reakcji) w jednostce czasu. Najczęściej używana koncepcja średnia szybkość reakcji (Δc p) w przedziale czasu.

vav = ± ∆C/∆t

Dla produktów ∆С > 0, dla substancji wyjściowych -∆С< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Szybkość każdej reakcji chemicznej zależy od wielu czynników: charakteru reagentów, stężenia reagentów, zmiany temperatury reakcji, stopnia rozdrobnienia reagentów, zmiany ciśnienia, wprowadzenia katalizatora do medium reakcyjne.

Charakter reagentów znacząco wpływa na szybkość reakcji chemicznej. Jako przykład rozważ interakcję niektórych metali ze stałym składnikiem - wodą. Zdefiniujmy metale: Na, Ca, Al, Au. Sód reaguje z wodą w zwykłych temperaturach bardzo gwałtownie, wydzielając dużą ilość ciepła.

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Q;

Wapń reaguje mniej energicznie z wodą w zwykłych temperaturach:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Q;

Aluminium reaguje z wodą nawet w podwyższonych temperaturach:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) s + ZN 2 - Q;

A złoto jest jednym z nieaktywnych metali, nie reaguje z wodą ani w normalnej, ani w podwyższonych temperaturach.

Szybkość reakcji chemicznej jest bezpośrednio związana z stężenia reagentów . Więc dla reakcji:

C2H4 + 3O2 \u003d 2CO2 + 2H2O;

Wyrażenie szybkości reakcji to:

v \u003d k ** [O 2 ] 3;

gdzie k jest stałą szybkości reakcji chemicznej, liczbowo równą szybkości tej reakcji, pod warunkiem, że stężenia reagujących składników wynoszą 1 g/mol; wartości [C 2 H 4 ] i [O 2 ] 3 odpowiadają stężeniom reagentów podniesionym do potęgi ich współczynników stechiometrycznych. Im większe stężenie [C 2 H 4 ] lub [O 2 ], tym więcej zderzeń cząsteczek tych substancji w jednostce czasu, stąd większa szybkość reakcji chemicznej.

Szybkości reakcji chemicznych z reguły są również bezpośrednio powiązane od temperatury reakcji . Oczywiście wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia kinetyczna cząsteczek, co również prowadzi do dużego zderzenia cząsteczek na jednostkę czasu. Liczne eksperymenty wykazały, że wraz ze zmianą temperatury o każde 10 stopni szybkość reakcji zmienia się 2-4 razy (reguła Vanta Hoffa):

gdzie V T 2 jest szybkością reakcji chemicznej w T 2 ; V ti jest szybkością reakcji chemicznej w T 1 ; g jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji.

Wpływ stopień zmielenia substancji również bezpośrednio związane z szybkością reakcji. Im drobniejszy stan cząstek substancji reagujących, im bardziej stykają się one ze sobą w jednostce czasu, tym większa jest szybkość reakcji chemicznej. Dlatego z reguły reakcje między substancjami gazowymi lub roztworami przebiegają szybciej niż w stanie stałym.

Zmiana ciśnienia wpływa na szybkość reakcji między substancjami w stanie gazowym. Będąc w zamkniętej objętości w stałej temperaturze, reakcja przebiega z szybkością V 1. Jeśli w tym układzie zwiększymy ciśnienie (stąd zmniejszymy objętość), stężenia reagentów wzrosną, zderzenie ich cząsteczek na czas jednostkowy wzrośnie, szybkość reakcji wzrośnie do V 2 (v 2 > v1).

Katalizatory Substancje, które zmieniają szybkość reakcji chemicznej, ale pozostają niezmienione po zakończeniu reakcji chemicznej. Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji nazywany jest katalizą.Katalizatory mogą przyspieszyć lub spowolnić proces chemiczno-dynamiczny. Gdy substancje oddziałujące i katalizator znajdują się w tym samym stanie skupienia, to mówi się o katalizie homogenicznej, podczas gdy w katalizie heterogenicznej substraty i katalizator znajdują się w różnych stanach skupienia. Katalizator i reagenty tworzą kompleks pośredni. Na przykład dla reakcji:

Katalizator (K) tworzy kompleks z A lub B - AK, VC, który uwalnia K podczas interakcji z wolną cząstką A lub B:

AK + B = AB + K

VK + A \u003d VA + K;

strony, z pełnym lub częściowym skopiowaniem materiału, wymagany jest link do źródła.

Chemia fizyczna: notatki z wykładów Berezovchuk A V

2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Dla reakcji jednorodnych, niejednorodnych:

1) stężenie substancji reagujących;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Tylko dla heterogenicznych:

1) szybkość dostarczania reagentów do interfejsu;

2) powierzchnia.

Główny czynnik - charakter substancji reagujących - charakter wiązania między atomami w cząsteczkach odczynników.

NO 2 - tlenek azotu (IV) - lisi ogon, CO - tlenek węgla, tlenek węgla.

Jeśli są utlenione tlenem, to w pierwszym przypadku reakcja przebiegnie błyskawicznie, warto otworzyć korek naczynia, w drugim reakcja wydłuża się w czasie.

Stężenie reagentów zostanie omówione poniżej.

Niebieska opalescencja wskazuje na moment wytrącania siarki, im wyższe stężenie, tym wyższa szybkość.

Ryż. dziesięć

Im większe stężenie Na 2 S 2 O 3, tym krócej trwa reakcja. Wykres (rys. 10) pokazuje zależność wprost proporcjonalną. Ilościową zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów wyraża MMA (prawo działania masy), które stwierdza: szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

Więc, podstawowe prawo kinetyki jest eksperymentalnie ustalonym prawem: szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężenia reagentów, przykład: (tj. dla reakcji)

Dla tej reakcji H 2 + J 2 = 2HJ - szybkość można wyrazić w postaci zmiany stężenia którejkolwiek z substancji. Jeżeli reakcja przebiega od lewej do prawej, to stężenie H 2 i J 2 zmniejszy się, a stężenie HJ wzrośnie w trakcie reakcji. Dla chwilowej szybkości reakcji możesz napisać wyrażenie:

nawiasy kwadratowe wskazują stężenie.

fizyczne znaczenie k– cząsteczki są w ciągłym ruchu, zderzają się, rozpraszają, uderzają w ściany naczynia. Aby zaszła reakcja chemiczna tworzenia HJ, cząsteczki H2 i J2 muszą się zderzyć. Ilość takich zderzeń będzie tym większa, im więcej cząsteczek H 2 i J 2 będzie zawartych w objętości, czyli tym większe będą wartości [Н 2 ] i . Ale cząsteczki poruszają się z różnymi prędkościami, a całkowita energia kinetyczna dwóch zderzających się cząsteczek będzie inna. Jeśli zderzają się najszybsze cząsteczki H 2 i J 2, ich energia może być tak wysoka, że ​​cząsteczki rozpadają się na atomy jodu i wodoru, które rozlatują się i wchodzą w interakcje z innymi cząsteczkami H 2 + J 2 ? 2H+2J, następnie H+J2 ? HJ + J. Jeśli energia zderzających się cząsteczek jest mniejsza, ale wystarczająco wysoka, aby osłabić wiązania H - H i J - J, nastąpi reakcja tworzenia jodowodoru:

Dla większości zderzających się cząsteczek energia jest mniejsza niż potrzebna do osłabienia wiązań w H 2 i J 2 . Takie cząsteczki „cicho” zderzają się, a także „cicho” rozpraszają, pozostając tym, czym były, H 2 i J 2 . Zatem nie wszystkie, a tylko część zderzeń prowadzi do reakcji chemicznej. Współczynnik proporcjonalności (k) pokazuje liczbę efektywnych zderzeń prowadzących do reakcji przy stężeniach [H 2 ] = = 1 mol. Wartość k–stała prędkość. Jak prędkość może być stała? Tak, prędkość jednostajnego ruchu prostoliniowego nazywamy stałą wielkością wektorową, równą stosunkowi ruchu ciała w dowolnym okresie czasu do wartości tego przedziału. Ale cząsteczki poruszają się losowo, więc jak prędkość może być stała? Ale stała prędkość może mieć tylko stałą temperaturę. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta proporcja szybkich cząsteczek, których zderzenia prowadzą do reakcji, czyli zwiększa się stała szybkości. Ale wzrost stałej szybkości nie jest nieograniczony. W określonej temperaturze energia cząsteczek stanie się tak duża, że ​​prawie wszystkie zderzenia reagentów będą skuteczne. Kiedy zderzają się dwie szybkie cząsteczki, nastąpi odwrotna reakcja.

Nadejdzie moment, w którym szybkości tworzenia 2HJ z H 2 i J 2 i rozkładu będą równe, ale to już jest równowaga chemiczna. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów można prześledzić za pomocą tradycyjnej reakcji oddziaływania roztworu tiosiarczanu sodu z roztworem kwasu siarkowego.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reakcja (1) przebiega niemal natychmiast. Szybkość reakcji (2) zależy w stałej temperaturze od stężenia reagenta H 2 S 2 O 3 . To właśnie tę reakcję zaobserwowaliśmy - w tym przypadku szybkość mierzy się czasem od rozpoczęcia wlewania roztworów do pojawienia się opalescencji. W artykule L.M. Kuzniecowa opisano reakcję oddziaływania tiosiarczanu sodu z kwasem solnym. Pisze, że gdy roztwory są spuszczane, pojawia się opalescencja (zmętnienie). Ale to stwierdzenie L. M. Kuznetsovej jest błędne, ponieważ opalescencja i zmętnienie to różne rzeczy. Opalescencja (z opalu i łaciny) escentia- przyrostek oznaczający słabe działanie) - rozpraszanie światła przez mętne media ze względu na ich niejednorodność optyczną. rozpraszanie światła- odchylenie promieni świetlnych rozchodzących się w ośrodku we wszystkich kierunkach od pierwotnego kierunku. Cząstki koloidalne są zdolne do rozpraszania światła (efekt Tyndalla-Faraday'a) - tłumaczy to opalescencję, lekkie zmętnienie roztworu koloidalnego. Podczas przeprowadzania tego eksperymentu należy wziąć pod uwagę niebieską opalescencję, a następnie koagulację koloidalnej zawiesiny siarki. Tę samą gęstość zawiesiny odnotowuje się widocznym zanikiem dowolnego wzoru (na przykład siatki na dnie kubka), obserwowanym z góry przez warstwę roztworu. Czas liczony jest stoperem od momentu opróżnienia.

Roztwory Na 2 S 2 O 3 x 5 H 2 O i H 2 SO 4.

Pierwszą przygotowuje się rozpuszczając 7,5 g soli w 100 ml H 2 O, co odpowiada stężeniu 0,3 M. Aby przygotować roztwór H 2 SO 4 o tym samym stężeniu, należy odmierzyć 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i rozpuścić w 120 ml H 2 O. Przygotowany roztwór Na 2 S 2 O 3 wlać do trzech szklanek: do pierwszej – 60 ml, do drugiej – 30 ml, do trzeciej – 10 ml. Do drugiej szklanki dodać 30 ml wody destylowanej, a do trzeciej 50 ml. Tak więc we wszystkich trzech szklankach będzie 60 ml płynu, ale w pierwszym stężenie soli jest warunkowo = 1, w drugim - ½, aw trzecim - 1/6. Po przygotowaniu roztworów wlej 60 ml roztworu H 2 SO 4 do pierwszej szklanki z roztworem soli i włącz stoper itp. Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji zmniejsza się wraz z rozcieńczeniem roztworu Na 2 S 2 O 3, to można określić jako wartość odwrotnie proporcjonalną do czasu v= jeden/? i zbuduj wykres, wykreślając stężenie na odciętej i szybkość reakcji na rzędnej. Z tego wniosku - szybkość reakcji zależy od stężenia substancji. Uzyskane dane zestawiono w Tabeli 3. Doświadczenie to można przeprowadzić za pomocą biuret, ale wymaga to od wykonawcy dużej wprawy, ponieważ harmonogram jest czasami nieprawidłowy.

Tabela 3

Szybkość i czas reakcji

Potwierdza się prawo Guldberga-Waage'a - profesor chemii Gulderg i młody naukowiec Waage).

Rozważ następny czynnik - temperaturę.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość większości reakcji chemicznych. Zależność tę opisuje reguła van't Hoffa: „Kiedy temperatura wzrasta na każde 10 °C, tempo reakcji chemicznych wzrasta 2-4 razy”.

gdzie ? – współczynnik temperaturowy, pokazujący, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10 ° C;

v 1 - szybkość reakcji w temperaturze t1;

v 2 - szybkość reakcji w temperaturze t2.

Na przykład reakcja w 50 °C przebiega w ciągu dwóch minut, jak długo proces zakończy się w 70 °C, jeśli współczynnik temperaturowy ? = 2?

t1 = 120 s = 2 min; t1 = 50 °С; t2 = 70 °C.

Nawet niewielki wzrost temperatury powoduje gwałtowny wzrost szybkości reakcji aktywnych zderzeń molekularnych. Zgodnie z teorią aktywacji w procesie biorą udział tylko te cząsteczki, których energia jest o określoną wartość większa od średniej energii cząsteczek. Ta nadwyżka energii jest energią aktywacji. Jego fizyczne znaczenie to energia niezbędna do aktywnego zderzenia cząsteczek (przegrupowania orbitali). Liczba cząstek aktywnych, a tym samym szybkość reakcji, wzrasta wraz z temperaturą zgodnie z wykładniczym prawem, zgodnie z równaniem Arrheniusa, które odzwierciedla zależność stałej szybkości od temperatury

gdzie ALE - współczynnik proporcjonalności Arrheniusa;

k– stała Boltzmanna;

EA- energia aktywacji;

R- stała gazowa;

T- temperatura.

Katalizator to substancja, która przyspiesza tempo reakcji, ale sama nie jest zużywana.

Kataliza- zjawisko zmiany szybkości reakcji w obecności katalizatora. Rozróżnij katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Jednorodny- jeśli reagenty i katalizator znajdują się w tym samym stanie skupienia. Heterogeniczny– jeśli reagenty i katalizator znajdują się w różnych stanach skupienia. O katalizie patrz osobno (dalej).

Inhibitor Substancja, która spowalnia tempo reakcji.

Kolejnym czynnikiem jest powierzchnia. Im większa powierzchnia reagenta, tym większa prędkość. Rozważmy na przykład wpływ stopnia dyspersji na szybkość reakcji.

CaCO 3 - marmur. Obniżamy wyłożony kafelkami marmur do kwasu solnego HCl, odczekamy pięć minut, całkowicie się rozpuści.

Sproszkowany marmur - zrobimy z nim tę samą procedurę, rozpuści się w trzydzieści sekund.

Równanie dla obu procesów jest takie samo.

CaCO3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl2 (tv) + H2O (l) + CO2 (g) ?.

Tak więc przy dodawaniu sproszkowanego marmuru czas jest krótszy niż przy dodawaniu marmuru kafelkowego o tej samej masie.

Wraz ze wzrostem granicy faz między fazami wzrasta szybkość reakcji heterogenicznych.

Z książki Chemia fizyczna: notatki do wykładu autor Berezovchuk A V

2. Równanie izoterm reakcji chemicznej Jeżeli reakcja przebiega odwracalnie, to G=0. 0 i możesz obliczyć zmianę?G. gdzie? - przebieg reakcji - wartość, która pokazuje, ile moli zmieniło się podczas reakcji. I cn - charakteryzuje

Z książki Najnowsza księga faktów. Tom 3 [Fizyka, chemia i technologia. Historia i archeologia. Różnorodny] autor Kondraszow Anatolij Pawłowicz

3. Równania izochory, izobara reakcji chemicznej Zależność K od temperatury Równanie izobary: Równanie izochorowe: Oceniają kierunek przepływu

Z książki Neutrino - upiorna cząsteczka atomu autor Asimov Isaac

1. Pojęcie kinetyki chemicznej Kinetyka to nauka o szybkości reakcji chemicznych Szybkość reakcji chemicznej to liczba elementarnych aktów interakcji chemicznej zachodzących w jednostce czasu na jednostkę objętości (jednorodną) lub na jednostkę powierzchni

Z książki Energia atomowa do celów wojskowych autor Smith Henry Dewolf

8. Czynniki wpływające na przepięcia wodoru. Przepięcie tlenu Czynniki wpływające na AH2:1 ?prąd (gęstość prądu). Zależność od gęstości prądu opisuje równanie Tafela, 2) natura materiału katody to szereg w porządku rosnącym ?,? - przepięcie.W równaniu Tafela

Z książki Kurs Historii Fizyki autor Stiepanowicz Kudryavtsev Pavel

Z książki Czym jest teoria względności autor Landau Lew Dawidowicz

Reakcje jądrowe i ładunek elektryczny Kiedy w latach 90. fizycy zaczęli lepiej rozumieć strukturę atomu, odkryli, że przynajmniej niektóre jego części przenoszą ładunek elektryczny. Na przykład elektrony wypełniające zewnętrzne obszary atomu

Z książki Fizyka na każdym kroku autor Perelman Jakow Isidorovich

REAKCJE JĄDROWE METODY BOMBOWANIA JĄDROWEGO 1.40. Cockcroft i Walton wyprodukowali protony o wystarczająco wysokiej energii, jonizując gazowy wodór, a następnie przyspieszając jony za pomocą instalacji wysokiego napięcia z transformatorem i prostownikiem. Podobna metoda może:

Z książki 50 lat fizyki radzieckiej autor Leshkovtsev Vladimir Alekseevich

PROBLEM REAKCJI ŁAŃCUCHOWEJ 2.3. Zasada działania bomb atomowych czy elektrowni wykorzystujących rozszczepienie uranu jest dość prosta. Jeśli jeden neutron powoduje rozszczepienie, co skutkuje uwolnieniem kilku nowych neutronów, liczba rozszczepień może bardzo szybko

Z książki The New Mind of the King [O komputerach, myśleniu i prawach fizyki] autor Penrose Roger

PRODUKTY REAKCJI I PROBLEM SEPARACJI 8.16. W zakładzie Hanford proces produkcji plutonu dzieli się na dwie główne części: rzeczywistą produkcję plutonu w kotle oraz oddzielenie go od bloków uranu, w których powstaje. Przejdźmy do drugiej części procesu.

Z książki Na kogo spadło jabłko? autor Kesselman Władimir Samuilowicz

CZYNNIKI WPŁYWAJĄCE NA SEPARACJĘ IZOTOPÓW 9.2. Z definicji izotopy pierwiastka różnią się masą, ale nie właściwościami chemicznymi. Dokładniej, chociaż masy jąder izotopów i ich struktura są różne, ładunki jąder są takie same, a zatem zewnętrzne powłoki elektronowe

Z książki autora

Realizacja reakcji łańcuchowej rozszczepienia jąder Teraz z całej siły powstało pytanie o reakcję łańcuchową rozszczepienia i możliwość uzyskania niszczącej wybuchowej energii rozszczepienia. To pytanie było śmiertelnie splecione z wojną światową rozpętaną przez nazistowskie Niemcy 1 września

Z książki autora

A prędkość jest względna! Z zasady względności ruchu wynika, że ​​równie mało sensowne jest mówienie o prostoliniowym i jednostajnym ruchu ciała z określoną prędkością, nie wskazując, w którym z laboratoriów spoczynkowych prędkość jest mierzona.

Z książki autora

Prędkość dźwięku Czy kiedykolwiek widziałeś drwala rąbiącego z daleka drzewo? A może widziałeś w oddali pracującego stolarza, wbijającego gwoździe? Być może zauważyłeś tutaj bardzo dziwną rzecz: cios nie jest słyszalny, gdy topór uderza w drzewo lub

Z książki autora

KONTROLOWANE REAKCJE TERMOJĄDROWE Podczas wybuchów bomb wodorowych zachodzą niekontrolowane reakcje termojądrowe. Doprowadzają one do uwolnienia ogromnej ilości energii jądrowej, której towarzyszy niezwykle niszczycielska eksplozja. Teraz zadaniem naukowców jest znalezienie sposobów

Z książki autora

Z książki autora

W labiryntach rozszczepienia W 1938 r. niemieccy naukowcy Otto Hahn i Fritz Strassmann (1902–1980) dokonali niezwykłego odkrycia. Odkryli, że bombardowanie uranu neutronami czasami daje jądra około dwukrotnie jaśniejsze niż pierwotne jądro uranu. Dalej