Скорость химической реакции средняя и истинная: Скорость химических реакций истинная — Справочник химика 21

Содержание

Скорость химических реакций истинная — Справочник химика 21





    Что называется скоростью химической реакции Что такое средняя и истинная скорость реакции  [c.58]

    Истинная скорость химической реакции определяется пре- [c.114]

    Понятие о скорости химической реакции. Истинная (мгновенная) скорость реакции. [c.17]

    Как выражается средняя и истинная скорость химических реакций  [c.53]

    Одним из факторов, влияющих на скорость большинства гомогенных реакций, может быть концентрация реагирующих веществ. Стечением времени скорость химической реакции изменяется, так как изменяется концентрация реагирующих веществ. Обычно различают среднюю и истинную скорости реакции. Приближенно скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени. При этом концентрацию принято выражать в молях на литр, а время — в минутах. Средней скоростью реакции называют отношение уменьшения концентрации исходного веи ества или увеличения концентрации продуктов реакции ко времени, в течение которого это увеличение или уменьшение произошло. Так, если концентрацию исходного вещества ко времени обозначить буквой Сг, а концентрацию ко времени 4 обозначить Са, то средняя скорость реакции будет выражаться уравнением  [c.145]








    Константа /г, входящая в уравнепия кинетики, называется кажущейся константой скорости процесса. Как видно из выражения (ХП, 86), она является произведением истинной константы скорости химической реакции к на адсорбционный коэффициент К. [c.319]

    Поэтому для оценки истинной, скорости химической реакции в данный момент времени должна быть взята первая производная от концентрации по времени  [c.115]

    Скорость химических реакций. Знание скоростей химических реакций имеет научное и практическое значение, позволяет выяснить истинный механизм их протекания, а также экономическую эффективность получения различных продуктов. Химические реакции протекают с различными скоростями. Одни из них происходят очень быстро, почти мгновенно, например разложение взрывчатых веществ  [c.18]

    Активность катализаторов определяется их способностью увеличивать скорость химических реакций, в которых они участвуют. Но, так как сами каталитические реакции являются сложными процессами, состоящими из многих физико-химических стадий, то определение истинной активности катализаторов достаточно сложно. Обычно ее оценивают по выходу целевых продуктов в стандартных условиях испытания. [c.140]

    Выражение для истинной скорости химической реакции, протекающей при постоянном объеме системы, записывается следующим образом  [c.80]

    Таким образом, интересно исследовать зависимость между, истинной скоростью химической реакции и явлением физического транспорта, чтобы определить выражение для полной скорости превращения (на единицу реакционного объема или на единицу массы катализатора), которое затем можно применять для расчетов реактора по способу, описанному во II и IV главах. [c.172]

    Рассмотрим точку, принадлежащую первому потоку и находящуюся вблизи границ слоя смешения. Отклонение истинной скорости химической реакции от скорости, рассчитываемой по средним значениям [c.184]

    Пусть для осуществления химической реакции веществу необходимо продиффундировать в некоторую частицу, которой может быть гранула с иммобилизованным ферментом, клетка растительного или животного происхождения, клеточная органелла, зерно гетерогенного катализатора и т. д. В этом случае э( фективная скорость химической реакции равна произведению истинной скорости на диффузионный фактор т). В свою очередь т] есть функция модуля Тиле (Ф), который определяется соотношением [c.270]

    Различают среднюю и истинную скорости химической реакции. Допустим, что в момент времени ti концентрация вещества была i, а для момента Т2 — она стала q-Тогда средняя скорость реакции для интервала времени [c.111]

    Истинная скорость химической реакции есть первая производная концентрации по времени. [c.111]

    Фактически метод Клейна был разработан лишь для функций скорости химической реакции, которые быстро стремятся к нулю при т 0. При этом трудность холодной границы отпадает, и могут быть использованы истинные начальные условия. Таким образом, вместо уравнения (59) Клейн пользовался уравнением [c.164]

    На настоящем этапе исследований в микроволновой химии важно определить оптимальные условия проведения микроволновых синтезов для пол) ения максимального выхода целевых продуктов и провести корректные кинетические расчеты параметров уравнения Аррениуса при проведении реакций с применением микроволнового и термического нагрева в сопоставимых условиях с тем, чтобы определить истинное влияние МВИ на скорость химических реакций. [c.191]

    Чем этот отрезок меньше, т. е. чем меньше величина Ат, и чем бллже на кривой KL точки тип одна к другой, тем средняя скорость будет ближе к истинной. Если брать изменение концентрации йС за бесконечно малый промежуток времени т, то получим следующее выражение для истинной скорости химической реакции в данный момент времени  [c.131]

    По оси ординат— отношение эффективной константы скорости к к истинной константе скорости химической реакции к по оси абсцисс — отношение коэффициента массоотдачи 0 к константе скорости химической реакции к. [c.77]

    Те же идеи и методы, которые были применены в теории теплового воспламенения для гомогенных реакций, мы применим теперь к вопросу о тепловом режиме гетерогенных экзотермических реакций. Отличие от гомогенных реакций заключается в том, что в этом случае скорость реакции не может уже возрастать неограниченно, вплоть до самых высоких температур. Скорость гетерогенного химического процесса определяется как истинной скоростью химической реакции на поверхности, так и скоростью подвода реагирующих веществ к этой поверхности молекулярной или конвективной диффузией. При низких температурах, пока скорость реакции мала по сравнению со скоростью диффузии (кинетическая область), суммарная скорость процесса определяется истинной кинетикой на поверхности и экспоненциально возрастает с температурой, согласно закону Аррениуса. Но это возрастание может продолжаться лишь до тех пор, пока скорость реакции не сделается сравнимой со скоростью диффузии. В дальнейшем процесс перейдет в диффузионную область, где скорость его всецело определяется скоростью диффузии и лишь весьма слабо возрастает с температурой. При такой зависимости скорости выделения тепла от температуры и при определенных условиях теплоотвода возможны три стационарных тепловых режима, из которых средний оказывается неустойчивым, верхний отвечает протеканию реакции в диффузионной, а нижний — в кинетической области. Воспламенение поверхности представляет собой скачкообразный переход от нижнего к верхнему стационарному тепловому режиму. Обратный переход от верхнего теплового режима к нижнему происходит также скачком при критическом условии потухания, не совпадающем с условием воспламенения. [c.391]








    Таким образом, истинная скорость химической реакции есть первая производная конце н- [c.34]

    В данном случае скорость процесса определяется всецело скоростью химической реакции. В этой области, называемой кинетической, можно изучать истинную кинетику химической реакции. [c.71]

    С повыщением температуры и с увеличением скорости химической реакции диффузия в порах твердого вещества начинает оказывать влияние на скорость превращения. Концентрация реагирующего газа уменьшается вдоль пор, и эффективная константа скорости возрастает более медленно, чем в низкотемпературной области. Экспериментально наблюдаемая энергия активации (наклон кривой) уменьшается в этой области и становится равной половинному значению истинной энергии активации, которая определяется в температурной области I. [c.215]

    В случае, когда скорость химической реакции намного меньше скорости диффузии, или, иными словами, когда диффузионное сопротивление гораздо меньше химического, концентрация реагирующего вещества у поверхности совпадает с концентрацией в объеме. В этом предельном случае макроскопическая скорость химического превращения будет совпадать с истинной скоростью реакции на поверхности и, соответственно, вид кинетических зависимостей будет определяться истинным механизмом поверхностной реакции. [c.400]

    Будем считать, что скорость процесса зависит как от истинной скорости химической реакции, так и от скорости переноса массы. [c.402]

    Здесь к — истинная константа скорости химической реакции. Если зафиксировать молекулу А, то, используя уравнения для обычной (фиковской) диффузии, можно найти концентрацию молекул как функцию расстояния от А. Если при отсутствии диффузионных затруднений скорость реакции (12.9) равна [c.265]

    Скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. При расчете скорости реакции можно рассматривать одно из исходных ве- ществ, концентрация которого во времени уменьшав ется, или один из продуктов реакции, концентрация которого в ходе реакции возрастает. Если изменение концентрации относить к бесконечно малому промеж жутку времени, то производная концентрации поврем мени покажет истинную скорость реакции в данный момент  [c.83]

    Задаваясь пределом точности, с которой необходимо определять истинную скорость химической реакции, и отвечающим ей отношением АРа/Ра в диффузионном слое, находят соответствующую скорость потоков при данном, значении комплекса X. Так, например, если экспериментальная точность определения скорости реакции должна быть более 10%, диффузионным сопротивлением можно пренебречь, если АРа1Ра = 0,1 или меньше. Если точность должна лежать в пределах до 1%, диффузионным сопротивлением можно пренебречь, если АРа1Ра = 0,01 или меньше и т. д. [c.394]

    Применительно к гетерогенному катализу задача по диффузионной кинетике впервые была поставлена и решена в 1939 г. Я.Б.Зельдовичем [121] и независимо от него Тиле [122]. Ими показано, что скорость суммарной гетерогенной реакции есть функция скоро> тей двух процессов — химической реакции и диффузии — и лимитируется ее наиболее медленной стадией. Если скорость химической реакции несопоставимо велика, то процесс реагирования определяется более медленной его физической стадией — диффузией реагентов (диффузионная область) и напротив, если она мала, то скорость суммарного процесса всецело определяется истинной кинетикой химической реакции на поверхности и не зависит от условий диффузии (чисто кинетическая область). Чисто кинетическая и диффузионная области — это предельные области реагирования. Между ними существует промежуточная область, в которой скорости химических реакций и процессов диффузии сравнимы. З.Ф.Чуханов подразделяет ее еще на три промежуточные области первая переходная, кинетическая и вторая переходная области. По мнению исследователей [16, 8Э], деление гетерогенных процессов на пять областей удобнее деления на три области, так как оно позволяет более четко определить практические условия интенсификации гетерогенных реакций и однозначно установить условия соответствующих экспериментальных исследований. [c.12]

    Задаваясь пределом точности, с которой должна быть определена истинная скорость химической реакции и соответствующая ей величина Ара/Ра в диффузионном слое, находят соответствующую скорость потоков приданном значении комплекса (1/аоОа1Ргд ). Так, например, если в данном исследовании допустимо, чтобы скорость реакции с учетом диффузионного сопротивления определялась с точностью до 10%, принимают [c.22]

    Одной из причин многообразия кинетических уравнений процесса окисления этилена является незнание состояния поверхности катализатора и истинного тонкого механизма протекаюи1Их реакций и, следовательно, необходимость в упрощающих предположениях при выводе кинетических зависимостей процесса. Ка скорость процесса окисления (на форму кинетического уравнения) оказывают серьезное влияние и так называемые макроскопические факторы например скорость подачи исходных веществ к поверхности катализатора и отвода от нее продуктов реакции и выделяющегося тепла. При несоблюдении, например, условий теплового баланса катализатор может перегреться, вследствие этого его избирательность и производительность резко уменьшатся. Особо важное значение приобретает соотношение скоростей химической реакции, массо- и теплопередачи при проектировании контактных аппаратов, [c.287]

    Истинная (т. е. мгновенная) скорость представляет o6oi производную концентрации по времени. Скорость реакции можн охарактеризовать изменением концентрации любого из исходны Или конечных продуктов, поэтому скорость реакции показывае как уменьшение концентрации реагирующих веществ, так и уве личение концентрации продуктов реакции в единицу времени Скорость химических реакций зависит прежде всего от природ реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутст ВИЯ катализатора, природы растворителя. [c.36]

    Истинная погрешность каждого измерения должна быть определена непосредственными повторными измерениями одной и той же величины, как это указано на стр. 12 и 14. Однако это требование не всегда осуществимо при измерении величин, меняющихся во времени (см., например, определения скорости химических реакций в гл. XVIII). В некоторых случаях специально отмечено, что допустимая погрешность результата значительно превышает оцененную. [c.22]

    Переход от области, где лимитирующей является собственно химическая реакция, к диффузионной области, определяемой по изменению наклона кривой на графике Аррениуса, был отмечен во многих работах. Так, при окислении пиролитического графита на воздухе в статических условиях такой переход происходит при 840° [30]. Для системы спектрально чистый графит — кислород при тех же условиях обнаружена переходная область около 700° [31]. Однако при интенсивных потоках газа и малых размерах частиц эту область можно наблюдать при температурах 1400° и выше [19]. В реакции алмаз — кислород [29] наблюдается максимум на кривой Аррениуса при 1000—1050°, а при более высоких температурах происходит заметное уменьшение скорости. Наличие максимума объясняли уменьшением реакционной способности поверхности углерода при этих температурах и увеличением толщины диффузионного слоя, снижающим скорость реакции, Влайкели [32] сопоставил экспериментальные данные, полученные в широком интервале температур, и показал, что диффузия играет основную роль пои 1500° и почти не зависит от типа угля и газа-окислителя. Напротив, при температурах ниже 1100° истинная скорость химической реакции зависит от природы реагентов. [c.216]


Средняя и истинная скорость реакции

Выделяют среднюю
скорость реакции и истинную скорость
реакции. Средняя скорость реакции
за данный промежуток времени

– это конечное изменение концентрации
(С2С1), относящееся
к промежутку времени (2
– 1):

. (1)

Истинная
скорость реакции

в данный момент времени
– это изменение концентрации, относящееся
к бесконечно малому промежутку времени:

. (2)

Скорость реакции
всегда считается положительной. По
существу непринципиально, концентрацию
какого из реагирующих веществ рассматривать
при расчете скорости. Концентрация
исходного вещества (реагента) будет
уменьшаться, тогда отношение

и производная

будут отрицательны; концентрация
продукта реакции будет увеличиваться,
тогда отношение

и производная

будут положительны. Поэтому, чтобы
скорость имела положительное значение,
в первом случае в
правой части формул (1) и (2) ставится знак
«–», во втором – знак «+».

Размерность скорости
реакции вытекает из выражения (2). Для
гомогенной реакции (протекающей в
объеме) изменение концентрации вещества
 dC
можно выразить как отношение изменения
количества вещества


dn к
объему V реакционного
пространства:

. (3)

Тогда размерность
скорости –
моль/(м3с). Это
единица измерения!!!

Для гетерогенной
реакции (протекающей на поверхности)
изменение концентрации вещества 
dC можно
выразить как отношение изменения
количества вещества 
dn к
площади поверхности S
раздела фаз:

. (4)

Тогда размерность
скорости –
моль/(м2с).

Рассмотрим определение
скорости реакции на примере реакции
термического разложения диацетилена:

НСС-ССН(г)
4С(гр)
+ Н2(г).

Данная реакция является гомогенной и
односторонней (т. е. протекает до
конца). На рис. 1 представлена кинетическая
кривая
реакции – графическая
зависимость концентрации реагента С
от времени .

Рис. 1.
Кинетическая
кривая реакции термического разложения
диацетилена

Р
= 1 атм., Т
= 1173 К [14]

Средняя скорость
реакции за промежуток времени от 1
до 2 в
соответствии с уравнением (1) равна:

моль/(м3с).

Истинная скорость
реакции в момент времени 3
в соответствии с уравнением (2) может
быть определена как тангенс угла наклона
касательной, проведённой к кинетической
кривой в заданной точке:

моль/(м3с).

В дальнейшем будем оперировать только
с истинными скоростями гомогенных
односторонних реакций.

Закон действующих масс

Закон действующих
масс
был впервые сформулирован
норвежскими учеными К. Гульдбергом
и П. Вааге в 1867 г.: скорость элементарной
химической реакции пропорциональна
произведению концентраций реагентов
в степенях, равных стехиометрическим
коэффициентам

в уравнении реакции.

Для элементарной
химической реакции, протекающей по
схеме

1А1 + 2А2
 Продукты, (5)

закон
действующих масс запишется в виде
уравнения, обоснованного Пфаундлером
в 1867 г.:

, (6)

где С1
– концентрация реагента А1;
С2 – концентрация реагента
А2.

Сумма стехиометрических
коэффициентов (1
+ 2) равна
молекулярности реакции.

Коэффициент
пропорциональности k
в уравнении (6) называется константой
скорости реакции
. Она численно равна
скорости реакции при концентрациях
реагентов, равных единице. Скорость
химической реакции зависит от концентрации
и природы реагентов, степени их смешения
(для гетерогенных реакций), температуры,
давления (для реакций в газовой фазе),
свойств среды, присутствия катализатора,
воздействия различными видами энергии
(электрической, механической, видимого,
ультрафиолетового, инфракрасного,
радиоактивного излучения). Константа
скорости зависит от тех же факторов, за
исключением концентрации реагентов.

Сложные химические
реакции включают несколько стадий,
каждая из которых может быть моно-, би-
или тримолекулярной. В этом случае а
именно???
зависимость скорости
от концентрации реагентов выражается
более сложными уравнениями, чем (6), и
закон действующих масс не может быть
использован для описания химического
превращения в целом. Однако формально
он часто используется и для сложных
реакций в виде

, (7)

где p1
– порядок реакции по веществу А1;
p2 – порядок реакции
по веществу А2.

Уравнение (7) называется
кинетическим уравнением реакции и
является математической моделью
химической реакции.

Порядок реакции по
данному веществу
pi
– это показатель степени концентрации
данного вещества в кинетическом уравнении
реакции. Для сложной реакции порядок
по данному веществу не равен
стехиометрическому коэффициенту данного
вещества i
в уравнении реакции.

Общий (или суммарный)
порядок реакции
p
– это сумма порядков реакции по всем
реагентам. Для реакции (5) p
= p1 + p2.
В общем случае суммарный порядок меньше
или равен молекулярности и может
принимать целые (1, 2, 3) и дробные значения,
а также быть равным нулю. Суммарный
порядок реакции совпадает с молекулярностью
только для элементарной реакции. Дробный
суммарный порядок характерен для сложных
реакций, протекающих через промежуточные
стадии.

Истинная скорость — химическая реакция

Истинная скорость — химическая реакция

Cтраница 1

Истинная скорость химической реакции представляет собой производную концентрации по времени.
 [1]

Как выражается средняя и истинная скорость химических реакций.
 [2]

Чтобы определить истинную скорость химической реакции ( V l), достаточно найти производную концентрации какого-нибудь одного вещества, участвующего в реакции, по времени.
 [3]

Поэтому для оценки истинной скорости химической реакции в данный момент времени должна быть взята первая производная of концентрации по времени.
 [4]

Таким образом, интересно исследовать зависимость между истинной скоростью химической реакции и явлением физического транспорта, чтобы определить выражение для полной скорости превращения ( на единицу реакционного объема или на единицу массы катализатора), которое затем можно применять для расчетов реактора по способу, описанному во II и IV главах.
 [5]

Задаваясь пределом точности, с которой необходимо определять истинную скорость химической реакции, и отвечающим. ДРд / Рл в диффузионном слое, находят соответствующую скорость потоков при данном значении комплекса X. Так, например, если экспериментальная точность определения скорости реакции должна быть более 110 %, то диффузионным сопротивлением можно пренебречь.
 [6]

Будем считать, что скорость процесса зависит как от истинной скорости химической реакции, так и от скорости переноса массы.
 [7]

Это дает предпосылки рассматривать зону реакции как проточный реактор с входящими потоками растворяющихся в жидкости компонентов и при построении модели ввести истинную скорость химической реакции, которая определена конкретным атомным механизмом взаимодействия, характерным для гомогенных систем.
 [8]

Из этой формулы следует, что глубина проникновения вещества в пористый химически активный для него материал определяется отношением скорости его молекулярной диффузии D к истинной скорости химических реакций К.
 [9]

Если брать изменение концентрации за бесконечно малый промежуток времени, то получим выражение для истинной скорости химической реакции в данный момент времени.
 [10]

Те же идеи и методы, которые были применены в теории теплового воспламенения для гомогенных реакций, мы применим теперь к вопросу о тепловом режиме гетерогенных экзотермических реакций. Отличие от гомогенных реакций заключается в том, что в этом случае скорость реакции не может уже возрастать неограниченно, вплоть до самых высоких температур. Скорость гетерогенного химического процесса определяется как истинной скоростью химической реакции на поверхности, так и скоростью подвода реагирующих веществ к этой поверхности молекулярной или конвективной диффузией. При низких температурах, пока скорость реакции мала по сравнению со скоростью диффузии ( кинетическая область), суммарная скорость процесса определяется истинной кинетикой на поверхности и экспоненциально возрастает с температурой, согласно закону Аррениуса. Но это возрастание может продолжаться лишь до тех пор, пока скорость реакции не сделается сравнимой со скоростью диффузии. В дальнейшем процесс перейдет в диффузионную область, где скорость его всецело определяется скоростью диффузии и лишь весьма слабо возрастает с температурой. При такой зависимости скорости выделения тепла от температуры и при определенных условиях тепло-отвода возможны три стационарных тепловых режима, из которых средний оказывается неустойчивым, верхний отвечает протеканию реакции в диффузионной, а нижний — в кинетической области. Воспламенение поверхности представляет собой скачкообразный переход от нижнего к верхнему стационарному тепловому режиму. Обратный переход от верхнего теплового режима к нижнему происходит также скачком при критическом условии потухания, не совпадающем с условием воспламенения.
 [11]

Первая стадия процесса определяется физико-химическими свойствами топливной смеси, а вторая стадия — диффузией и теплообменом. В зависимости от соотношения скоростей двух его стадий различают две предельные области. В первой из них — кинетической — скорость реакции гораздо меньше скорости диффузия реагирующих компонентов, и наблюдаемая скорость процесса совпадает с истинной скоростью химических реакций. Во второй области — диффузионной — скорость процесса всецело определяется переносом вещества в зоне горения, и он лимитируется фактором гидродинамической природы и в первую очередь смещением.
 [12]

Наблюдаемая макроскопическая кинетика реакции будет подчиняться уравнениям, которые можно получить, рассматривая только процессы диффузии, и, следовательно, не бу-дет отражать истинной скорости химической реакции на поверхности катализатора. В этом случае говорят, что процесс лежит в диффузионной области. Процесс при этом чаще всего описывается уравнением реакции первого порядка, так как скорость диффузии прямо пропорциональна концентрации.
 [14]

Последнее обстоятельство говорит о большой кинетической энергии молекул, бомбардирующих стенки сосуда. Молекулярно-кинети-ческая теория, разработанная Клаузиусом, Максвеллом и Б ольцманом, дает возможность рассчитать средние скорости движущихся молекул, число максимальных Столкновений, зависимость этого числа от концентрации молекул, температуры и пр. Все это в одинаковой мере относится не только к газам, но и к растворам, в которых идут химические реакции. Итак, имеется резкое расхождение между общим числом столкновений, которые можно подсчитать, и истинной скоростью химической реакции.
 [15]

Страницы:  

   1

   2




Средняя и истинная скорость — Студопедия

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
Средняя скорость реакции в интервале времени записывается следующим образом:
,
Вычисленные средние скорости занесем в таблицу (табл. 1). В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Молекулярность реакции — число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) реакции и превращающихся в продукты. Так, для реакций в растворах молекулярность реакции не учитывает число молекул растворителя, образующих сольватную оболочку или мол. комплексы с реагентами, так как эти молекулы не входят в состав продуктов реакции. В реакциях замещения и элиминирования органических соединений, протекающих часто в несколько стадий, Молекулярность реакции оценивается как число молекул, претерпевающих химическое превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетическими закономерностями и механизмом. Как правило, молекулярность простой реакции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения. Например, рекомбинации атомов в газовой фазе протекают через тройные столкновения типа где М-третья частица. Суммарный порядок таких реакций-третий (скорость u = = k[М][Сl]2, где k-константа скорости), но молекулярность равна 2, так как в химическом взаимодействии участвуют два атома хлора, а частица М лишь принимает на себя энергию, выделившуюся при рекомбинации атомов, не претерпевая при этом химические превращения.

Уравне́ние Бо́льцмана (кинети́ческое уравнение Больцмана) — уравнение, названное по имени Людвига Больцмана, который его впервые рассмотрел, и описывающее статистическое распределение частиц в газе или жидкости. Является одним из самых важных уравнений физической кинетики (области статистической физики, которая описывает системы, далёкие от термодинамического равновесия, например, в присутствии градиентов температур и электрического поля). Уравнение Больцмана используется для изучения переноса тепла и электрического заряда в жидкостях и газах, и из него выводятся транспортные свойства, такие как электропроводность, эффект Холла, вязкость и теплопроводность. Уравнение применимо для разреженных систем, где время взаимодействия между частицами мало (гипотеза молекулярного хаоса).

ПОРЯДОК РЕАКЦИИ по данному веществу, показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении химической реакции. Суммарный порядок реакции слагается из порядков реакции по всем веществам, концентрации которых входят в кинетическое уравнение.


Период полупревращения-это время, необходимое для того, чтобы исходная концентрация реагента уменьшилась вдвое. Измерение периода полупревращения приносит большую пользу при исследованиях порядка реакции.

 

Вопрос 7

скорость реакции при увелич концентрации-Число столкновений растет с увеличением числа реагирующих частиц в единице объема, т.е. с увеличением концентрации веществ. Это утверждение нашло отражение в законе действующих масс

Лекция по теме: «Скорость химической реакции. Химическое равновесие» | План-конспект занятия на тему:

Понятие о скорости химической реакции

Химическая кинетика – наука, изучающая закономерности химических процессов во времени и его механизмы

Скорость химической реакции – изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Концентрация С, моль/л

   

    ΔС

       Δt

V= -ΔC/Δt

              С1

              С2

                                      t1                        t2                                                                  Время   t,с

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению:

А + В = С + Д

По мере расходования вещества А скорость реакции уменьшается.

В момент времени t1 концентрация вещества А измеряется величиной с1, а в момент  t 2 величиной с2. Поэтому средняя скорость химической реакции определяется изменением концентрации вещества  ΔC = С2 – С1, за промежуток времени  Δt = t2 – t1

V = — С2 – С1 /  t2 – t1 = -ΔC/Δt

Знак минус ставится потому, что. несмотря на убывание концентрации вещества А и, следовательно, на отрицательное значение разности С2 – С1,скорость реакции может быть только положительной величиной.

Истинная скорость химической реакции – скорость в данный момент времени.

Скорость реакции обратно пропорциональна времени.

2) Факторы, влияющие на скорость реакции

                                             

Скорость химической реакции зависит от:

  • природы реагирующих веществ
  • условий протекания реакции
  • концентрации
  • температуры
  • присутствия катализатора
  • давления (для газов)
  • от величины поверхности вещества — измельчения (для твердых веществ)
  • и т.д.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Чтобы осуществилось химическое взаимодействие между веществом А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ    ⇒ ОСНОВНОЙ ЗАКОН ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ (закон действующих масс)

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ взятых в степенях равных стехиометрическим коэффициентам

Для реакции:                   аА + вВ = сС + дД

где cA  и   cB    — концентрации веществ А и В, моль/л, k- коэффициент пропорциональности – константа скорости реакции.

Физический смысл константы скорости химической реакции:   она численно равна скорости реакции, когда концентрация каждого из реагирующих веществ составляет  1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, на не зависит от концентрации.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10 0С скорость большинства реакций увеличивается на 2-4 раза

Vt2  = Vt1   γt2 –t1/10

где  Vt2   и    Vt1  — скорости реакции при начальной t1   и   t2 температурах.

γ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 0С

Увеличение скорости реакции объясняется тем, что исходные молекулы получают дополнительную энергию для разрыва исходной химической связи

Скорость реакции зависит от величины поверхности вещества:

твердые вещества быстрее реагируют в измельченном состоянии, а в растворах реакция идет еще быстрее

Влияние катализатора на скорость химической реакции

Вещества влияющие на скорость химической реакции, но к концу реакции остающиеся химически неизмененными, называются катализаторами

Реакции, протекающие в присутствии катализаторов, называются каталитическими.

Реакция происходит на поверхности катализатора.

Поверхность катализатора неоднородна; в ней имеются группы молекул, образующие так называемые активные центры.

 Их число возрастает с увеличением пористости или раздробленности катализатора.

 Процесс изменения скорости реакции под действием катализатора называется катализом.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

Гомогенней  катализ называется в том случае, когда катализатор и

реагирующие вещества находятся в одном и том же агрегатном состоянии — жидком или газообразном.

Примером такого катализа является окисление оксида серы (IV) кислородом в серный ангидрид в присутствии оксида азота (11). Кислород, оксид серы (IV) и оксид азота (11) являются газами.

Гетерогенным катализ называется в том случае, когда реагирующие вещества находятся в одном, а катализатор — в другом агрегатном состоянии.

Чаще катализатор бывает твердым, а реагирующие вещества — жидкими или газообразными.

В качестве примера можно привести окисление оксида серы (IV) кислородом в присутствии оксида ванадия (V) V 205.

Ингибиторы – катализаторы, замедляющие скорость реакции – отрицательный катализ

 Пример – коррозия металла

Положительный катализ – ускорение реакции.

  1. Обратимые и необратимые реакции

Химические реакции можно разделить на 2 группы:

  • обратимые
  • необратимые

 Необратимые реакции – идут только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты

        t

        2KClO3        2KCl  +  3O2

Обратимые реакции – одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.   

3h3  +  N2    ⇔     2Nh4   

                                       прямая реакция     обратная реакция

  1. Химическое равновесие

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия 

Например, в реакции синтеза аммиака равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород.

химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и о6раmой реакций равны между собой.

Характеристики химического равновесия:

  • прямая и обратная реакции не прекращаются  ⇒ подвижное или  динамическое равновесие
  • в реагирующей смеси видимых изменений не происходит
  • концентрации всех реагирующих веществ  как исходных, так и образующихся — остаются строго постоянными – равновесные концентрации ( Они обычно обозначаются формулами реагирующих веществ, заключенными в квадратные скобки, например [Н2], [N2], [NНз]

        

На состояние химического равновесия оказывают влияние:

  • концентрация реагирующих веществ,
  • температура,
  • а для газообразных веществ — давление 

При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается, и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций.

Это называется смещением химического равновесия

Если при изменении условий реакции увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции.

Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образования.

3. Принцип Ле-Шателье

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под        названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие

Поясним это на примере реакции синтеза аммиака:

        

        З/2Н2 + 1/2N2 ⇔ NНз,

        2 объема        1        объем                                  ΔH= -46,2 кДж/моль

Если внешнее воздействие выражается в увеличении концентрации азота или водорода, то оно благоприятствует реакции, вызывающей уменьшение концентрации этих веществ, и, следовательно, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Соответственно увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Поскольку прямая реакция, как видно из уравнения, протекает с выделением теплоты, повышение температуры смеси благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты – эндотермической реакции, и равновесие стремится в сторону исходных веществ; понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону продукта реакции – экзотермической реакции.

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. При повышении давления равновесие сместится в сторону меньшего числа молекул

Химическая кинетика и равновесие — Скоростью химической реакции


Подборка по базе: Курчаткин Организационные и правовые вопросы химической эксперти, А.Ю. Путин_Общая химическая технология_ЛК03.pdf, Общие реакции организма на повреждения (1).pptx, ТЕСТ ИТОГОВЫЙ ТЕМА КИНЕТИКА для гр.1191-54_ просмотр попытки.pdf, виды химической связи.docx, Химические реакции.docx, МУ Химическая кинетика.DOC, Отчет Химическая кинетика и равновесие.pdf, Химическая кинетика.pdf, 6_Фазы иммунной реакции.docx


Скорость реакции определяется числом элементарных актов взаимодействия между частицами (молекулами) реагирующих веществ в единице объёма в единицу времени.

Практически, скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующего вещества за единицу времени в единице реакционного пространства.

В гомогенной системе реакционным пространством служит объём сосуда, в котором протекает взаимодействие.

В химической кинетике различают среднюю и истинную (или мгновенную) скорость реакции. Средняя скорость равняется отношению изменения количества вещества в единице объёма, т. е. изменения концентрации, к промежутку времени, в течение которого оно произошло:

Δn 1 Δn ΔC

υ = ± ⋅ ; = ΔC;υ = ± . (1)

V Δτ V Δτ

Истинная скорость реакции в данный момент выражается изменением концентрации, отнесенным к бесконечно малому промежутку времени, т.е. производной концентрации по времени:

dC

υ = ± . (2)

Поскольку изменение концентрации может быть и положительной величиной (для продуктов реакции), и отрицательной (для исходных веществ), а скорость реакции должна быть величиной положительной, в выражениях (1) и (2) ставят перед дробью знак «+» или «–».

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, среды, в которой протекает реакция, температуры, наличия катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

В общем случае для реакции аА + вВ = сС + dD

υ= k[A]a[B]b, (3)

где k — константа скорости (удельная скорость) реакции. Она равна скорости реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ или их произведение равняются единице. Константа скорости реакции зависит от всех факторов, влияющих на скорость реакции, за исключением концентрации реагирующих веществ. Поэтому константа скорости остается неизменной в течение реакции, является ее фундаментальным кинетическим параметром.

В гетерогенной системе реакция осуществляется на поверхности раздела фаз. Поверхность раздела фаз является в этом случае реакционным пространством. Поэтому концентрация газообразных и жидких веществ, участвующих во взаимодействии, измеряется количеством этих веществ, приходящихся на единицу реакционной поверхности, и называется поверхностной концентрацией Cs.

Скорость гетерогенной реакции — средняя υ−=±ΔСs или истинная υ=±dСs

Δτ dτ

— измеряется изменением поверхностной концентрации одного из веществ (газа или жидкости), участвующих в реакции, за единицу времени. Концентрация компонента, находящегося в твердой фазе, постоянна. Значение этой постоянной включается в величину k. Зависимость скорости гетерогенной реакции от поверхностной концентрации реагентов определяется законом действующих масс. Так, например, зависимость скорости процесса

Zn(кр) +O2(г) = ZnO(кр)

при постоянной температуре от поверхностной концентрации О2

имеет вид υ=kCs(O2), где k = k׳·S (S – площадь поверхности цинка).

В тех случаях, когда измерение поверхностной концентрации затруднено, скорость гетерогенного процесса вычисляют, используя вместо поверхностной концентрации объёмную концентрацию. Например, скорость реакции Zn(кр) + O2(г) = ZnO(кр) рассчитывают по уравнению υ = k[O2] .

Зависимость скорости реакции от температуры

С повышением температуры скорость реакции резко увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближенно описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10 скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Величина, которая показывает, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом скорости реакции γ .

γ=

. (4)

Поскольку при концентрациях реагирующих веществ I моль/л скорость химической реакции численно равна константе скорости k, то

γ= (5)

Энергия активацииэто минимальная энергия взаимодействующих частиц, уровень которой достаточен для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию. Энергия активации реакции характеризует энергетический барьер, преодоление которого реагирующими частицами приводит к образованию конечных веществ. Энергия активации процесса зависит только от природы реагирующих веществ. Значения энергии активации для химических реакций могут составлять от 40 до 200 кДж/моль.

Предэкспоненциальный множитель А равен произведению стерического фактора Р на общее число соударений молекул Z реагирующих веществ в единице объема за единицу времени.

А = Р · Z

Стерический фактор учитывает число благоприятных способов ориентации молекул по отношению к общему числу способов их возможной взаимной ориентации. Значения Р обычно лежат в пределах от 10-9 до 1.

Из уравнения (8) следует, что при Еа=0 k=A. Предэкспоненциальный множитель можно рассматривать как зкстраполяционное значение константы скорости реакции, когда все молекулы реакционноспособны, т.е. все их соударения эффективны. В реальных условиях, когда Еа > 0, не все соударения являются эффективными. Более того, их доля от общего числа соударений, как правило, незначительна. Доля эффективных соударений

Еа − определяется экспоненциальным множителем е RT .

Зависимость скорости реакции от катализатора

Скорость химической реакции может резко изменяться в присутствии катализатора. Катализаторами называются вещества, которые резко увеличивают скорость реакции или вызывают реакцию, если она не протекает, но принципиально осуществима

(∆Gреакц.

В ходе каталитической реакции катализатор остается химически неизменным, а его количество — постоянным.

Ускорение реакций в гомогенном катализе (реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе) объясняется образованием промежуточных соединений. Если реакция А + В = АВ требует энергии активации Еа и без катализатора идёт медленно, то введением катализатора можно повести процесс через промежуточное соединение: в две стадии, протекающие с меньшими энергиями активации (рис.1.1).

1-я стадия: А + К = АК;

2-я стадия: АК + B= AB + K K-катализатор; АК- промежуточное соединение.

Путь процесса

Рисунок 1.1 – Энергетическая диаграмма экзотермической реакции:

1 — некатализируемая реакция; 2 — катализируемая реакция; Еа — энергия активации некатализируемой реакции; Ea1 и Еа2 — энергии активации 1-й и 2-й стадии катализируемой реакции

В гетерогенном катализе (катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы) процессы отличаются многостадийностью. Например, реакцию

СО + h3O←⎯ →Fe,Fe⎯3⎯O4 CО2 + Н2,

протекающую на железо-оксидном катализаторе, можно разделить на,

следующие стадии:

  • диффузия молекул СО и Н2О к поверхности катализатора;
  • адсорбция молекул СО и H2O на поверхности катализатора;
  • химическое взаимодействие молекул СО и Н2О, адсорбированных на поверхности катализатора;
  • диффузия молекул С02 и H2 от поверхности катализатора.

Отмечено, что каталитические процессы протекают только на отдельных участках поверхности катализатора — активных центрах. На активных центрах, как и в случае гомогенного катализа, образуются промежуточные (поверхностные) соединения. Поэтому состояние поверхности катализатора играет важную роль. Активность катализатора тем выше, чем больше его удельная поверхность и чем больше число дефектов строения кристаллов.

Химическое равновесие. Смещение равновесия

Химические реакции по степени завершенности химического процесса классифицируются на обратимые и необратимые. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца, так как продукты реакции, взаимодействуя между собой, вновь образуют исходные вещества.

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием (рис. 2).

Рисунок 2 – Изменение скорости прямой и обратной реакции во времени

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются разновесными концентрациями. В основе химического равновесия лежит равенство скоростей прямой и обратной реакций.

Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении химической реакции. Константа равновесия так же, как и константы скоростей kпр. и kобр., зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходных концентраций веществ в системе.

Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, например

Fe2O3(кр) + 3CO(г) ↔ 2Fe(кр) + 3СО2(г)

Химическое равновесие остаётся неизменным до тех пор, пока не изменяются условия (концентрации реагирующих веществ, температура, давление), при которых оно существует. Изменяя условия, можно сместить равновесие.

Смещение химического равновесия при изменении условий определяется принципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказано внешнее воздействие (изменено какое-либо условие существования равновесия), то равновесие смещается в таком направлении, чтобы оказанное воздействие было ослаблено.

Например, в равновесной системе:

СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г); ∆Н0=178 кДж

равновесие может быть смещено вправо:

а) повышением температуры — подводимое количество теплоты будет расходоваться на разложение карбоната кальция; б) понижением давления (по сравнению с равновесным) – оказанное воздействие будет ослаблено образованием новых количеств газообразного продукта СО2; в) уменьшением концентрации СО2 (отводом его из зоны реакции).

Химическая кинетика. Ее применение в медицине и фармации. Математическое выражение скорости химической реакции. Средняя и истинная скорость — FINDOUT.SU

Химическая кинетика. Ее применение в медицине и фармации. Математическое выражение скорости химической реакции. Средняя и истинная скорость

Химическая кинетика — раздел физической химии, представляю- щий собой учение о скоростях и механизмах протекания химических ре- акций.

Основные понятия химической кинетики Химическая реакция. Химической реакцией можно считать любое изменение вещества, при котором образуются или разрываются химиче- ские связи между атомами. Различают простые и сложные реакции. Про- стые реакции — это реакции, протекающие в одну стадию и их стехио- метрическое уравнение правильно отражает реальный ход реакции: h3 + I2 → 2HI. Сложные реакции протекают через несколько стадий. Стехиометри- ческое уравнение не отражает реального хода процесса и является выра- жением суммарного результата нескольких стадий. Например, реакция взаимодействия между пероксидом водорода и йодоводородом может протекать в две стадии: Первая стадия: h3O2 + HI →НIО + h3O. Вторая стадия: HIO + HI →I2 + h3O. Суммарное уравнение: h3O2 + 2HI →I2 + 2h3O. Абсолютное большинство химических реакций являются сложными. Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, но- сит название механизма химической реакции. Каждая отдельная стадия, через которую идет реакция, называется элементарным актом реакции. Исходные, конечные и промежуточные вещества. Вещества, кото- рые образуются в процессе химического превращения и не изменяются при дальнейшем протекании реакции, называются конечными веществами или продуктами реакции. Вещества, которые образуются на первой стадии химической реак- ции, затем превращаются в другие вещества на следующей стадии этой же реакции, называются промежуточными веществами. Например, в выше рассмотренной реакции кислота HIO является промежуточным веществом. Гомогенные и гетерогенные реакции. Химическая реакция, проте- кающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реак- цией. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называ- ется гетерогенной химической реакцией. Примером гомогенных реакций может служить любая реакция в растворе. Примером гетерогенной реак- ции может служить любая из реакций, идущих на поверхности твердого катализатора (гетерогенная каталитическая реакция)

Скорость химической реакции — это изменение концентрации любого из участвующих в реакции веществ в единицу времени. Средняя скорость реакции (V) за промежуток времени t2–t1 равна:

Крутизна кинетической кривой в каждый момент времени характеризует истинную скорость реакции в этот момент времени, так как наклон касательной в точке численно равен скорости:

Дата: 2018-12-28, просмотров: 259.

2.5.2: Скорость химической реакции

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Введение
  2. Внешние ссылки
  3. Ссылки
  4. Проблемы
  5. Участники

Скорость химической реакции — это изменение концентрации по сравнению с изменением во времени.

Введение

Скорость химической реакции — это изменение концентрации по сравнению с изменением во времени и является метрикой «скорости», с которой происходят химические реакции, и может быть определена в терминах двух наблюдаемых:

  1. Скорость исчезновения реагентов \ [- \ dfrac {\ Delta [Reactants]} {\ Delta {t}} \] Обратите внимание, что это отрицательный результат, поскольку он измеряет скорость исчезновения реагентов.
  2. Скорость формирования продуктов \ [\ dfrac {\ Delta {[Products]}} {\ Delta {t}} \] Это скорость формирования продуктов.

Оба они связаны сбалансированными химическими реакциями, и оба могут использоваться для измерения скорости реакции.

скорость, полученная путем взятия изменения концентрации за период времени, например: -0,3 M / 15 минут. Это приблизительное значение скорости реакции в интервале; это не обязательно означает, что реакция имеет эту конкретную скорость на протяжении временного интервала или даже в любой момент в течение этого времени. С другой стороны, мгновенная скорость реакции отображает более точное значение.Мгновенная скорость реакции определяется как изменение концентрации в бесконечно малом интервале времени, выраженное как предел или производное выражение, приведенное выше. Мгновенную скорость можно получить из экспериментальных данных, сначала построив график концентрации системы как функции времени, а затем найдя наклон касательной в конкретной точке, которая соответствует интересующему моменту времени. В качестве альтернативы, экспериментаторы могут измерить изменение концентрации за очень короткий период времени два или более раз, чтобы получить среднюю скорость, близкую к мгновенной скорости.Скорость реакции для этого времени определяется по наклону касательных.

Ссылки

  1. Petrucci et al. Общая химия: принципы и современные приложения, 9 th Edition . Нью-Джерси: Prentice-Hall Inc., 2007.
  2. Коннорс, Кеннет. Химическая кинетика: изучение скорости реакции в растворе . Нью-Йорк: VCH Publishers, Inc., 1990.

Проблемы

  1. Рассмотрим реакцию \ (2A + B \ longrightarrow C \).{-6} м / с \). Какая концентрация будет [A] через 3 минуты?
  2. Рассмотрим реакцию \ (A + B \ longrightarrow C \). Скорость реакции 1,23 * 10-4. [A] изменится с 0,4321 M до 0,4444 M за какой промежуток времени?
  3. Запишите скорость химической реакции относительно переменных данного уравнения. \ [2A + 3B \ rightarrow C + 2D \]
  4. Верно или неверно: средняя скорость и мгновенная скорость равны друг другу.
  5. Как скорость образования продукта связана со скоростью исчезновения реагентов.

Соавторы

  • Альберт Лоу, Виктория Бланшар, Дональд Ле

Скорость реакции — Скорости реакции — AQA Synergy — Объединенная научная редакция GCSE — AQA Synergy

Скорость реакции — это мера того, как быстро расходуется реагент или образуется продукт.

Есть разные способы определить скорость реакции. Выбор метода обычно зависит от используемых реагентов и продуктов, а также от того, насколько легко измерить их изменения.

Среднюю скорость реакции можно рассчитать с помощью любого из этих двух уравнений:

\ [средняя ~ скорость ~ реакции = \ frac {количество ~ ~ использованного реагента} {время ~ занято} \]

\ [средняя ~ скорость ~ реакции = \ frac {количество ~ ~ образовавшегося продукта} {время ~ занятое} \]

Измерение массы

За изменением массы реагента или продукта можно следить во время реакции. Этот метод полезен, когда диоксид углерода является продуктом, который покидает реакционный контейнер. Он не подходит для водорода и других газов с небольшой относительной формульной массой, M r .

Единицами измерения скорости обычно являются г / с или г / мин.

Измеряемый объем

За изменением объема реагента или продукта можно следить во время реакции. Этот метод полезен, когда газ выходит из реакционной емкости. Объем газа измеряется с помощью газового шприца, перевернутой бюретки или мерного цилиндра.

Единицы измерения скорости обычно — см 3 / с или см 3 / мин.

Два способа измерения объема газа, образующегося в реакции

Графики

Скорость реакции можно проанализировать, построив график зависимости массы или объема образовавшегося продукта от времени.График показывает это для двух реакций.

Градиент линии равен скорости реакции:

  • чем круче линия, тем выше скорость реакции
  • быстрые реакции — наблюдаемые, когда линия становится горизонтальной — заканчиваются раньше, чем медленные реакции

Единицы для скорости реакции — выше

Скорость химической реакции также может быть измерена в моль / с.

Например, если два моля продукта были получены в течение десяти секунд, средняя скорость реакции была бы 2 ÷ 10 = 0.2 моль / с.

Механизм реакции и катализ | Скорость и степень реакции

Ранее упоминалось, что именно столкновение частиц вызывает реакцию, и что только некоторые из этих столкновений являются успешными. Это связано с тем, что частицы реагента имеют широкий диапазон кинетических энергий, и только небольшая часть частиц будет иметь достаточно энергии (и правильную ориентацию), чтобы фактически разорвать связи, чтобы могла произойти химическая реакция.Минимальная энергия, необходимая для протекания реакции, называется энергией активации . Для получения дополнительной информации об энергии реакций обратитесь к 11 классу (глава 12).

Энергия активации (ESCN9)

Энергия активации

Минимальная энергия, необходимая для протекания химической реакции.

Даже при фиксированной температуре энергия частиц меняется, а это означает, что только некоторые из них будут иметь достаточно энергии, чтобы участвовать в химической реакции, в зависимости от энергии активации этой реакции (Рисунок 7.9). Повышение температуры реакции приводит к увеличению количества частиц, обладающих достаточной энергией, чтобы участвовать в реакции, и к увеличению скорости реакции.

Рисунок 7.9: Распределение кинетической энергии частиц при фиксированной температуре.

Помните, что для реакции молекула должна иметь энергию, превышающую энергию активации, а также правильную ориентацию.

Повышение температуры реакционной смеси увеличивает среднюю кинетическую энергию частиц.Как видно на графике (рис. 7.10), большая часть частиц теперь может реагировать, ускоряя реакцию. С увеличением движения молекул также увеличиваются шансы молекулы иметь правильную ориентацию.

Рисунок 7.10: Распределение кинетической энергии частиц при повышении температуры. Увеличивается количество частиц с достаточной энергией из-за более высокой температуры.

Эндотермическая реакция может быть представлена ​​как:

\ (\ text {Reactants} + \ color {red} {\ text {Energy}} \ to \ text {Products} \) i.е. реакция, которая поглощает энергию

Это может быть показано на диаграмме энергии активации (рисунок 7.11). Эти графики также иногда называют профилем реакции или графиком потенциальной энергии.

Рисунок 7.11: Диаграмма энергии активации с энергией реагента ниже, чем энергия продукта, т. Е. эндотермический

Экзотермическая реакция может быть представлена ​​как:

\ (\ text {Reactants} \ to \ text {Products} + \ color {red} {\ text {Energy}} \) i.е. реакция, которая высвобождает энергию

Это может быть показано на диаграмме энергии активации (рисунок 7.12):

Рисунок 7.12: Диаграмма энергии активации с энергией реагента, превышающей энергию продукта, т. Е. экзотермический

Измените этот раздел с уровня 11 (Энергия активации, Раздел 12.3).

Как работают катализаторы? (ESCNB)

Катализатор увеличивает скорость реакции несколько иначе, чем другие методы увеличения скорости реакции.Функция катализатора состоит в том, чтобы снизить энергию активации, чтобы большая часть частиц имела достаточно энергии для реакции. Катализатор может снизить энергию активации реакции на:

Некоторые металлов например платина, медь и железо могут действовать как катализаторы в определенных реакциях. В нашем собственном организме содержится ферментов, — катализаторов, которые помогают ускорить биологические реакции. Катализаторы обычно реагируют с одним или несколькими реагентами с образованием промежуточного химического соединения, которое затем вступает в реакцию с образованием конечного продукта.Промежуточный химический продукт иногда называют активированным комплексом .

Активированный комплекс возникает в реакциях без катализаторов, а также в реакциях с катализаторами.

Ниже приводится пример того, как может протекать реакция с участием катализатора. A и B — реагенты, \ (\ color {blue} {\ text {C}} \) — катализатор, а D — продукт реакции A и B.

Шаг 1: \ ({\ text {A}} + \ color {blue} {\ text {C}} \ to \ text {A} \ color {blue} {\ text {C}} \)

Шаг 2: \ (\ text {B} + \ text {A} \ color {blue} {\ text {C}} \ to \ text {A} \ color {blue} {\ text {C}} \ text {B} \)

Шаг 3: \ (\ text {A} \ color {blue} {\ text {C}} \ text {B} \ to \ color {blue} {\ text {C}} + \ text {D} \)

\ (\ text {A} \ color {blue} {\ text {C}} \ text {B} \) представляет собой промежуточное химическое вещество.Хотя катализатор (\ (\ color {blue} {\ text {C}} \)) расходуется в реакции 1, позже он снова высвобождается в реакции 3, так что общая реакция с катализатором выглядит следующим образом:

\ (\ text {A} + \ text {B} + \ color {blue} {\ text {C}} \ to \ text {D} + \ color {blue} {\ text {C}} \)

Из этого видно, что катализатор высвобождается в конце реакции в совершенно неизменном виде. Без катализатора общая реакция будет:

\ (\ text {A} + \ text {B} \) \ (\ to \) \ (\ text {D} \)

Катализатор предоставил альтернативный набор стадий реакции, который мы называем альтернативным путем.Путь с участием катализатора требует меньше энергии активации и, следовательно, быстрее.

Это можно увидеть на следующей диаграмме (рисунок 7.13).

Рис. 7.13: Доля частиц, обладающих достаточной энергией для реакции, увеличивается в присутствии катализатора.

Катализатор

Катализатор ускоряет химическую реакцию, но не расходуется на нее. Это увеличивает скорость реакции за счет снижения энергии активации реакции.

Энергетические диаграммы полезны для иллюстрации влияния катализатора на скорость реакции. Катализаторы уменьшают энергию активации, необходимую для протекания реакции (показано меньшим значением энергии активации на энергетической диаграмме на рисунке 7.14), и, следовательно, увеличивают скорость реакции. Помните, что с катализатором средняя кинетическая энергия молекул остается прежней, но требуемая энергия уменьшается (рис. 7.13).

Рисунок 7.14: Влияние катализатора на энергию активации эндотермической реакции. Катализатор будет действовать таким же образом при экзотермической реакции.

Высокие оценки в науке — залог вашего успеха и дальнейших планов. Проверьте себя и узнайте больше о практике Сиявулы.

Зарегистрируйтесь и проверьте себя

Скорость реакции

Упражнение 7.4

Катализатор увеличивает энергию молекул реагента, так что может происходить химическая реакция.

Ложь.Катализатор снижает энергию активации реакции, так что может иметь место химическая реакция.

Повышение температуры реакции приводит к увеличению количества частиц реагента, энергия которых превышает энергию активации.

Катализатор не становится частью конечного продукта химической реакции.

Почему во время реакции происходит уменьшение массы?

Реакция не происходит в закрытом контейнере, поэтому газообразный водород может выйти из реакционного сосуда.{-3} $} \) соляная кислота. Как средняя скорость этой реакции соотносится с исходной скоростью реакции ?

Имеется больший объем соляной кислоты. Однако концентрация не увеличивается, и поэтому скорость реакции не изменяется.

Как катализатор повлияет на среднюю скорость этой реакции?

(IEB Paper 2 2003)

Средняя скорость реакции увеличится.

Напишите вычисленное химическое уравнение этой реакции.

\ (\ text {CaCO} _ {3} (\ text {s}) + 2 \ text {HCl} (\ text {l}) \) \ (\ to \) \ (\ text {CaCl} _ { 2} (\ text {s}) + \ text {CO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \)

используется кусок карбоната кальция такой же массы

Площадь поверхности уменьшена, поэтому средняя скорость реакции снизится.

\ (\ text {20} \) \ (\ text {cm $ ^ {3} $} \) из \ (\ text {0,2} \) \ (\ text {mol.{-3} $} \) кислота соляная используется

Средняя скорость реакции зависит от концентрации жидких реагентов, а не от объема. Однако концентрация увеличивается, поэтому скорость будет увеличиваться.

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 закона 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, то реакция идет в первом порядке по отношению к «А». То же самое верно и для реагента «B». Общий порядок реакции — это сумма индивидуальных порядков реакции для каждого реагента.

В процессе реакции концентрация реагентов изменяется со временем. Обратите внимание, что уравнение базовой 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, когда 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, чтобы измерить точный объем. Это объем реакционного сосуда.

Затем налейте 50 мл первого раствора перекиси водорода в пробирку, а затем 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.

Поскольку одним из продуктов является газообразный кислород, повышение давления в системе используется для измерения увеличения количества 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 молям кислорода, образующегося в соответствии с законом 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 против натурального логарифма начальной концентрации пероксида. Наклон равен порядку реакции m и приблизительно равен единице. Следовательно, реакция первого порядка.

Скорость для 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 удвоенное количество моль произведенного кислорода равно количеству моль 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, закон скорости можно записать, как показано.

Теперь, когда вы рассмотрели, как определить закон скорости химической реакции, давайте посмотрим на 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, как они соотносятся со скоростью химических реакций и как определить закон скорости для данной химической реакции в лаборатории.

Спасибо за просмотр!

Карточки химического и динамического равновесия

В реакционном сосуде из нержавеющей стали емкостью 500 мл при температуре 900 ° C монооксид углерода и водяной пар реагируют с образованием диоксида углерода и водорода.

Свидетельства указывают на то, что эта реакция устанавливает равновесие только с частичным превращением реагентов в продукты.

Первоначально в сосуд помещают 2,00 моль каждого реагента. Kc для этой реакции составляет 4,20 при 900 ° C. Какое количество каждого вещества будет присутствовать в равновесии?

1. Напишите вычисленное уравнение равновесия реакции

CO (г) + h3O (г) ⇋ CO2 (г) + h3 (г)
Kc = 4,20 при 900ºC

2. Используйте вычисленное уравнение, чтобы записать выражение закона равновесия

Kc = 4.20 = [CO2 (г)] [h3 (г)] / [CO (г)] [h3O (г)]

3. Найдите начальные значения концентрации

В этом примере начальные значения концентрации являются то же самое для обоих реагентов.

c = 2,00 моль / 0,500 л = 4,00 моль / л = [CO (г)] = [h3O (г)]

4. Составьте таблицу ICE для отслеживания количеств

Начальная концентрация в моль / L
CO (г) = 4,00
h3O (г) = 4,00
CO2 (г) = 0
h3 (г) = 0

Стехиометрическое соотношение составляет 1: 1: 1: 1.Следовательно, конечные концентрации CO2 (г) и h3 (г) могут быть представлены как x.

Конечные равновесные концентрации CO (г) и h3O (г) уменьшатся на x моль / л.

Количество реагентов уменьшится во время изменения, а количество продуктов увеличится во время изменения. Это может быть представлено как x + и x-.

Изменение концентрации, моль / л
CO (г) = -x
h3O (г) = -x
CO2 (г) = + x
h3 (г) = + x

Равновесная концентрация, в моль / л
CO (г) = 4.2

6. Решите относительно x

x = 2,69

7. Заполните таблицу ICE значением x и определите недостающие концентрации

Начальная концентрация в моль / л
CO (г) = 4,00
ч3O ( г) = 4,00
CO2 (г) = 0
h3 (г) = 0

Изменение концентрации, моль / л
CO (г) = -2,69
h3O (г) = -2,69
CO2 (г) = + 2,69
h3 (г) = +2,69

Равновесная концентрация, моль / л
CO (г) = 4,00 — 2,69 = 1,31
h3O (г) = 4,00 — 2.69 = 1,31
CO2 (г) = 2,69
h3 (г) = 2,69

В состоянии равновесия при 900ºC [CO (г)] = [h3O (г)] = 1,31 моль / л.
[CO2 (г)] = [h3 (г)] = 2,69 моль / л.

Моделирование химической кинетики / Инструкции

Если вы включите ленточную диаграмму, вы увидите
что в состоянии равновесия концентрации в среднем не меняются.
Но вы увидите мгновенное (момент за моментом)
колебания концентраций. Вы заметите, что
относительный размер этих колебаний становится меньше по мере увеличения
общее количество молекул в коробке.Это очень общее наблюдение,
и это факт огромной важности, потому что это совершенно непрактично
сделать подобное моделирование огромного количества молекул
которые принимают участие в любой реальной химической реакции. Но с тех пор
размер колебаний в вещах, которые вы можете
наблюдать макроскопически (например, концентрации)
уменьшается с увеличением количества частиц, в этом нет необходимости.
Это эмпирический факт , что по мере увеличения числа частиц до очень
большое число поведение чего-либо наблюдаемого (например, концентрации как
функция времени) становится очень простым и зависит только от других макроскопически
наблюдаемые переменные, такие как температура и объем коробки.Этот
эмпирический факт — это, по сути, утверждение о существовании
термодинамика , наука о последствиях
скрытые «степени свободы», такие как молекулы, движение которых
ты не можешь видеть.

Примечательно, что вывод о существовании термодинамики путем непосредственного рассмотрения
предел подобной симуляции при увеличении количества молекул
до бесконечности чрезвычайно сложно, и я не уверен, что когда-либо
сделано. Мы должны принять термодинамику в настоящее время на основе опыта.
и только интуиция.(Если вы хотите узнать больше о термодинамике,
подумайте о посещении Второго Закона.)

Колебания имеют много других важных ролей и значений.
Упомяну еще об одном: колебания
являются (1) свойствами равновесной системы, и поэтому могут быть вычислены
относительно простой теории на основе измерений системы в состоянии равновесия,
но (2) они говорят вам, как система
ведет себя динамически, когда это , а не в состоянии равновесия (но довольно близко).
Возможно, сравнив (в этой модели), как
отклонения от равновесия случаются, и
как система приближается к равновесию — смотрите ленточную диаграмму —
вы сможете увидеть интуитивно
истинность этого фундаментального и важного наблюдения, которое
называется теоремой о флуктуации-диссипации и представляет собой небольшую уловку.
чтобы доказать математически.

CHEM 101 — Химическая кинетика

ОБЩИЕ ТЕМЫ ХИМИИ

Химическая кинетика

Скорости реакций: определения и отношение к стехиометрии реакции.
Законы скорости и константы скорости. Порядок реагирования: Индивидуальные и общие заказы.
Определение порядка реакции с использованием экспериментальных измерений начальной скорости.
Скорости реакций в наномасштабе и модель столкновений.
Координатные диаграммы реакций и зависимость скоростей от температуры
и энергия активации.Катализ.


Резюме

Скорость химической реакции сильно различается. Взрыв может произойти в результате очень быстрого
химическая реакция. Медленность других химических процессов — пожелтение газет,
например — очевиден. Как химики, мы хотели бы понять, что вызывает одну реакцию
быстро и еще раз медленно, и узнайте, как контролировать скорость реакции.
Во-первых, нам нужно будет разработать определение для скорости реакции , которое мы можем
использовать в качестве основы для количественного подхода к химической кинетике.Наш учет факторов, влияющих на скорость реакции, а также отношения
между скоростью реакции и химическим равновесием, затем можно выразить количественно.
Как только мы придем к четкому общему определению скорости реакции, мы перейдем к определению
константа скорости реакции (как часть ее
тарифный закон ),
и посмотрите, как это измеряется для конкретных реакций.

Чтобы начать изучение химической кинетики, мы должны четко ответить на вопрос:
«Что такое скорость реакции?» При этом мы будем различать средние
ставки и мгновенные ставки, и подчеркните идею о том, что ставка, которую мы обычно
интересует начальная скорость, то есть мгновенная скорость в самом начале
реакция.

В самом начале реакции, когда продуктов нет, только прямая реакция
способствует наблюдаемой скорости реакции. По мере того, как продукты начинают накапливаться, наблюдаемые
скорость начинает падать из-за того, что может начаться обратная реакция.
Таким образом, в отличие от начальной скорости реакции, по мере протекания реакции наблюдаемая чистая
скорость стремится к нулю, и достигается состояние динамического равновесия.«Динамический» относится к
наноразмерное представление, при котором химические превращения продолжаются, но темпы вперед и
обратные реакции равны, и чистая скорость реакции не наблюдается на макроуровне.
Эти идеи обсуждаются более подробно и подробно в
кинетика и равновесие
страница в Интернете.

При определении скорости реакции нам необходимо учитывать стехиометрию реакции. Это приведет
нам к последовательному определению независимо от стехиометрии.Это определение позволит нам
написать эквивалентные выражения для скорости реакции на основе обобщенного
химическая реакция.

Мы хотя бы вкратце рассмотрим факторы, влияющие на скорость реакции:
(1) природа реагентов,
(2) концентрации реагентов
(3) температура, при которой происходит реакция, и
(4) наличие катализатора.

Определение скорости реакции

Представим себе простую реакцию, протекающую в газовой фазе в емкости объемом 1 л.Молекулы A (красный) могут спонтанно превращаться в молекулы B (синий).
Мы хотим знать, как быстро это происходит, поэтому мы заполняем наш контейнер 1 моль чистого A,
и запустите часы. Двадцать секунд спустя мы получаем снимок, показывающий, сколько из них
А и В присутствуют и снова через 40 с после начала реакции.

Определим скорость реакции через отношение изменения концентрации
реагент или продукт (Δ [A] или Δ [B]) с изменением во времени (Δ t ).В этом примере за первые 20 секунд моль A падает с 1,00 моль до 0,54 моль.
Таким образом

Δ [A] = [A] финал — [A] начальный = (0,54 — 1,00)
M = — 0,46 млн

Скорость изменения концентрации A за этот период времени составляет

Δ [A] / Δ т = (- 0,46 M) / 20 с = –2,3
× 10 –2 M
с –1

Аналогичным образом повышается концентрация B
от 0 моль до 0.46 моль за первые 20 секунд, а
скорость изменения [B] по величине равна скорости изменения [A] над
этот период времени, но положительный по знаку.

Δ [B] = [B] конечный — [B] начальный = (0,46 — 0,00) M = + 0,46 M

Δ [B] / Δ t = (0,46 M)
/ 20 с = 2.3
x 10 –2 Мс –1

Соотношение Δ [B] / Δ t = — Δ [A] / Δ t должно
удерживать для каждого периода времени, на который мы хотим смотреть, как мы должны понимать
от стехиометрии реакции.Таким образом, мы можем рассматривать скорость реакции либо как скорость исчезновения реагента, либо как скорость появления продукта.

За вторые 20 секунд вычисляется средняя скорость
к

— Δ [A] / Δ t = Δ [B] / Δ t = (0,70 — 0,46) M
/ 20 с = 1,2 x 10 –2 M
с –1

Реакция замедляется в течение следующих 20 секунд, и в целом реакция
наблюдаемые нами показатели максимальны в начале реакции и уменьшаются
по мере развития реакции.Почему это? Есть две возможные причины, и обе они важны. Начиная с только A, концентрация A падает по мере развития реакции. С течением времени остается меньше A для преобразования в B в прямой реакции (A → B). Наблюдаемая скорость зависит от концентрации A в момент, когда мы наблюдаем реакцию. Другая причина — наблюдаемые нами ставки.
чистых ставок.
Важно понимать, что любая реакция обратима (хотя во многих случаях предпочтение отдается одному направлению, что делает реакцию необратимой с практической точки зрения).Изначально продукты отсутствуют, поэтому обратная реакция отсутствует.
(B → A) может произойти. По мере развития реакции увеличивающееся количество
продукт приведет к увеличению скорости обратной реакции, что может значительно повлиять на наблюдаемую (чистую) скорость реакции. Подведем итог этим ключевым моментам

  • Скорость прямого потока уменьшается при уменьшении концентрации реагента
  • чистая ставка = форвардный курс — обратный курс
  • обратная скорость увеличивается по мере увеличения концентрации продукта

Графическое представление проиллюстрированной выше реакции, полученное путем построения графика
концентрации в зависимости от времени для трех временных точек, дает понять, что скорости, которые мы просто
вычисленные значения можно получить как наклон линий, соединяющих точки на графике.

Что бы мы наблюдали, если бы могли постоянно контролировать количество A и B вместо нескольких
снимки, и бесконечно следите за ходом реакции, пока не исчезнут дальнейшие изменения.
обнаруживается, и система находится в равновесии.

Этот полный ход реакции с самого начала (только реагенты
присутствует) до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие (неизменные количества реагентов
и продукты), проиллюстрирован графиком слева, который называется кривой прогресса
для реакции.Если мы сможем определить количество реагентов и продуктов
во многих близко расположенных точках времени график зависимости концентрации от времени приближается к гладкой кривой.
Кроме того, скорость реакции в любой момент времени теперь можно получить как наклон касательной
к кривой (ам) в то время. Обратите внимание, что скорость реакции стремится к нулю (наклон = 0) в разы больше
чем около 80 с.

Полученную таким образом скорость реакции назовем мгновенной скоростью ,
V , в то время как скорости реакции, полученные нами выше по временным интервалам, являются примерами
средняя скорость , V пр. .Если вы знакомы с исчислением,
вы знаете, что наклон касательной к кривой получается как производная функции
описание кривой.

Что мы действительно хотим сделать, так это как можно точнее определить начальную
мгновенная скорость. назовем его V 0 . Использование начальной ставки
устраняет любой возможный вклад обратной реакции в наблюдаемую скорость, так что
наблюдаемая скорость — это скорость прямой реакции.Это определение для V 0 будет
приводят к количественной связи между ним и начальными концентрациями реагентов,
который будет законом ставок .

Общая форма определения скорости реакции

Рассмотрим реакцию

2 HI ( г ) = H 2 ( г ) + I 2 ( г )

В этом примере Δ [HI] / Δ t должно
быть вдвое больше, чем –Δ [H 2 ] / Δ т или –Δ [I 2 ] / Δ т .Опять же, это должно быть правдой из-за стехиометрии реакции.
Для каждой появляющейся молекулы этого H 2 также появляется одна молекула I 2 , в то время как две молекулы HI должны исчезнуть. Мы можем обобщить это, дав выражения для эквивалентных величин скорости
для общей реакции aA + bB cC + dD :

V ср. = — (1/ a ) (Δ [ A ] / Δ t ) = — (1/ b ) (Δ [ B ] / Δ t ) ) = (1/ c ) (Δ [ C ] / Δ t ) = (1/ d ) (Δ [ D ] / Δ t )

для некоторого конечного интервала Δ t .Для мгновенного
ставки,

V = — (1/ a ) ( d [A] / d t ) = — (1/ b ) ( d [B] / d t ) = ( 1/ c ) ( d [ C ] / d t ) = (1/ d ) ( d [ D ] / d t )

, где d [ A ] / dt ,. . ., d [ D ] / d t представляют собой производные [ A ], …, [ D ] по времени, t . Поскольку концентрация изменяется со временем, значение производной функции концентрации в данный момент времени дает наклон кривой зависимости концентрации от времени в этот момент. Обратите внимание: что касается типичной кривой прогресса, наклон касательной к кривым самый крутой в момент времени t = 0, и наклоны уменьшаются по величине до тех пор, пока кривые
становятся пологими (наклон = 0), и реакция достигает равновесия.Зависимость мгновенной скорости
в момент времени t =
0, начальная мгновенная скорость, В 0 , при начальной концентрации реагента приведет нас к формулировке законов скорости для реакций.

Пример задачи : (a) Напишите все эквивалентные выражения для
средняя и мгновенная начальная скорость реакции для следующей реакции:

2 N 2 O 5 ( г ) = 4 NO 2 ( г ) + O 2 ( г )

(b) Какова связь между скоростными выражениями, записанными для (a), и выражениями для реакции

N 2 O 5 ( г ) = 2 NO 2 ( г ) + ½O 2 ( г )?

Диаграммы координат реакций

Чтобы помочь нам понять причину, по которой энергетически выгодный
реакция ( i.e . товары пользуются популярностью, а К экв большой)
тем не менее, может происходить очень медленно, мы вводим
представление реакции, называемое диаграммой координат реакции.
Такие диаграммы часто используются в химии, они полезны для иллюстрации
многие особенности химических реакций. Здесь мы смотрим на гипотетический
диаграмма координат реакции для простой реакции A = B, которая будет
помогает пролить свет на взаимосвязь между химической кинетикой и химическим
равновесие.

На диаграмме справа показан график (фиолетовая линия)
химическая потенциальная энергия (вертикальная ось) в зависимости от «координаты реакции»
(горизонтальная ось), которая предназначена для отображения прогресса облигации
разрушение и преобразование, которое происходит в типичной химической реакции.
Представим себе, что в этой реакции должна разорваться одна связь и новая
формы облигаций. Наши наблюдения за процессами, происходящими в природе, указывают на то, что
что они обычно идут спонтанно в том направлении, в котором
достигается минимум потенциальной энергии.Подвешенные предметы падают
на землю при выпуске батарейки разряжаются, и даже звезды со временем
выгореть и умереть. Мы знаем, что смесь газов водорода и кислорода
потенциально взрывоопасен, но при комнатной температуре реакции не наблюдается
происходит.

Координатная диаграмма реакции предлагает
объяснение. Чтобы реакция произошла,
молекулы реагента должны обладать достаточной энергией, чтобы достичь нестабильного
конфигурация называется переходным состоянием (обозначено символами
двойным кинжалом, ‡) прежде, чем они смогут «упасть» в потенциальную
минимум энергии преобразования в B.Мы можем думать об этой активации
энергия
, E a , для
прямая реакция, поскольку энергетические затраты, необходимые для продвижения
разрыв связи в A до точки, где образование новой связи в
B может начать приносить большую отдачу.

Следует отметить, что изменение химической потенциальной энергии
связана с константой равновесия реакции, тогда как
величина энергии активации связана со скоростью
Реакция.Чем больше потеря химической потенциальной энергии в
переходя от A к B, тем больше константа равновесия. Тем не мение,
чем больше энергия активации, тем медленнее скорость преобразования
от A до B будет. Осмотр
Максвелл-Больцманн
распределение молекулярных
энергии, которые могут сказать нам, сколько молекул A при данной температуре
будет иметь энергию E a или больше, и, следовательно,
доля молекул А, способных к реакции.Чем больше
значение E a ,
меньшее количество молекул A будет иметь энергию для реакции. Это помогает
мы понимаем, почему смесь водорода и кислорода может сидеть спокойно
при комнатной температуре, без заметного образования воды. В
энергия активации реакции настолько высока, что только бесконечно малые
у ряда молекул есть энергия, чтобы, возможно, отреагировать.Однако если
зажигается искра, молекулы в непосредственной близости приобретают
больше энергии, и достаточное количество их реагирует, что в свою очередь
выделяет гораздо больше энергии (реакция сильно экзотермична).
Начинается неуправляемый процесс реакции молекул и выделения энергии,
и сразу же происходит взрыв.

Последний факт означает, что обратная реакция, превращение
B к A, будет намного медленнее, чем прямая реакция, когда концентрации
из A и B равны, так как E a , для обратного
реакция намного больше, чем для прямой реакции.Чтобы
чтобы эта реакция достигла равновесия, концентрация B будет
должны увеличиваться намного выше, чем у A, чтобы выполнить равновесие
при условии, что скорости прямой и обратной реакции равны.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *