Скорость реакции формула через концентрацию: 3. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Содержание

Скорость реакции — материалы для подготовки к ЕГЭ по Химии

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

Скоростью химической реакции называется изменение концентрации вещества в единицу времени, , где концентрация С выражена в моль/л. В ЕГЭ не требуется применение этой формулы, необходимо лишь уметь сравнивать скорости различных реакций и определять, как на них влияют изменения внешних условий.

Скорость реакции зависит от нескольких факторов:

  • — Природы взаимодействующих веществ
  • — Температуры
  • — Концентрации реагирующих веществ
  • — Присутствия в реакционной смеси катализатора или ингибитора
  • — Площади поверхности соприкосновения реагентов (для гетерогенных процессов).

Рассмотрим каждый пункт отдельно:

1) Природа реагентов

Очевидно, что разные реакции при одних и тех же условиях протекают с различными скоростями. Нейтрализация щелочи кислотой протекает почти моментально, растворение цинка в соляной кислоте — быстро, ржавление железа под действием воды и кислорода – намного дольше. Общее правило очевидно: чем активнее реагирующие вещества, тем быстрее они взаимодействуют друг с другом.

Самые быстрые реакции – гомогенные, протекающие в одной фазе (газы или смешивающиеся жидкости). В них взаимодействие происходит во всем объеме смеси реагентов.

Гетерогенные реакции – взаимодействие не смешивающихся друг с другом веществ – протекают на границе раздела фаз. Эти процессы медленнее, и скорость определяется площадью поверхности соприкосновения.

2) Температура

При увеличении температуры молекулы начинают двигаться быстрее, следовательно, чаще сталкиваются друг с другом. Таким образом, скорость реакции всегда возрастает при повышении температуры и уменьшается – при понижении. Мы активно пользуемся этим в быту: например, для замедления процессов гниения (сложных химических реакций) храним продукты в холодильнике, а для ускорения реакции Майяра (взаимодействие белков с сахарами) готовим пищу при высокой температуре.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется уравнением Вант-Гоффа: , где v2 и v1 – скорости реакции при температурах Т2 и Т1 соответственно, γ – температурный коэффициент, принимающий значения от 2 до 4. Например, если γ=3, при повышении температуры на 20 градусов скорость реакции возрастет в  раз.

3) Концентрация реагентов

Очевидно, что чем выше концентрации реагирующих веществ, тем чаще их молекулы будут сталкиваться друг с другом, следовательно, тем быстрее будет протекать взаимодействие. Зависимость скорости от концентрации реагентов выражается законом действующих масс.

Например, для реакции aA + bB = cC + dD скорость . На самом деле часто зависимость скорости от концентраций реагентов носит более сложный характер, так как многие процессы протекают через образование промежуточных продуктов, но мы оставим эти случаи университетскому курсу.

Пожалуйста, не путайте: скорость реакции зависит от концентраций реагентов и не зависит от концентраций продуктов!

Здесь же рассмотрим влияние давления на скорость реакции. Жидкости и твердые тела практически несжимаемы и давление не влияет на их концентрации. Для газов увеличение давления вызывает возрастание концентрации, следовательно, ускоряет реакцию.

4) Катализаторы и ингибиторы

Катализатор – вещество, увеличивающее скорость реакции, но не расходующееся в ней, ингибитор – это «катализатор наоборот», он замедляет реакцию.

5) Площадь границы раздела фаз

Для примера рассмотрим реакцию цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Кусочек цинка будет постепенно растворяться в кислоте: сначала прореагирует верхний слой молекул, потом следующий, — и так далее. «Внутренние» атомы смогут прореагировать только после того, как перейдут в раствор «внешние».

Если же этот кусочек измельчить (то есть увеличить площадь его поверхности) реакция пойдет заметно быстрее, т.к. возрастет количество «доступных для кислоты» частиц.

Таким образом, чем сильнее измельчено твердое вещество, тем выше скорость реакции. Количество твердого вещества на скорость влияет намного слабее, чем степень его измельченности и концентрация жидких или газообразных реагентов.

Потренируемся. Ниже приведены вопросы из ЕГЭ разных лет:

А) Скорость химической реакции 2С(тв) + СО2(г) = 2СО(г) не зависит от 1) температуры

2) концентрации СО

3) степени измельченности угля

4) давления

Б) С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция меду водородом и 1) серой

2) иодом

3) фтором

4) бромом

В) Для увеличения скорости химической реакции Mg(тв) + 2HCl(р-р) = MgCl2(р-р) + h3(г) необходимо 1) увеличить давление

2) уменьшить температуру

3) увеличить концентрацию HCl

4) увеличить количество магния.

Г) Повышение давления приведет к увеличению скорости реакции 1) 2P(тв) + 3S(тв) = P2S3(тв)

2) Br2(ж)  + 2Na(тв) = 2NaBr

3) h3O(ж) + 2Na(тв) = 2NaOH + h3(г)

4) N2(г) + 3h3(г) = 2Nh4(г)

Ответы:

 

Ты нашел то, что искал? Поделись с друзьями!

Готовимся к углубленному изучению химии : 4.3 Скорость химических реакций

1.    
 В каких
единицах может измеряться скорость химической реакции:
а) моль * л -1-1
2.     
Какие факторы влияют на скорость химической
реакции:
а) природа реагирующих веществ б) концентрация реагирующих веществ
в) температура г) все ответы верны
3.    
За время, равное 10 с, концентрация вещества А
изменилась от 3,10 моль/л  до 3,05
моль/л. Укажите  среднее значение
скорости реакции по веществу  А:
а) 0,003 моль* л -1-1 б) 0,005 моль* л -1-1
г) 8,33 * 10-5 моль* л -1*мин-1
4.    
Растворение цинка в соляной кислоте будет
замедляться при:
а) увеличении концентрации кислоты б) раздроблении цинка
в) повышении температуры г) разбавлении кислоты
5.     
С наибольшей
скоростью при комнатной температуре протекает реакция между:
а)
кислородом и водородом
б) железом и
раствором серной кислоты
в) этиловым
спиртом и натрием
г) раствором
сульфата меди(II) и гидроксидом калия
6.    
Для увеличения
скорости взаимодействия железа с хлором следует:
а) уменьшить
давление кислорода
б)
измельчить железо
в) взять
несколько брусков железа
г) уменьшить
температуру
7.    
Одинаковые кусочки
магния взаимодействуют с наибольшей скоростью с соляной кислотой
если:
а) разбавить
кислоту
б) увеличить
концентрацию кислоты
в) увеличить
давление
г) уменьшить
температуру
8.     
Скорость реакции
разложения пероксида водорода увеличится при:
а) разбавлении
раствора
б)
увеличении давления
в) внесения
катализатора
г)
охлаждении раствора
9.    
Скорость гомогенной
химической реакции пропорциональна изменению:
а)
концентрации вещества в единицу времени
б)
количества вещества в единице объёма
в) массы
вещества в единице объёма
г) объёма
вещества в ходе реакции
10.                      
  При обычных условиях с наименьшей скоростью происходит
взаимодействие между:
а) железом
и кислородом
б) магнием
и 10%-ным раствором соляной кислоты
в)  медью и кислородом г) цинком
и 10%-ным раствором

Скорость химических реакций | CHEMEGE.

RU

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

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

 

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

 

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

 

υ = ΔC / Δt

 

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

 

υ = Δν / (S·Δt)

 

 

1. Температура

 

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

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

 

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

 

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

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

Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции.

 

 здесь v2 — скорость реакции при температуре T2,

v1 — скорость реакции при температуре T1,

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

 

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

 

 

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

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

 

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

 

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

 

 

здесь v —  скорость химической реакции,

CA и CB — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л

k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

 

Например, для реакции образования аммиака:

 

N2  +  3H2  ↔  2NH3

 

 закон действующих масс выглядит так:

 

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

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

 

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

 

3. Давление

 

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

 

pV = νRT

 

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

 

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

 

CaCO +  SiO2  ↔  CaSiO3  +  CO2

 

при повышении давления?

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

 

4. Катализатор

 

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

 

 

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

 

A + K = AK

AK + B = AB + K

 

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

По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.

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

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

 

 

Пример гетерогенного катализа – синтез аммиака:

 

N2  +  3H2  ↔ 2NH3

 

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

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

 

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

Катализаторы не стоит путать с инициаторами процесса и ингибиторами.

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

 

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

 

5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ

 

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

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

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

 

6. Природа реагирующих веществ

 

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

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

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

 

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

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

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

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

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

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

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

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

Скорость реакции зависимость от концентраци








    Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов. В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. [c.89]

    Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ. Количественно скорость химической реакции принято характеризовать изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. По существу безразлично, концентрацию какого из реагирующих веществ рассматривать. Концентрации исходных веществ будут уменьшаться, а получаемых — возрастать. [c.463]

    В пособии по химии написано Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов . Найдите ошибки и неточности е определении. [c.119]

    Порядок реакции. Порядок химической реакции определяется по более формальному признаку, чем ее молекулярность,— по виду уравнения, выражающего зависимость скорости реакций от концентраций реагирующих веществ. Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ. Реакции разделяются на реакции первого порядка, второго порядка, третьего порядка (реакции более высоких порядков не встречаются). Кроме того, известны так называемые реакции нулевого порядка и некоторые реакции, порядок которых выражается дробным числом. [c.467]

    Для каких реакций можно предсказать зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ  [c.119]

    Я. Зависимость скорости реакции от концентраций 173 [c.173]

    Химизм процесса и форма зависимости скорости реакции от концентрации и темнературы не зависят от конструкции аппарата. Конструктивные особенности реактора оказывают воздействие только на физические процессы в аппарате и уже через посредство этих процессов — на скорость и селективность реакции. [c.244]

    В курсе общей химии рассматривается вывод уравнения константы равновесия кинетическим путем—на основе равенства скоростей прямой и обратной реакций и зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Таким же путем закон действия масс был выведен Гульдбергом и Вааге (1867). Однако этот путь можно применить лищь для сравнительно простых реакций. В общем же случае следует использовать термодинамический вывод. [c.259]

    График зависимости скорости реакции от концентрации h-DDM представлен на рисунке 3.9. Уравнение скорости реакции может быть представлено в виде  [c.73]

    Одним из таких методов является известный метод Вант-Гоффа, по которому зависимость скорости реакции от концентрации исходного веш,ества С записывают в виде  [c.170]

    Мы уже видели в упражнениях к предыдущему разделу, каким образом различные предположения о механизме реакции приводят к кинетическим выражениям этого типа. В главе VI будет показано, что к таким кинетическим зависимостям приводит также учет влияния на скорость, химической реакции процесса адсорбции реагентов на активной поверхности и других физических ироцессов. Функция j , Т) при этом не обязательно имеет вид (IV.46). В общем случае об этой функции можно только сказать, что она всегда положительна и обычно меньше единицы. Нередки случаи, когда зависимость скорости реакции от концентраций и температуры определяется, главным образом, изменением функции / ( , Т). При этом форма кинетических зависимостей может сильно исказиться, однако равновесная кривая всегда остается неизменной. [c.81]

    Особенности кинетики реакций на неоднородной поверхности не исчерпываются, однако, простым изменением формы изотермы адсорбции. Поверхность, неоднородная по теплоте адсорбции, должна быть неоднородна и кинетически. Будем считать, следуя Рогинскому [14], что в ходе процесса зависимость скорости реакции от концентраций реагентов остается неизменной на всех участках и температурная зависимость скорости реакции по-прежнему описывается уравнением Аррениуса. При этом величина предэкспонента постоянна на всех участках, а значение энергии активации распределено по некоторому закону. Все эти допущения являются дискуссионными, но в первом приближении они достаточны, так как главным эффектом действия катализатора обычно бывает именно изменение энергии активации реакции. [c.86]

    По результатам кинетических опытов были получены эффективные константы скорости к , т, е, значения констант скорости реакции, удовлетворяющие экспериментальным кривым при подстановке в уравнение (1,2), После анализа зависимости приведенных констант скорости реакции от концентрации водорода и парафинов в смеси (рис, 1.16) было обнаружено, что значения этих величин пропорциональны содержанию и-пентана в смеси и обратно пропорциональны содержанию водорода. Эта зависимость была представлена уравнением [c.25]

    Задача исследования кинетики процесса состоит в определении зависимости скоростей образования ключевых веществ Г (или скоростей реакции) от концентраций реагентов и температуры. Кинетика становится известной, когда найдены такие функции г,-, что интегральные кривые уравнения (Х.1) достаточно мало отличаются от кривых изменения концентраций реагентов во времени (или по длине реактора), найденных экспериментально. Подробнее вопросы расшифровки экспериментальных кинетических данных изложены в главе XI. [c.408]

    Таким образом, порядок реакции характеризует формально-кинетическую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, а молекулярность — элементарный механизм отдельных стадий сложного процесса. Эти понятия совпадают только для простых по механизму реакций. [c.18]

    Если зависимость скорости реакции от концентраций реагентов представить в форме [c.427]

    Зависимость скорости реакций от концентрации 677—751, 947. - [c.181]

    Так, в обеих системах должны быть те же самые зависимости скорости реакции от концентраций компонентов и разности температур в соответственных точках систем  [c.231]

    Зависимость скорости реакции от концентраций реагентов и температуры. Классическое выражение, связывающее скорость необратимой реакции с условиями ее протекания, имеет вид [c.62]

    В формальной кинетике рассматривается зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Она основана на ряде положений, из которых наиболее важными являются закон химической кинетики, принцип независимости протекания химических реакций в системе и уравнение материального баланса реагентов. Закономерности протекания элементарного химического акта и влияние ИХ на общую скорость процесса в формальной кинетике не рассматриваются. [c.533]

    Выведите уравнение зависимости скорости реакции от концентрации азотистой кислоты. [c.135]

    Зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ (кинетическое уравнение в дифференциальной форме) выражается, законом действия масс [c.328]

    Химическая кинетика рассматривает скорости химических реакций и параметры, от которых эти скорости зависят. Наиболее важными параметрами являются концентрация, температура и давление. При кинетическом исследовании прямым или косвенным способом измеряют изменение концентрации веществ во времени. Порядок реакций — строго экспериментальная величина, показывающая характер зависимости скорости реакции от концентрации. [c.346]

    Формальное кинетическое уравнение включает в левой части выражение скорости реакции в дифференциальном или алгебраи — ческом виде в зависимости от типа реактора, а в правой части — функцию зависимости скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетические закономерности сложных реакций описываются, как правило, системой из S дифференциальных или алгебраических уравнений для каждой из S независимых реакций. [c.22]

    Задачи такого рода решаются в рамках хорошо разработанных методов математического программирования. Покажем это для задачи определения константы к и порядков реакции гетерогеннокаталитической реакции при зависимости логарифма скорости реакции от концентраций вида (XI.12). Допустим, известны следующие факты об определяемых параметрах  [c.429]

    Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением. Как только образуются молекулы АВ, начнется обратная реакция со скоростью [c.215]

    Зависимость скорости реакций от концентрации веществ 463 [c.463]

    Изучение бимолекулярных реакций присоединения представляет особый интерес, поскольку можно ожидать, что они при достаточно низких концентрациях реагентов дают ту же зависимость скорости реакции от суммарной концентрации, как и в случае мономолекулярных реакций. Действительно, простейшие из таких процессов, например рекомбинация атомов при нормальных концентрациях газа, никогда не подчиняются простому кинетическому закону второго порядка, а проявляют зависимость скорости реакции от концентрации. При этом, согласно эксперименту, кинетика реакции подчиняется закону третьего порядка. Рассматривая зависимость реакции мономолекулярного распада от давления (см. табл. XI.2), можно прийти к заключению, что область зависимости скорости реакции от суммарной концентрации сдвигается все более и более к низким концентрациям по мере того, как растет число атомов в молекуле продукта реакции. Это находится в качественном согласии с экспериментом. Реакция присоединения молекул бутадиена не дает никакого отклонения от закона второго порядка вплоть до давления 10 ммрт. ст. (при 200°С), тогда как скорость рекомбинации радикалов СНз уже дает отклонения в сторону закона третьего порядка при [c.266]

    Влияние концентрации катализатора на скорость реакции оксосинтеза систематически еще не изучено. Наилучшим практическим методом изучения такого влияния, принимая во внимание нестабильность гидрокарбонила, является введение кобальта в виде дикобальтоктакарбонила. Имеются сообщения, что небольшие количества кобальта могут катализировать реакцию. Хорошо известно, например, что в автоклавах, повторно используемых для проведения реакции оксосинтеза, реакция проходит. лучше, чем в совершенно чистом новом автоклаве. Большинство реакцйй проходит при концентрации кобальта 0,5—5,0% мол. Весьма вероятно, что при изучении кинетики реакции в указанной выше области концентрации между скоростью реакции и концентрацией дикобальтоктакарбонила будет найдена зависимость, близкая к первому порядку. [c.292]

    Однако в границах указанных выше концентраций, несмотря на значительные изменения в степени агрегации (особенно в бензоле), линейная зависимость скорости реакции от концентрации катализатора сохраняется. Кроме того, необходи- [c.49]

    Почднее были тщательно изучены различные параметры реакции этилирования фенилацетонитрила этилбромидом в присутствии 50%-ного NaOH и Bu4NBr [70]. В этом случае скорость перемешивания в пределах 35—1950 об/мин сильно влияет на начальную скорость исчезновения реактантов при 55 °С, и еще большее значение скорости реакции было установлено при проведении реакции в реакторе высокоэффективного перемешивания. Наибольшее возрастание скорости (в 20 раз) наблюдалось при увеличении числа оборотов в минуту от ПО до 200, что сопровождалось исчезновением первоначально раздельных слоев с образованием однородной смеси. По графику Аррениуса была вычислена энергия активации, составившая приблизительно 20 ккал/моль. В двойных логарифмических координатах график зависимости скорости реакции от концентрации катализатора представляет собой прямую линию с на- [c.60]

    Закон действия масс. Основным законом химической кинетики является открытый в 1864—1867 гг. Гульдбергом и Вааге (Норвегия) закон действия масс, согласно которому скорость элементарной реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрнческим коэффициентам. Такая зависимость скорости реакции от концентрации обусловлена тем, что вероятность столкновения молекул и, следовательно, нх взаимодействия, пропорциональна произведению концентраций реагентов. [c.214]

    Проблему устойчивости реакторов детально исследовал Баркелью в уравнениях материального и теплового баланса им были приняты следующие упрощения. Тепло- и массоперенос посредством диффузии в продольном направлении считались пренебрежимо малыми по сравнению с конвекцией. Термическое сопротивление слоя в радиальном направлении считалось малым по сравнению с термическим сопротивлением в пространстве между слоем и стенкой реактора. Было принято, что зависимость скорости реакции от концентрации есть функция концентрации только одного компонента. Не учитывалось также сопротивление тепло- и массо-обмену в пространстве между потоком и частицами катализатора. [c.293]

    Для фиксированных начальных условий Т , Р скорость реакции пропорциональна концентрации компонентов. Эта зависимость впервые была сформулирована Гульдбергом и Вааге в виде так называемого закона действия масс (или закона действующих масс — ЗДМ), который для простой реакции (элементарной стадии) можно записать в виде [c.15]

    Тогда математическая модель трехфазного реактора переходит в 51атематическую модель двухфазного прямоточного реактора, описанную в гл. 7, с той лишь разницей, что величина р (кр, с ), выра-жаюш,ая зависимость скоростп реакции от концентрации компонента, заменяется на величину (g , Кр, Ь, с, 5 °), в которой должна быть представлена зависимость скорости реакции от концентрации катализатора константы скорости поверхностной реакции (Кр), внутренней поверхности катализатора (5 ), вектора сорбционных коэффициентов компонентов смеси на новв] хности катализатора (Ь) и вектора концентрации компонентов смеси (с). Зависимость скорости реакции от концентрации катализатора в отсутствие диффузионных помех является линейной. Остальные же функциональные зависимости скорости реакции от названных параметров подробно рассмотрены в гл. 3. [c.187]

    Отметим, что исследование кинетики сложных каталитических реакций чаще всего может дать основания лишь для неоднозначных соображений о ее механизме, но, не будучи связано с более детальными физическими и физико-химическими исследованиями, не может выявить характера элементарных стадий процесса. С другой стороны, знание кинетики реакций, какой бы механизм ни лежал в их основе, является необходимой предпосылкой всех расчетов промышленных процессов. Для расчетных целей безразлично, ootBOT TByeT ли форма кинетических уравнений детальному механизму каталитического процесса. Зависимость скорости реакций от концентраций реагентов и температуры часто представляют (в некоторой ограниченной области) выражениями типа (П.6) — (П.8) с эмпирическими коэффициентами при этом в формулу (II.8) должны также входить концентрации веществ, тормозящих реакцию, с отрицательными порядками a . Для приближенного формального описания кинетики реакций в широком интервале изменения значений переменных более пригодны уравнения лангмюровского типа. [c.96]

    Во второй половине XIX века были разработаны начала учения о скорости химических реакций — химической кинетике—и учения о равновесиях в химических системах. Вскоре после указанных выше работ Бекетова шведскими учеными Гульд-бергом и Вааге (1867) был открыт закон, количественно выражающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и выражающий соотношение между концентрациями веществ, участвующих в реакции при равновесии, — закон действия масс. [c.17]


Влияние концентрации на скорость реакции. Закон действующих





    Домашняя подготовка. Скорость химической реакции. Единицы измерения скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действия масс и его математическое выражение. Константа скорости реакции. Скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Влияние катализаторов на скорость реакции. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Влияние различных факторов на смещение химического равновесия (концентрация, температура, давление). Принцип Ле Шателье. [c.107]







    Этим правилом и определяется влияние концентрации на скорость реакции. Оно было выражено (в несколько иной форме) впервые Гульдбергом и Вааге (1867). Его также называют законом действия масс, как и закон, выражающий константу равновесия реакции, ибо, как мы увидим в 197, оба они тесно связаны между собой. Для газовых реакций это правило является строгим только в пределах применимости законов идеальных газов. Оно применимо также и к реакциям в разбавленных растворах (строго только для бесконечно разбавленных растворов). В математической форме в применении, например, к реакции [c.465]

    Влияние концентрации кислорода и углеводородов. Зависимость скорости окисления от концентрации реагентов подчиняется закону действующих масс, и законам кинетики химических реакций. [c.30]

    Опытами было также установлено, что температура самовоспламенения топлива зависит не только от химической природы и размеров молекул, но и от давления воздуха, в который впрыснуто это топливо. На фиг. 14 показано влияние давления на температуру самовоспламенения топлив. Более тесный контакт капель топлива с молекулами кислорода воздуха, обусловленный повышенным давлением, ускоряет процесс окисления, вызывая самовоспламенение топлива при относительно более низких температурах. Повышение концентрации кислорода в смеси ускоряет предпламенное окисление топлива, так как скорость реакции по закону действующих масс пропорциональна концентрациям реагирующих веществ. [c.39]

    Влияние концентрации на скорость реакции. Закон действующих масс был открыт норвежскими учеными Гульдбергом и В а are. Однако несколькими годами раньше (в 1865 г.) точную зависимость между скоростью реакций и концентрацией реагирующих веществ установил профессор Харьковского университета Н. Н. Бекетов. [c.135]

    В котором X — концентрация отрицательного катализатора или ингибитора, оказывающего влияние на скорость реакции. С другой стороны, предложено, чтобы член, передающий концентрацию ингибитора в катализе, находился в знаменателе дроби [187]. Выражения скорости ингибирования по Тейлору [198] должно находиться в соответствии с законом действия масс  [c.347]

    Математическую формулу, связывающую скорость с концентрациями, называют кинетическим уравнением реакции. Вид кинетического уравнения определяет порядок реакции, который равен сумме показателей степеней при концентрациях реагентов в уравнении. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость определяется законом действия масс, являющимся основным законом химической кинетики. [c.50]

    Достигнутое равновесное состояние реакции сохраняется лишь до тех пор, пока условия, в которых она протекает, остаются постоянными. Изменяя эти условия, можно сдвинуть достигнутое равновесие в ту или другую сторону — например, в сторону образования сложного эфира путем повышения (в соответствии с законом действия масс) концентрации спирта или уксусной кислоты или же путем выведения из сферы взаимодействующих веществ одного из продуктов реакции, например воды, связывая воду серной кислотой. Наоборот, при добавлении воды к смеси можно обеспечить течение реакции в обратном направлении, т. е. ускорить гидролиз сложного эфира. Течение реакции в ту или иную сторону может быть резко ускорено с помощью катализаторов. Важно, наконец, отметить, что строение спирта и кислоты оказывает существенное влияние как на скорость реакции этерификации, так и на быстроту гидролиза сложного эфира. Законы этерификации были в свое время (1877 г.) детально разработаны нашим соотечественником Н. А. Меншуткиным. Эта работа имела большое принципиальное значение, так как обеспечила возможность управления многочисленными химическими процессами, представляющими большой производственный интерес. [c.130]

    Обратимые химические реакции были изучены русским ученым Н, Н. Бекетовым (1865), который установил влияние концентрации реагирующих веществ на направление и скорость химического процесса. В частности, наблюдая действие газообразного водорода на соли и оксиды некоторых металлов, он пришел к выводу, что вытесняющее и восстанавливающее действие водорода зависит от давления, под которым находится газ, т. е. от массы водорода. Таким образом, Бекетов вплотную подошел к формулировке закона действующих масс. [c.181]

    Описываемая законом действующих масс зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ справедлива лишь для реакций, проходящих в гомогенной (однородной) — газовой или жидкой — фазе, и не распространяется на гетерогенную (неоднородную) систему, для которой существенно влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Скорость гетерогенной реакции прямо пропорциональна площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. [c.57]

    Этим правилом выражается влияние концентраций на скорость реакции. Оно часто называется законом действия масс так же как и закон, выражающий константу равновесия реакции (см. стр. 151), ибо оба эти закона взаимно связаны. Для газовых реакций это правило является строгим только в пределах применимости к реагентам законов идеального газа оно применимо также к растворам (строго — только к бесконечно разбавленным растворам). В математической форме, например для реакции [c.315]

    Влияние концентрации на скорость химической реакции выражается законом действующих масс  [c.81]

    Можно высказать предположение, что для большинства реакций нулевого порядка такое толкование о протекании реакций по первому порядку, но с ускоряющим влиянием продуктов реакции, более соответствует действительному ходу процесса. Уместно отметить, что в этом случае скорость реакции, оставаясь постоянной, зависит от концентрации реагирующих веществ, чем снимается противоречие закону действующих масс. [c.40]

    Влияние концентраций реагирующих веществ м ионов водорода. Согласно закону действия масс при постоянной температуре скорость данной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. [c.173]

    Закон действия масс. Н. Н. Бекетов (1865 г.) впервые установил влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химического процесса и на его направление. Позднее (1867 г.) норвежские ученые Гульдберг и Вааге сформулировали это положение в более общей форме скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действия масс). Если в реакцию вступают два вещества А и В (тА -Ь пВ = рС), то математическое выражение закона действия масс для данной реакции будет  [c.94]

    Наличие максимума обусловлено тем, что на скорость положительного автокаталитического процесса влияют два взаимно противоположных фактора действующая концентрация исходных веществ и действующая концентрация (или количество) образующегося катализатора. Уменьшение действующей концентрации (количества) исходных веществ связано, согласно закону действия масс, с уменьшением скорости реакции, но с уменьшением концентрации (количества) исходных веществ увеличивается количество образующегося катализатора, что связано с увеличением скорости реакции. До момента времени преобладает влияние последнего фактора (количество образующегося катализатора), а затем влияние первого фактора (убыль действующей концентрации исходных веществ). Время / , в течение которого накапливается такое количество катализатора, при котором скорость реакции становится измеримой, представляет собой период индукции автокаталитической реакции. [c.223]

    Для простоты предположим, что общая концентрация раствора достаточно высокая, так что можно пренебречь влиянием ij- -потенциала. Скорость реакции при прочих равных условиях пропорциональна поверхностной концентрации дырок С5 Й+. Будем считать, что связь поверхностной и объемной концентраций дырок подчиняется закону распределения Больцмана (14,14) (это предположение не всегда оправдано). На энергию активации реакции действует не весь гальвани-потенциал границы раздела фв, а разность потенциалов в реакционной зоне между поверхностью полупроводника и раствором (pg—фо.з. Учитывая оба эти фактора, получаем для скорости реакции выражение, напоминающее уравнение ( 4.16) [c.295]

    Достигнутое равновесное состояние реакции сохраняется лишь до тех пор, пока условия, в которых она протекает, остаются постоянными. Изменяя эти условия, можно сдвинуть достигнутое равновесие в ту или другую сторону — например, в сторону образования сложного эфира путем повышения (в соответствии с законом действия масс) концентрации спирта или уксусной кислоты или же путем выведения из сферы взаимодействующих веществ одного из продуктов реакции, например воды, связывая воду серной кислотой. Наоборот, при добавлении воды к смеси можно обеспечить течение реакции в обратном направлении, т. е. ускорить гидролиз сложного эфира. Течение реакции в ту или иную сторону может быть резко ускорено с помощью катализаторов. Важно, наконец, отметить, что строение спирта и кислоты оказывает существенное влияние как на скорость реакции этерификации, так и на быстроту гидролиза сложного эфира. [c.128]

    Почему во многих случаях влияние концентрации на скорость окислительно-восстановительных реакций оказывается меньшим, чем следовало бы ожидать, основываясь на законе действия масс  [c.376]

    Н. Н. Векетов (1865) впервые установил влияние кон-центрадир реагирующих веществ на скорость химического процесса и на его направление. Позднее норвежские ученые Гульдберг и Вааге (1867) сформулировали это положение в более общей форме скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действия масс). Для реакции [c.92]

    Неполное выгорание топ.тива в камере, независимо от вызвавших его причин (недостаточное время для смешения, низкая температура в пламенной трубе и пр.), оказывает обратное влияние на скорость реакции и через нее на весь процесс в камере. Это в.тияние сказывается в двух противоположных направлениях с одной стороны, уменьшение полноты выгорания вызывает уменьшение температурного уровня в камере, а вместе с ним и уменьшение скорости реакции 8 по экспоненциальному закону Аррениуса. С другой стороны, — неполное выгорание топлива (и кислорода) приводит к увеличению действующей концентрации, а вместе с нею, — по закону действующих масс, — и к увеличению скорости реакции. В связи с излон[c.301]

    Н. Н. Бекетов (1865) установил влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химического 11роцесса и на его направление. Позднее А. К. Гульдберг и П. Вааге (1867) это положение сформулировали в более общей форме скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс). [c.79]

    Влияние концентрации. Влияние коицентрации на скорость химической реакции выражается основным законом кинетики — законом Гульдберга и Вааге, который известен как закон действия масс. [c.26]

    Влияние концентрации веществ на скорость реакции определяется законом действующих масс, открытым К. Гульдбергом и П. Вааге (1864—1867), согласно которому при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. [c.20]

    Хотя влияние относительных количеств реагирующих веществ на ход химических реакций было установлено, точная формулировка закона действия масс была дана только в 1867 г. К- Гульд бергом и П. Вааге в следующей форме скорость химической реакции пропорциональна действующим (активным) массам реагируюи веществ. Под действующей (активной) массой они понимали»1Йоль-ную концентрацию веществ. [c.115]

    Общую формулировку влияния концентрации на скорость химических реакций дает закон действия масс скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Так, для реакции А + В = С имеем [А][В], где V—скорость к — коэффициент пропорциональности (константа скорости) [А] и [В] — концентрации веществ А и В. Если во взаимодействие вступают сразу несколько частиц какого-либо вещества, то его концентрация должна быть возведена в степень с показателем, равным числу частиц, входящему в уравнение реакции. Например, выражение для скорости реакции по схеме 2Нг + Ог = 2НгО будет V = [НгИОг]. [c.122]

    Влияние концентрации на скорость химической реакции выражается законом действующих масс (Гульдберг, Вааге, 1864—1867 гг.)  [c.91]

    Скорость химической реакции и влияние на нее концентрации реагирующих веществ и температуры. Необратимые и обратимые реакции. Концентрация и действующая масса. Закон действия масс. Константа химического равновесия. Смйцение химического равновесия в зависимости от различных факторов. Принцип Ле Шателье. Скорость гетерогенных реакций и влияние на нее поверхности твердой фазы. Катализ. [c.71]

    Влияние давления на кинетику реакции. Изменение давления в реакционной системе, с,одеря ащей газообразные реагенты, пропорционально изменяет концентрацию частиц в объеме. По закону действия масс скорость взаимодействия. каждого реаген- а изменяется в степени, равной его порядку в кинетическом уравнении реакции. [c.91]

    Число столкновений, а значит и скорость реакции зависят от концентрации реагирующих веществ чем больше молекул, тем больше и столкновений. Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции дает закон действия масс, установленный В 1867 г. норвежскими исследователями Гульдбергом и Вааге. Для частного случая реакций вытеснения металлов водородом под давлением этот закон был высказан [c.162]

    Для систем с хим р-циями на характер распределения частиц большое влияние оказывает соотношение между характерными временами переноса реагентов и их хим. превращения. Если скорость хим. превращения мала, распределение частиц не сильно отличается от случая, когда р-ция отсутствует. Если скорость р-ции велика, ее влияние на характер распределения частиц велико и использовать средние концентрации частиц (т.е. ф-ции распределения с л = 1), как это делается при использовании закона действующих масс, нельзя. Необходимо более детально описывать распределение реагентов с помощью ф-ций распределения ф с л > 1. Важное значение при описании реакц. потоков частиц на пов-сти и скоростей диффузионно-контролируемых реакций имеют граничные условия (см. Макрокинетика). [c.420]

    Влияние концентраций реагирующих веществ. Уравнение, показывающее зависимость скорости реакции от концентрации реагируюй1их веществ и известное под названием закона действия масс, является основным законом химической кинетики. Рассмотрим приложение этого закона для различных реакций  [c.106]

    Гомогенные реакции в твердых веществах редко встречаются, химические изменения, в которых участвуют твердые вещества, происходят обычно на их поверхности, а также у центра зарождения новой фазы, где комбинируются химическое превращение и рост кристалла [247]. Единственная, еще нерассмотренная разновидность гомогенных систем в катализе, —это системы, компоненты которых находятся в жидком состоянии или в растворе (табл. 58 — 64). Предложено [421] классифицировать гомогенный катализ на непосредственный или химический и косвенный или катализ с участием среды. Участие катализатора в процессе не отображается стехиометрическим уравнением, и его влияние зависит от образования промежзт очных молекулярных комплексов, между тем как каталитически действующая среда влияет на скорость реакции, нарушая условия, от которых зависит данная реакция, такие, например, как образование комплексов или их диссоциация. Характер среды или растворителя, — это фактор, влияющий на условия каталитической реакции. Предполагают, что действие прямого катализатора подчиняется закону химического действия масс, так как он реагирует химически, влияние среды — непрямых катализаторов, которые практически могут принимать участие всей массой, интерпретируется иначе. По предположению Розанова, относительное изменение константы скорости реакции пропорционально изменению концентрации каталитически действующей среды. Розанов, обобгцая понятие влияния растворителя, выразил его математически уравнением  [c.194]

    В теориях гетерогегпюго катализа, или катализа на поверхности, допускается, что скорость химического процесса возрастает при адсорбции молекул реагирующих веществ на мелкораздробленных частицах катализатора уже по закону действия масс, в результате простого повышения концентрации реагирующих молекул. Но особенно важно, что в результате адсорбции создаются предпосылки для более легкого взаимодействия определенным образом ориентированных на поверхности катализатора молекул друг с другом, т.е. для повышения процента успешных столкновений взаимодействующих частиц. Можно также думать, что при гетерогенном катализе решающую роль играет действие силового поля катализатора. Под влиянием силового поля, возникающего вокруг определенных химических группировок на поверхности катализатора, электронная структура адсорбированных молекул несколько отклоняется от обычного устойчивого состояния, и это создает условия для более легкого их химического взаимодействия с молекулами второго вещества, участвующего в реакции. [c.113]

    Число столкновений, а значит и скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ чем больше молекул, тем больше и столкновений. Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции дает закон действующих масс, установленный в 1867 г. норвежскими исследователями Гульдбергом и Вааге. Для частного случая реакций вы-тесиеипя металлов водородом под давлением этот закон был высказан Бекетовым в 1864 г. Действующими массами ранее называли концентрации реагирующих веществ. Закон действуюшлх масс формулируется следующим образом  [c.113]


Урок 5. Скорость химической реакции – HIMI4KA

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

Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

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

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

Задание ЕГЭ. Скорость химической реакции пропорциональна изменению:

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

А теперь сравните свой ответ с правильным:

скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени

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

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

Поскольку реагирующие вещества всегда расходуются в данной реакции, то

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

Итак, скорость химической реакции равна:

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

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

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

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

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

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

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

В данном случае нужно найти, какой процесс является гомогенным.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Правило Вант-Гоффа*:

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

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

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

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

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

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

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

В реальных химических процессах эту функцию выполняет катализатор.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Эта реакция идёт в две стадии:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Составив пропорцию, найдём искомый тепловой эффект реакции:

Термохимическое уравнение этой реакции:

или

Такие задачи приведены в заданиях большинства вариантов ЕГЭ! Например.

Задание ЕГЭ. Согласно термохимическому уравнению реакции

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

Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

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

Реакции бывают обратимыми и необратимыми.

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

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

Но зададим себе простой вопрос: является ли необратимым процесс:

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

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

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

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

знак [ ] означает равновесная концентрация.

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

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

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

Рассмотрим пример. Пусть установилось равновесие в реакции получения аммиака:

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

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

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

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

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

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

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

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

Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе

сместится влево при:

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

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

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

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

Вопрос. Как изменится скорость химической реакции при понижении температуры?

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

Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе

смещается в сторону образования продукта реакции при:

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

Выводы

Скорость химической реакции зависит от:

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

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

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

Скорость химической реакции | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Скорость химической реакции – это изме­нение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

При гомогенных реакциях пространством реакции обозначается объем реакционного сосуда, а при гетерогенных — по­верхность, на которой протекает реакция. Концентрацию реагиру­ющих веществ обычно выражают в моль/л — количестве молей вещества в 1 литре раствора.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, давления, поверхности соприкосновения веществ и ее характера, присутствия катализаторов.

Увеличение концентрации веществ, вступающих в химическое взаимодействие, приводит к увеличению скорости химической реакции. Это происходит потому, что все химические реакции проходят между некоторым количеством реагирующих частицами (атомами, молекулами, ионами). Чем больше этих частичек в объеме реакционного пространства, тем чаще они соударяются и происходит химическое взаимодействие. Химическая реакция может протекать через один или несколько элементарных актов ( соударений). На основании уравнения реакции можно записать выражение зависимости скорости реак­ции от концентрации реагирующих веществ. Если в элементарном акте участвует лишь одна молекула (при реакции разложения), зависи­мость будет иметь такой вид:

v = k*[A]

Это уравнение мономолекулярной реакции. Когда в элемен­тарном акте происходит взаимодействие двух разных моле­кул, зависимость имеет вид:

v = k*[A]*[B]

Реакция называется бимолекулярной. В случае соударения трех молекул справедливо выражение:

v = k*[A]*[B]*[C]

Реакция называется тримолекулярной. Обозначения коэффициентов:

v — скорость реакции;

[А], [В], [С] — концентрации реагирующих веществ;

k — коэффициент пропорциональности; называется кон­стантой скорости реакции.

Если концентрации реагирующих веществ равны единице ( 1 моль/л) или их произведение равно единице, то v = k.. Константа скорости зави­сит от природы реагирующих веществ и от температуры. Зависимость скорости простых реакций (т. е. реак­ций, протекающих через один элементарный акт) от кон­центрации описывается законом действующих масс: ско­рость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, воз­веденных в степень их стехиометрических коэффициен­тов.

Для примера разберем реакцию 2NO + O2 = 2NO2.

В ней v = k*[NO]2*[O2]

В случае, когда уравнение химической реакции не соответствует элементарному акту взаимодействия, а отражает лишь связь между массой вступивших в реакцию и образовавшихся веществ, то степени у концентраций не будут равны коэффициентам, стоящим перед формулами соответствующих веществ в уравне­нии реакции. Для реакции, которая протекает в несколько стадий, скорость реакции оп­ределяется  скоростью самой медленной ( лимитирующей) стадии.

Такая зависимость скорости реакции от кон­центрации реагирующих веществ справедлива для газов и реакций, проходящих в растворе. Реакции с участием твердых веществ не подчиняются закону действующих масс, так как взаимодействие молекул происходит лишь на поверх­ности раздела фаз. Следовательно, скорость гетерогенной реакции зависит еще и от величины и характера поверхности соприкоснове­ния реагирующих фаз. Чем больше поверхность – тем быстрее будет идти реакция.

 

Влияние температуры на скорость химической ре­акции

Влияние температуры на скорость химической ре­акции определяется правилом Вант-Гоффа: при повыше­нии температуры на каждые 10°C скорость реакции уве­личивается в 2-4 раза. Математически это правило пере­дается следующим уравнением:

vt2 = vt1* g(t2-t1)/10

где vt1и vt2скорости реакций при тем­пературах t2 и t1; g — температурный коэффициент реак­ции — число, показы­вающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10°C. Такая значительная зависимость скорости химической реакции от температуры объясняется тем, что образование новых веществ происходит не при вся­ком столкновении реагирующих молекул. Взаимодействуют только те молекулы ( активные молекулы), кото­рые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать связи в исходных частицах. Поэтому каждая реакция характеризуется энергетическим барьером. Для его преодо­ления молекуле необходима энергия активации — некоторая из­быточная энергия, которой должна обладать молекула для того, чтобы ее столкновение с другой молекулой привело к образованию нового вещества. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что приводит в резко­му возрастанию скорости реакции по правилу Вант-Гоффа. Энергия активации для каждой конкретной реакции зависит от природы реагирующих веществ.

Теория активных столкновений позволяет объяснить влияние некоторых факторов на скорость химической реакции. Основные положения этой теории:

  • Реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
  • Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
  • К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
  • Минимальный избыток энергии, необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации  Еа.
  • Активность химических веществ проявляется в низкой энергии активации реакций с их участием. Чем ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Например, в реакциях между катионами и анионами энергия активации очень мала, поэтому такие реакции протекают почти мгновенно

 

Влияние катализатора

Одно из наиболее эффективных средств воздействия на скорость химических реакций — использование катализаторов. Катализаторы — это вещества, которые изменяют скорость реакции, а сами к концу процесса остаются неизменными по составу и по массе. Иначе говоря, в момент самой реакции катализатор активно участвует в химическом про­цессе, но к концу реакции реагенты изменяют свой химический состав, превращаясь в продукты, а катализатор выделяется в перво­начальном виде. Обычно роль катализатора заключается в увеличении скорости реакции, хотя некоторые катализаторы не ускоряют, а замедляют процесс. Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию катализаторов носит название катализа, а замедления — ингибирования.

Некоторые вещества не обладают каталитическим действием, но их добавки резко увеличивают каталитическую способность катализаторов. Такие вещества называются промоторами. Другие вещества (каталитические яды) уменьшают или даже полностью блокируют действие катализаторов, этот процесс называется отравлением катализатора.

Существуют два вида катализа: гомогенный и гетерогенный. При гомогенном катализе реагенты, продукты и катализатор составляют одну фазу (газовую или жидкую). В этом случае отсутствует поверх­ность раздела между катализатором и реагентами.

Особенность гетерогенного катализа состоит в том, что катали­заторы (обычно твердые вещества) находятся в ином фазовом состоя­нии, чем реагенты и продукты реакции. Реакция развивается обычно на поверхности твердого тела.

При гомогенном катализе происходит образование промежуточных продуктов между катализатором и реагирующим веществом в результате реакции с меньшим значением энер­гии активации. При гетерогенном  катализе увеличение скорости объясняется адсорбцией реагиру­ющих веществ на по­верхности катализатора. В результате этого их концентрация увеличивается и скорость реакции растет.

Особым случаем катализа является аутокатализ. Смысл его заключается в том, что химический процесс ускоряется одним из про­дуктов реакции.

Примеры решения задач на скорость реакции

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь

А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»

Простые уравнения скорости

Простые уравнения скорости

Лекция 18

Вывод простых интегральных уравнений скорости


Введение

Как и многие физико-химические принципы, правила, регулирующие скорость
реакции были сначала установлены эмпирически, а затем подверглись обширным
теоретический анализ, приведший к нашему нынешнему пониманию контролирующих
факторы. Эмпирические наблюдения были сосредоточены на установлении реакции
условия, при которых скорость может быть измерена как функция концентрации
реактивов.Было обнаружено, что скорость связана с концентрацией в
предсказуемый путь, ведущий к концепции константы скорости и уравнениям
для простых реакций, которые делятся на несколько классов:

  1. Реакции 1-го порядка
  • Реакции, в которых скорость изменяется в зависимости от концентрации одного вида, а изменение концентрации является экспоненциальным, так что график зависимости ln (концентрации) от времени является линейным. Стехиометрический коэффициент равен 1. Обычно в качестве примера приводят радиоактивный распад, но многие процессы переноса электронов и большинство ферментных механизмов содержат промежуточные реакции первого порядка.
  • Реакции 2-го порядка класса I
    • Реакции, в которых скорость изменяется в зависимости от концентрации одного вида, но стехиометрический коэффициент равен 2. Скорость изменяется в зависимости от обратной концентрации, так что график зависимости 1 / (концентрация) от времени является линейным.
  • Реакции 2-го порядка класса II
    • Реакции, скорость которых зависит от концентрации двух субстратов, каждый из которых имеет стехиометрический коэффициент, равный 1.График зависимости ln (conc.A / conc.B) от времени является линейным.
  • Реакции высшего порядка
    • Реакции, в которых участвует более двух видов или один вид реагирует со стехиометрическим коэффициентом> 2. Множество различных классов, из которых самый простой включает один вид со стехиометрическим коэффициентом больше 2. Хотя многие биохимические реакции могут показаться более высокого порядка, в целом механизм фермента функционирует через связывание нескольких субстратов с одним белком, и эмпирический порядок проще и часто оказывается нулевым (см. ниже).
  • Реакции нулевого порядка
    • Многие реакции в биохимии происходят со скоростью, не зависящей от концентрации субстрата. Говорят, что они показывают поведение нулевого порядка. Как правило, это происходит потому, что реакция катализируется ферментом, а скорость определяется концентрацией фермента, пока субстрат находится в избытке, так что скорость является насыщенной. Механизмы ферментов будут обсуждаться позже в курсе.

    Прежде чем выводить уравнения, описывающие эти процессы, необходимо краткое обсуждение порядка реакции .

    Уравнение реакции, стехиометрические коэффициенты и порядок реакции

    Реакции описываются уравнениями реакций, которые уже обсуждались.
    подробно в предыдущих лекциях. Общие свойства уравнения реакции
    находятся:

    • Участвующие химические или электрохимические соединения, обозначенные соответствующим символом (обычно химической формулой, но часто в биохимических обсуждениях, именем, общепринятым сокращением или каким-либо другим символом), делятся на реагенты
      и продукты, разделенные оператором, обычно обозначаемые стрелкой равновесия (), что указывает на то, что реакция обратима.Поскольку в принципе все реакции микроскопически обратимы, это обычно приемлемо, даже когда константа равновесия очень велика.
    • По соглашению реакция обычно пишется в направлении, соответствующем контексту. Чаще всего это направление, которому способствует константа равновесия (K eq > 1), но не всегда. Например, при рассмотрении серии реакций, таких как реакции гликолиза, где некоторые из реакций имеют положительные значения DG o ‘, целесообразно записать реакцию в направлении с неблагоприятным K экв. .Как правило, количество реагентов уменьшается, а концентрация продуктов увеличивается в ходе реакции, которая протекает слева направо.
    • Стехиометрия реакции указывается помещением стехиометрических коэффициентов перед химическим веществом. Обычно это целые числа, но известно, что в некоторых биоэнергетических процессах не межчисленная стехиометрия имеет место.
    • В уравнение реакции входят вещества, концентрация которых изменяется в результате реакции.Могут быть задействованы и другие компоненты, например катализаторы, растворитель и т.д., но если их концентрация не изменяется, они не включаются в уравнение реакции (хотя их участие может быть каким-то образом указано).

    Например:

    глюкоза + АТФ глюкоза-6-Р + АДФ
    глюкоза + 2ADP + 2 Pi 2 лактат + 2ATP

    В общем:

    a A + b B p P

    Стехиометрические коэффициенты важны в контексте этого кинетического обсуждения, потому что они определяют порядок реакции.Этот термин описывает, как скорость реакции зависит от концентраций вовлеченных веществ. В общем, скорость реакции v описывается уравнением, например следующим:

    v = k [A] a [B] b [P] p

    , где k — константа скорости, A и B — реагенты, а P — продукт со стехиометрическими коэффициентами a , b , p соответственно.Тогда общий порядок реакции определяется суммой стехиометрических коэффициентов:
    порядок реакции = a + b + p + ….. n
    где n указывает на возможное участие других видов, не включенных в общий механизм, описанный выше.

    Однако использование термина «общий порядок реакции» немного запутано, потому что он обычно считается эмпирическим термином, так что значение, полученное экспериментально, может не соответствовать ожидаемому при применении вышеуказанного общего правила.Чаще всего для простых химических процессов порядок реакции, найденный экспериментально, оказывается равным сумме стехиометрических коэффициентов реагентов. Обычно это имеет место для реакций с большим K eq , начиная с условия [P] = 0, поскольку [P] в этом случае будет незначительным во время измерения, и обратная реакция не будет значительной. Затем для общей реакции выше:

    v = k [A] a [B] b

    Если a и b оба равны 1, то общий порядок реакции будет 2-го порядка (1 + 1 = 2).

    Для большинства биохимических процессов ферментативный катализ и возникающие в результате эффекты насыщения определяют, что стационарная реакция не подчиняется простым правилам. Однако, если измеряется кинетика перед установившимся состоянием, в которой фермент рассматривается как реагент, то применимы простые законы скорости. Мы рассмотрим этот случай отдельно в следующей лекции.

    Хотя общий порядок реакции описан выше, также часто используется второй термин — порядок реакции по отношению к конкретному виду.Например, в реакции, включающей 2 A, говорят, что реакция будет 2 nd. — порядок в A. Порядок задается просто стехиометрическим соотношением. Из этого можно видеть, что измерение порядка реакции может дать значение для коэффициента, если иное неизвестно. Полезным протоколом для определения порядка реакции по отношению к конкретному компоненту является измерение зависимости скорости от концентрации, когда все другие реагенты находятся в большом избытке.В этих условиях их концентрации не будут существенно меняться во время реакции, и закон скорости, выявленный экспериментально, будет определять порядок реакции по отношению к тестируемому компоненту:

    v = k [A] a превышение [B] b

    v = k ‘[B] b

    k ‘= k [A] a превышение

    Связь между константами скорости и константой равновесия

    Важное соотношение между прямой и обратной константами скорости процесса, константой равновесия и DG o ‘рассматривается в другом месте.

    Вывод тарифных уравнений

    • Процессы 1-го порядка
      • Позже мы рассмотрим реакции фотосинтеза, в которых поглощение света в фотохимическом реакционном центре приводит к разделению заряда и стабилизации за счет переноса электрона. Большая часть наших текущих знаний о механизме реакции переноса электрона основана на изучении этих процессов, поскольку скорости могут быть измерены сверхбыстрыми спектрофотометрическими методами (пс- или фс-спектрофотометрия) после инициирования с помощью короткой (<1 пс) вспышки лазера.Поскольку белковые структуры известны с высоким разрешением, кинетика реакции может быть изучена в этом контексте и использована для проверки теорий переноса электрона. Поскольку реакции быстрого переноса электрона являются внутримолекулярными, они представляют собой примеры процессов 1-го порядка. Реакция, которую можно измерить с помощью относительно простого устройства, - это обратная реакция, при которой фотохимическая реакция релаксирует до темного состояния, если предотвращается прямой перенос электрона: PA P * A P + A PA

        Здесь P — первичный донор электронов фотохимической реакции, а A — первый стабильный акцептор.P * — возбужденное состояние, образованное при поглощении фотона, а P + A — стабильный продукт фотохимической реакции. Последний шаг представляет собой обратную реакцию. Поскольку образование состояния P + A занимает <1 нс, а время полупериода обратной реакции составляет ~ 100 мс, кинетика обратной реакции хорошо отделена от прямой реакции, и можно легко измерить. П + А ПА

        скорость реакции = v = — d [P + A ] / dt = k 1 [P + A ]

        Другой случай, представляющий общий интерес, — это все реакции, катализируемые ферментами.В простой кинетике Михаэлиса-Ментона реакция проходит в два этапа: образование комплекса фермент-субстрат (ES-), за которым следует распад ES-комплекса на продукты:

        E + S ES E + P
        Формирование ES-комплекса — это процесс второго порядка, а разделение на продукты — 1-го порядка.

        Для общего случая рассмотрим реакцию 1-го порядка:

        A B

        скорость реакции = v = — d [A] / dt = d [B] / dt = k 1 [A]

        где k 1 — константа скорости 1-го порядка прямой реакции, [A] — концентрация реагента, а [B] — концентрация продукта.Скорость реакции (или ее скорость v ) определяется скоростью исчезновения [A] или появления [B]. Удобно свести сроки к минимуму, поэтому мы используем исчезновение [A] в нашей трактовке.

        Мы перегруппируем это уравнение так, чтобы члены с [A] переместились в одну сторону, а t в другую:

        Тогда, используя стандартный интеграл,
        интегрируем обе стороны:

        Чтобы найти значение константы C, отметим, что уравнение должно применяться для всех концентраций, в том числе при t = 0.Если мы обозначим концентрацию A в нулевой момент времени как [A] o и подставим в последнее уравнение выше, мы получим
        ln [A] o = C
        Есть несколько полезных форм уравнения, которые мы получаем путем обратной подстановки: общая логатмическая форма, представляющая ход реакции с нуля,

        или же

        более универсальная форма, в которой [A] 1 и [A] 2 представляют собой концентрации в моменты времени t 1 и t 2 во время реакции. Эквивалентное выражение для первого из них:

        экспоненциальная форма общего уравнения.

        Наконец, полезным термином, позволяющим сравнивать скорости для различных процессов, является полупериод процесса, t ½ , — время, в течение которого реакция завершается наполовину. Подобный термин также обычно используется в контексте радиоактивного распада, чтобы указать период полураспада радиоактивных частиц. Мы можем вывести уравнение для t ½ путем подстановки в приведенное выше, как показано ниже:

        ln ½ = -k 1 т ½

        t ½ = 0,6931 / к 1

        Обратите внимание, что концентрация [A] не фигурирует в этом уравнении — время полупериода реакции не зависит от начальной концентрации.

    • Процессы 2-го порядка
      • Класс I

        Хотя реакции с участием одного вида со стехиометрическим коэффициентом 2 довольно распространены в химии, они относительно редки в биохимии. Интересный пример из ранее проведенного курса — механизм действия грамицидина. Когда этот ионофор образует поры на биологической мембране, два мономера (M) взаимодействуют в мембране с образованием активной димерной формы (D).Частота образования активных димеров может быть определена путем измерения тока через черную липидную мембрану — скачок тока при образовании одного канала можно легко обнаружить. Установлено, что вероятность образования каналов пропорциональна [M] 2

        M + M D

        скорость реакции = частота образования каналов = v = — d [M] / d t = k 2 [M] 2

        Вывод формальных уравнений, описывающих этот вид реакции, следует подходу, аналогичному тому, который используется для реакций 1-го порядка.Опишем общую реакцию:

        2А П

        скорость реакции = v = — d [A] / d t = d [P] / d t = k 2 [A] 2

        Мы выбрали набор параметров для минимизации сроков:

        Мы перегруппировываем термины по группам

        Интегрируем обе части уравнения

        Находим подходящий член для постоянной интегрирования C

        Решаем для t ½

        Обратите внимание, что уравнение интегрированной скорости показывает, что график зависимости 1 / [A] от времени даст прямую линию для реакции 2-го порядка, класса I, с точкой пересечения 1 / [A] 0 .Также обратите внимание, что член концентрации для [A] появляется в уравнении для t ½ , поэтому полупериод зависит от начальной концентрации.

      • Класс II

        Как отмечалось выше, для большинства реакций, катализируемых ферментами, образование комплекса фермент-субстрат (ES-комплекс) включает столкновительную реакцию между субстратом и ферментом. Это можно рассматривать как реакцию 2-го порядка класса II, в которой субстрат и фермент являются реагентами, а ES-комплекс является продуктом.

        E + S ES

        Для большинства ферментативных реакций концентрация субстрата значительно превышает концентрацию фермента, и реакция следует кинетике псевдопервого порядка. Интересен случай окисления убигидрохинона (хинола, или QH 2 ) комплексом bc 1 , изученный на фотосинтетической бактерии, Rb. sphaeroides . В этом случае субстрат (QH 2 ) может генерироваться в мембране путем мгновенной активации фотохимического реакционного центра в концентрации, аналогичной концентрации фермента.Фотохимическая активация также генерирует окисляющий субстрат, cyt c 2 + , поэтому реакция может начаться быстро. При такой низкой концентрации субстрата QH 2 скорость реакции ограничена скоростью образования ES-комплекса, так что указанную выше реакцию можно измерить, наблюдая за внешним видом продукта, контролируя восстановление гема. b H в присутствии антимицина (обсуждение механизма см. на страницах комплекса bc 1 ).

        Опять же, вывод формальных уравнений, описывающих этот вид реакции, следует подходу, аналогичному подходу для реакций 2-го порядка класса I. Однако, поскольку реагенты могут иметь различные начальные концентрации, формализм отличается от такового для реакций класса I. Как отмечено ниже, в частном случае, когда начальные концентрации двух реагентов одинаковы, этот формализм не работает, но в этом случае могут быть применены уравнения, полученные для реакций класса I.

        Сначала опишем общую реакцию:

        А + В П

        скорость реакции = v = — d [A] / d t = d [P] / d t = k 2 [A] [B]

        Мы хотели бы выбрать набор параметров, чтобы минимизировать сроки, но теперь мы застряли с участием второго реагента и, следовательно, должны включить соответствующий член концентрации.

        v = k 2 [A] [B]
        Мы можем несколько упростить обработку, признав, что по мере протекания реакции потеря реагентов (и увеличение продукта) будет стехиометрически связана. Полагая потери реагентов (или внешний вид продукта) = x, получаем

        Мы перегруппировываем термины по группам

        Интегрирование этого уравнения нетривиально, но мы можем посмотреть его в таблицах интегрирования и найти решение. При обратной подстановке x мы получаем:

        Обратите внимание, что уравнение интегрированной скорости показывает, что график зависимости ln [A] / [B] от времени дает прямую линию для реакции 2-го порядка, класса II.Также обратите внимание, что лечение не удается, если начальные концентрации двух субстратов одинаковы, — логарифмический член становится равным нулю. В этом случае реакцию можно рассматривать с помощью того же формализма, что и для реакций класса I, или, альтернативно, можно обрабатывать начальные концентрации, если значения очень незначительно отличаются.

  • 12.1 Скорость химических реакций — Химия 2e

    Цели обучения

    К концу этого раздела вы сможете:

    • Определить скорость химической реакции
    • Выведите выражения для скоростей из вычисленного уравнения данной химической реакции
    • Рассчитать скорость реакции по экспериментальным данным

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

    .

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

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

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

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

    Химия в повседневной жизни

    Скорость реакции в анализе: тест-полоски для анализа мочи

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

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

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

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

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

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

    Относительные скорости реакции

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

    может быть выражено через уменьшение концентрации A или увеличение концентрации B. Эти два выражения скорости связаны стехиометрией реакции:

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

    Рассмотрим реакцию, представленную следующим уравнением:

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

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

    — Δмоль Nh4Δt × 1 мольN22 мольNh4 = ΔmolN2Δt — Δмоль Nh4Δt × 1 мольN22 мольNh4 = ΔmolN2Δt

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

    −12ΔmolNh4Δt = ΔmolN2Δt − 12ΔmolNh4Δt = ΔmolN2Δt

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

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

    Точно так же скорость образования H 2 в три раза выше скорости образования N 2 , потому что на каждый моль полученного N 2 получают три моля H 2 .

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

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

    2,91 × 10–6М / с 9,70 × 10–7М / с ≈ 32,91 × 10–6М / с 9,70 × 10–7М / с ≈3

    Рисунок 12.5 Изменение концентраций реагента и продуктов реакции 2Nh4⟶N2 + 3h3,2Nh4⟶N2 + 3h3. Скорости изменения трех концентраций связаны стехиометрией реакции, как показано разными наклонами касательных при t = 500 с.

    Пример 12.1

    Выражения для относительных скоростей реакций

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

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

    Решение

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

    Проверьте свои знания

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

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

    Ответ:

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

    Пример 12.2

    Выражения для скорости реакции разложения H

    2 O 2

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

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

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

    Какова мгновенная скорость производства H 2 O и O 2 ?

    Решение

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

    Следовательно:

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

    и

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

    Проверьте свои знания

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

    Ответ:

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

    порядков реакций и скоростных уравнений

    Это означает, что каждую секунду концентрация A падала на 0.0040 моль на кубический дециметр. Эта скорость будет уменьшаться во время реакции по мере израсходования A .

    Сводка

    Для целей уравнений скорости и порядков реакции скорость реакции измеряется с точки зрения того, насколько быстро падает концентрация одного из реагентов. Её единицы: моль дм -3 с -1 .

     

    Порядки реакции

    Я не собираюсь сразу определять, что означает порядок реакции — я собираюсь подкрасться!

    Порядки реакции всегда обнаруживаются путем экспериментов.Вы не можете сделать никаких выводов о порядке реакции, просто взглянув на уравнение реакции.

    Итак, предположим, что вы провели несколько экспериментов, чтобы выяснить, что происходит со скоростью реакции при изменении концентрации одного из реагентов, A . Вот некоторые из простых вещей, которые вы можете найти:

    Одна возможность: скорость реакции пропорциональна концентрации A

    Это означает, что если вы удвоите концентрацию A , ставка также удвоится.Если увеличить концентрацию A в 4 раза, скорость также возрастет в 4 раза.

    Вы можете выразить это с помощью символов как:

    Запись формулы в квадратных скобках — это стандартный способ показать концентрацию, измеренную в молях на кубический дециметр (литр).

    Вы также можете записать это, избавившись от знака пропорциональности и введя константу k.

     

    Другая возможность: скорость реакции пропорциональна квадрату концентрации A

    Это означает, что если вы удвоите концентрацию A , скорость вырастет в 4 раза (2 2 ).Если вы утроите концентрацию A , скорость увеличится в 9 раз (3 2 ). В условном обозначении:

     

    Обобщение

    Проведя эксперименты, включающие реакцию между A и B , вы обнаружите, что скорость реакции связана с концентрациями A и B следующим образом:

    Это называется уравнением скорости для реакции.

    Концентрации A и B должны быть увеличены до некоторой степени, чтобы показать, как они влияют на скорость реакции. Эти мощности называются порядками реакции по отношению к A, и B .

    Для целей уровня UK A ‘порядок реакции, который вы, вероятно, встретите, будет 0, 1 или 2. Но возможны и другие значения, включая дробные, такие как, например, 1,53.

    Если порядок реакции относительно A равен 0 (ноль), это означает, что концентрация A не влияет на скорость реакции.Математически любое число, возведенное в степень нуля (x 0 ), равно 1. Это означает, что этот конкретный член исчезает из уравнения ставок.

    Общий порядок реакции находится путем сложения отдельных заказов. Например, если реакция первого порядка по отношению к A и B (a = 1 и b = 1), общий порядок равен 2. Мы называем это общей реакцией второго порядка.

    Некоторые примеры

    Каждый из этих примеров включает реакцию между A и B , и каждое уравнение скорости получено в результате проведения некоторых экспериментов, чтобы выяснить, как концентрации A и B влияют на скорость реакции.

    Пример 1:

    В этом случае порядок реакции по отношению к A и B равен 1. Общий порядок реакции равен 2 — определяется путем сложения отдельных заказов.

    Химия — Скорость реакции

    Скорость реакции — мощный диагностический инструмент. Узнав, как быстро производятся продукты и что вызывает замедление реакции, мы можем разработать методы улучшения производства. Эта информация важна для крупномасштабного производства многих химических веществ, включая удобрения, лекарства и бытовые чистящие средства.

    Как мы отслеживаем скорость реакции?

    Во-первых, важно понять, что такое скорость реакции. Когда происходит реакция, молекулы сталкиваются вместе с достаточной энергией для того, чтобы реагенты расщеплялись или превращались в новый вид, известный как продукт (часто существует более одного продукта). Таким образом, скорость реакции — это фактически скорость образования продукта, а также скорость, с которой расходуется реагент. Поскольку реакции требуют, чтобы молекулы преодолели определенный энергетический барьер для успешного столкновения, скорость реакции часто указывает, являются ли условия адекватными для того, чтобы это произошло.Например, низкая скорость реакции может указывать на то, что не многие столкновения происходят с силой, необходимой для разрыва химических связей реагентов, поэтому продукт не производится так быстро. Если это известно, производители могут исследовать лучший способ увеличения числа успешных столкновений молекул для увеличения выхода.

    Итак, важно уметь измерять скорость реакции, но как это сделать? Было бы очень сложно контролировать производимое или используемое конкретное химическое вещество, поскольку реакции часто представляют собой запутанную смесь, но довольно часто мы можем наблюдать очевидные побочные эффекты, которые легко измерить.Например, экзотермическая реакция может выделять тепло, и мы можем отслеживать изменение температуры с течением времени. При других реакциях, таких как добавление соляной кислоты к образцу магния, образуется газообразный водород. Это вызывает шипение (шикарное слово, обозначающее пузыри!). Пузырьки можно легко подсчитать, и сравнение количества пузырьков, образовавшихся за установленное время, когда вы изменяете другой аспект реакции, такой как температура или концентрация кислоты, позволяет нам увидеть, как изменяется скорость реакции.

    Еще один распространенный эксперимент A Level, с которым вы можете столкнуться, — это часы с йодом.На этот раз за реакцией следят, записывая, сколько времени нужно, чтобы увидеть изменение цвета раствора, что объясняется в видео ниже. Во избежание ложных результатов важно убедиться, что в экспериментах все одинаково, за исключением переменной, которую вы изменяете, в данном случае концентрации тиосульфата. Может помочь работа в парах: один человек нажимает на таймер, а другой запускает реакцию, поэтому вы можете запускать часы в одной и той же точке для каждого эксперимента.

    Почему нам нужно знать скорость реакции?

    Скорость реакции

    Скорость уравнения реакции

    Это то, что всех заставляет нервничать; уравнения! Они могут выглядеть сложными, а иногда и совершенно другим языком, но на самом деле они очень полезны.Они позволяют нам определить, какие реагенты отвечают за скорость реакции, на основе очень простых экспериментальных измерений, подобных упомянутым выше.

    Во время экзамена или в классе вам могут дать таблицу данных, которая показывает, как изменяется скорость реакции, когда вы меняете концентрацию каждого из реагентов. Из этой информации мы можем составить уравнение скорости.

    Уравнения оценки принимают вид:

    k — константа скорости.Это значение, которое говорит нам, насколько быстрой или медленной является реакция. Поскольку на скорость реакции может влиять ряд переменных, таких как температура или концентрация реагента, константа скорости также будет изменяться. Все, что находится в квадратных скобках ([]), просто означает, что мы имеем в виду концентрацию реагента в скобках, в данном случае концентрацию A и B. Последние две буквы, m и n, даны как степени концентрации . Числа, которые заменяют m и n, показывают, как скорость зависит от индивидуального реагента.Это известно как порядок реакции для данного вида.

    Если скорость реакции не меняется при изменении концентрации A, то мы знаем, что скорость не зависит от A. В этом случае мы можем записать m как ноль и сказать, что порядок относительно A равен нулю. Все, что находится в нулевой степени, равно единице, и поэтому мы можем удалить это, поскольку мы просто умножаем остальную часть уравнения скорости на единицу. Это просто!

    Для реакций первого порядка m равно единице. Поскольку A в степени 1, мы можем просто написать [A].На практике это означает, что по мере увеличения концентрации A скорость реакции будет увеличиваться в той же пропорции, например, если вы удвоите количество A, скорость также удвоится. Тот же принцип применяется к реакции второго порядка, но на этот раз m равно 2, поэтому, если вы удвоите A, у вас будет вдвое больше исходного количества A в степени 2, а 22 будет равно 4. Таким образом, если вы удвоите A, коэффициент реакции увеличится в четыре раза.

    Отлично, так что готово, а как насчет B? Что ж, кстати, это то же самое, что облегчает жизнь каждому! Вас никогда не попросят заказать более двух реагентов, и если реагентов больше двух, не беспокойтесь, просто добавьте их, как вы делали с A и B.

    Лабораторные признания

    В подкасте «Лаборатория исповеди» исследователи рассказывают о своем лабораторном опыте в контексте практических экзаменов A Level. В этом эпизоде ​​мы рассмотрим подходящую аппаратуру для записи измерений и измерения скорости реакции с помощью методов непрерывного мониторинга и начальной скорости.

    Скорость реакции в промышленности

    Возможность интерпретировать данные о скорости реакции имеет важное значение во многих областях производства и исследований.Одно из самых важных отраслевых приложений — это процесс Haber, который вы, возможно, изучали на GCSE или A Level. Это включает в себя преобразование газообразного азота и водорода в аммиак, а аммиак имеет широкий спектр применения — от чистящих средств до оружия. Контролируя скорости, Хабер обнаружил, что скорость реакции во многом зависит от того факта, что тройную связь в азоте действительно трудно разорвать. Он и его помощник смогли разработать катализаторы, которые позволили этому процессу протекать гораздо быстрее.Этому процессу 100 лет, но он используется до сих пор!

    Следующие шаги

    Эти ссылки предоставляются только для удобства и в информационных целях; они не означают одобрения или одобрения Бирмингемским университетом какой-либо информации, содержащейся на внешнем веб-сайте. Бирмингемский университет не несет ответственности за точность, законность или содержание внешнего сайта или последующих ссылок. Пожалуйста, свяжитесь с внешним сайтом для получения ответов на вопросы относительно его содержания.

    Elements of Chemical Reaction Engineering, FAQs

  • Что такое частотный коэффициент и где мы можем получить для него значения? От чего это зависит?

    Таблицы есть в литературе. Для газофазной реакции первого порядка величина порядка A = 10 13 с -1 . Обычно частотный фактор не зависит от температуры, однако иногда он может быть слабой функцией температуры.

    См. Стр.944

  • Почему лимитирующий реагент является нашей основой для расчета?

    Если ограничивающим реагентом является , а не , выбранный в качестве основы для расчетов, можно вычислить ОТРИЦАТЕЛЬНУЮ концентрацию.

    См. Пример 3-5 (стр.90).

  • Какая связь между K C в химии (A + B C)

    а k в законах скорости?

    K C — константа равновесия, а k — удельная константа скорости, имеющая единицы времени.Константа равновесия концентрации K C не имеет.

  • Как k (удельная скорость реакции) зависит от давления или нет?

    ТОЛЬКО в очень очень редких случаях при очень высоких давлениях, таких как 6000 атм, является функцией давления.

    См. Стр. 220 и компакт-диск «Критика прочитанного».

  • Какой коэффициент частоты A в уравнении Аррениуса;

    Я хочу знать, что это за физический смысл и / или что это за коэффициент частоты.

    Уравнение Аррениуса: k = Ae-E / RT

    Коэффициент частоты, A, является коэффициентом экспоненциального члена.

    Он имеет те же единицы измерения, что и k.

    Это связано с количеством столкновений между молекулами.

    См. Стр.942 и 943.

  • На что указывает общий порядок модели степенного закона?

    Можно классифицировать реакции по их общему порядку реакции.

  • Кто определяет все законы о тарифах?

    Их можно найти в литературе, журналах, книгах, таблицах и т. Д.

    см. сноску на стр.75.

    Их также можно определить в лаборатории.

    См. Главу 5

  • Как определяется r A в зависимости от концентрации и как
    найдем ли мы закон скорости химической реакции, если она не элементарна?

    Закон скорости определяется только экспериментально, см. Главу 5.Также см. Главу 7 для обсуждения неэлементарных реакций.

  • Влияют ли на скорость реакции другие условия, кроме температуры?

    Это функция концентрации веществ, участвующих в реакции.
    и есть ли катализатор.

  • Почему единицы измерения k различаются в зависимости от выражения закона скорости?

    Так что -r A всегда имеет одни и те же единицы (моль / дм3 с), независимо от
    порядок реакции.

  • В чем физический смысл d?

    Изменение общего количества молей (для полного преобразования) на моль
    ограничивающий реагент.

  • В чем физический смысл е?
    Имеет ли значение, если е отрицательно?

    е = у Ао г

    Это изменение общего количества молей при полном преобразовании (т.е. X = 1).
    на общее количество молей, подаваемых в реактор.Параметр e
    может быть как положительным, так и отрицательным (см. Пример 3-7, стр. 100).

  • Существуют ли факторы, от которых зависит энергия активации?

    Энергия активации постоянна для каждой реакции (по крайней мере, в
    диапазон температур). Это связано с прочностью химических связей, которые должны быть разорваны и образованы для протекания химической реакции.

  • Какой тип реакции нулевого порядка?

    Например, если закон скорости таков, мы можем видеть, что для больших значений k 2 C A (k 2 C A >> 1) закон скорости принимает вид, т.е.е. аппарант нулевого порядка. Если реакция нулевого порядка проводится в реакторе периодического действия, концентрация является линейной функцией времени (т. Е. DC / dt = k и C A = C Ao — kt).

  • Почему мы оцениваем объем CSTR в конечной точке
    (1 / r A ) в зависимости от кривой X, в то время как для PFR мы вычисляем площадь
    под?

    CSTR всегда считается идеально перемешанным. Образец реакционной смеси, взятый из любого места внутри реактора, будет таким же, как и на выходе.Следовательно, выход
    конверсия и, следовательно, 1 / r A на выходе такие же, как и внутри реактора. С другой стороны, в ПФР,
    преобразование (и, следовательно, 1 / r A ) изменяется по длине
    реактор; скорость велика на входе, где концентрации реагентов высоки и конверсия
    низкая и небольшая на выходе, где концентрации реагентов низкие, а конверсия высокая.

  • Почему мы используем CSTR, если для одного и того же преобразования у них всегда есть
    больший объем, чем PFR для изотермических реакций?

    CSTR используются для жидкофазных реакций.Они дешевле,
    проще в использовании, а так как реагенты хорошо перемешаны, нет горячих
    пятна (горячие точки могут вызвать взрыв).

  • Имеет ли значение вес твердого катализатора при настройке стехиометрического
    таблицы и уравнения концентрации?

    Нет! Стехиометрия зависит только от химии реакции и инертных газов.
    или жидкости присутствуют.

  • Как фазовые переходы учитываются при выборе размера реактора?

    Уравнения для концентрации с точки зрения преобразования изменятся, как только начнется фазовый переход.Следовательно, выражение для закона скорости как функции преобразования могло бы иметь
    разные выражения для разных диапазонов преобразования. См. Пример 3-10,
    С. 108.

  • Как узнать, использовать ли 2 точки, 3 точки и т. Д., Чтобы
    вычислить интеграл и оценить площадь под кривой для определения размеров
    ПФР?

    Это зависит от сложности функции, которую вы хотите интегрировать.
    Чем больше крутизна, тем большее количество очков вам нужно
    использовать.Квадратурные методы приведены в разделе A.4, стр. 924.

  • Скорость и равновесие

    Цели:

    • Продемонстрировать разницу между курсами нулевого и первого порядка.
    • Для демонстрации динамического равновесия
    • Чтобы продемонстрировать, как возмущение влияет на равновесие

    11.A.4c Точно и точно собирайте, систематизируйте и анализируйте данные.

    11.A.4d Примените статистические методы к данным, чтобы сделать выводы и подтвердить их.

    12.C.4a Используйте кинетическую теорию, теорию волн, квантовую теорию и законы термодинамики для объяснения преобразований энергии.

    Скорость реакции

    Скорость реакции — это скорость изменения концентрации реагента или продукта во времени.

      скорость = -d [реагент] / dt = d [продукт] / dt

    Закон скорости описывает реакцию с точки зрения концентраций всех частиц, которые влияют на скорость.

    Для реакции:

      aA + bB + cC + dD +… zZ + yY + xX + …

    где строчные буквы обозначают стехиометрию реагентов и продуктов,
    типичный закон ставок будет следующим:

      ставка = k [A] a [B] b [C] c [D] d ….

    Закон ставок может включать условия для концентрация продуктов при подавлении продуктом скорости катализаторов, кислоты или основания и соли.

    Порядок реакции равен сумме коэффициентов a + b + c + d +…

    Реакция первого порядка

    Скорость реакции зависит от концентрации только одного реагента.

    Для реакции A + B C,

    после перегруппировки

    интегрируя это от t = 0 до t = t (от A 0 до A t )

    Это уравнение прямой линии. График зависимости -ln [A] от t дает линию с наклоном k.

    Поскольку концентрация B не влияет на скорость, когда мы меняем концентрацию B, значение k не меняется.График зависимости k от [B] имеет нулевой наклон.

    Реакция второго порядка

    Скорость реакции зависит от концентрации двух компонентов.

    Для реакции A + B C,

    Анализ для этого более сложен, чем для реакций первого порядка, но мы можем упростить, используя условия псевдопервого порядка .

    Если мы запустим описанную выше реакцию с 1 ммоль A и 100 ммоль B в 10 мл раствора в начале реакции, концентрация A изменится с 0.От 1 M до 0 M, в то время как концентрация B повысится с 10 M до 9,99 M. Изменение концентрации B очень мало, и мы можем рассматривать его как константу и включать его в k.

    Скорость псевдопервого порядка равна

    Мы видим зависимость первого порядка от концентрации A, когда строим график -ln [A] в зависимости от t. Мы также видим зависимость первого порядка от концентрации B, когда строим график зависимости k obs (для нескольких различных больших начальных концентраций B) от начальной концентрации [B].

    Равновесие

    Подумайте об общих реакциях:
    w A + x B y C + z D

    y C + z D w A + x B

    Скорость первой реакции является произведением константы скорости k 1 и концентрации A и / или B. Скорость второй реакции, обратная ей, является произведением константы скорости k -1 и концентрации C и / или D.

    При некотором наборе концентраций A, B , C и D скорость прямой реакции будет равна скорости обратной реакции, и дополнительных чистых изменений в концентрациях реагентов и продуктов не будет.Это состояние равновесия .

    Константа равновесия зависит от относительной энергии реагентов и продуктов. Эта константа, отношение продуктов, возведенных в степень их коэффициентов, и реагентов, возведенных в степень их коэффициентов, может изменяться в зависимости от температуры.

    Когда реагенты и продукты находятся в равновесии, реагенты превращаются в продукты, а продукты — в реагенты. Это динамическая ситуация, в которой нет NET изменения концентрации реагентов и продуктов.

    Если в систему добавляется какой-либо реагент или продукт, прямая или обратная реакция будет продолжаться до тех пор, пока не будет восстановлена ​​равновесная концентрация.

    В этом упражнении мы будем моделировать реакцию. Один контейнер с шариками будет представлять концентрацию реагентов (количество молекул в единице объема), а другой — концентрацию продуктов.

    В прямой реакции молекулы переходят от молекул реагентов к молекулам продуктов. С этим процессом связана ставка.В обратной реакции молекулы продукта переходят к реагентам с другой скоростью.

    В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны.

    • 30 мячей в группе
    • 2 коробки в группе
    • секундомер

    Загрузите лабораторный лист здесь.

    1. Отсчитайте 20 шаров в контейнер. Когда мы начнем, бросьте шарик из контейнера с реагентом в контейнер с продуктом. Подбрасывайте дополнительный мяч каждые 5 секунд.

      а) Сколько времени нужно, чтобы реакция завершилась?

      (b) Изобразите результаты. Это линейно? Как бы вы описали форму?

      (c) Какой тип реакции у этой модели?

    2. Подсчитайте шары в контейнере. Когда мы начнем, бросьте шарик из контейнера с реагентом в контейнер с продуктом.

    19-16 мячей каждые 2,5 секунды
    15-7 мячей каждые 5 секунд
    6-4 мяча каждые 10 секунд
    3-1 мяча каждые 20 секунд

      а) Сколько времени нужно, чтобы реакция дошла до завершения?

      (b) Изобразите результаты.Это линейно? Как бы вы описали форму?

      (c) Какой тип реакции у этой модели?

    3. Группы будут иметь разные равновесные соотношения реагентов и продуктов (1: 1, 1: 2; 1: 3; 1: 4). Один человек должен отвечать за реагенты и один из продуктов. Подсчитайте количество шаров в вашем боксе в начале 10-секундного периода. Когда мы начнем, бросаем соответствующее количество шариков в другую коробку.

    равновесие + 1 бросок 4
    равновесие бросок 2
    равновесие — 1 (или меньше) бросок 1

      (a) Опишите, что происходит.

      (b) Достигает ли реакция завершения?

      (c) Сколько времени нужно, чтобы реакция достигла равновесия?

    4. Мы добавляем определенное количество шариков либо к реагенту, либо к продукту. Рассчитайте новое количество шариков реагента и продукта при данном равновесии. Действуйте, как в части 3. Опишите, что происходит в отведенном ниже месте.

    1. Как мы могли бы представить приближение к равновесию при более высокой температуре?

    2. Меняется ли положение равновесия при повышении температуры?

    % PDF-1.4
    %
    7024 0 obj>
    эндобдж

    xref
    7024 697
    0000000016 00000 н.
    0000019958 00000 п.
    0000014236 00000 п.
    0000020046 00000 н.
    0000020247 00000 п.
    0000030258 00000 п.
    0000030336 00000 п.
    0000030981 00000 п.
    0000031230 00000 н.
    0000031268 00000 п.
    0000032308 00000 п.
    0000033187 00000 п.
    0000034094 00000 п.
    0000035009 00000 п.
    0000035987 00000 п.
    0000036901 00000 п.
    0000037254 00000 п.
    0000037399 00000 п.
    0000037882 00000 п.
    0000038373 00000 п.
    0000038508 00000 п.
    0000039488 00000 п.
    0000039625 00000 п.
    0000039762 00000 н.
    0000039899 00000 н.
    0000040036 00000 п.
    0000040176 00000 п.
    0000040316 00000 п.
    0000040456 00000 п.
    0000040596 00000 п.
    0000040736 00000 п.
    0000040876 00000 п.
    0000041016 00000 п.
    0000041156 00000 п.
    0000041296 00000 п.
    0000041436 00000 п.
    0000041576 00000 п.
    0000041716 00000 п.
    0000041856 00000 п.
    0000041996 00000 п.
    0000042136 00000 п.
    0000042276 00000 п.
    0000042416 00000 п.
    0000042556 00000 п.
    0000042696 00000 п.
    0000042836 00000 п.
    0000042973 00000 п.
    0000043110 00000 п.
    0000043247 00000 п.
    0000043384 00000 п.
    0000043521 00000 п.
    0000043658 00000 п.
    0000043795 00000 п.
    0000043932 00000 п.
    0000044069 00000 п.
    0000044206 00000 п.
    0000044346 00000 п.
    0000044483 00000 п.
    0000044620 00000 н.
    0000044760 00000 п.
    0000044897 00000 н.
    0000045034 00000 п.
    0000045174 00000 п.
    0000045311 00000 п.
    0000045448 00000 п.
    0000047618 00000 п.
    0000082705 00000 п.
    0000082940 00000 п.
    0000083188 00000 п.
    0000098102 00000 п.
    0000100773 00000 н.
    0000115815 00000 н.
    0000116083 00000 н.
    0000134172 00000 н.
    0000134440 00000 н.
    0000147691 00000 п.
    0000147957 00000 н.
    0000148142 00000 н.
    0000148430 00000 н.
    0000148608 00000 н.
    0000148790 00000 н.
    0000148971 00000 н.
    0000149146 00000 н.
    0000149327 00000 н.
    0000149512 00000 н.
    0000149696 00000 н.
    0000149883 00000 н.
    0000150225 00000 н.
    0000150412 00000 н.
    0000150596 00000 н.
    0000150940 00000 н.
    0000151127 00000 н.
    0000151311 00000 н.
    0000151666 00000 н.
    0000151856 00000 н.
    0000152012 00000 н.
    0000152168 00000 н.
    0000152352 00000 н.
    0000152569 00000 н.
    0000152757 00000 н.
    0000153106 00000 н.
    0000153296 00000 н.
    0000153440 00000 н.
    0000153587 00000 н.
    0000153731 00000 н.
    0000153871 00000 н.
    0000154011 00000 н.
    0000154155 00000 н.
    0000154299 00000 н.
    0000154439 00000 н.
    0000154583 00000 н.
    0000154727 00000 н.
    0000154871 00000 н.
    0000155015 00000 н.
    0000155202 00000 н.
    0000155555 00000 н.
    0000155746 00000 н.
    0000155890 00000 н.
    0000156043 00000 н.
    0000156187 00000 н.
    0000156334 00000 н.
    0000156478 00000 н.
    0000156622 00000 н.
    0000156766 00000 н.
    0000156910 00000 н.
    0000157054 00000 н.
    0000157198 00000 н.
    0000157389 00000 н.
    0000157746 00000 н.
    0000157937 00000 п.
    0000158081 00000 н.
    0000158234 00000 н.
    0000158374 00000 н.
    0000158518 00000 н.
    0000158662 00000 н.
    0000158809 00000 н.
    0000158953 00000 н.
    0000159097 00000 н.
    0000159241 00000 н.
    0000159385 00000 н.
    0000159525 00000 н.
    0000159669 00000 н.
    0000159816 00000 н.
    0000160008 00000 н.
    0000160356 00000 н.
    0000160550 00000 н.
    0000160690 00000 н.
    0000160837 00000 н.
    0000160984 00000 н.
    0000161128 00000 н.
    0000161272 00000 н.
    0000161419 00000 н.
    0000161559 00000 н.
    0000161703 00000 н.
    0000161847 00000 н.
    0000162043 00000 н.
    0000162402 00000 н.
    0000162596 00000 н.
    0000162736 00000 н.
    0000162886 00000 н.
    0000163030 00000 н.
    0000163183 00000 н.
    0000163327 00000 н.
    0000163471 00000 н.
    0000163624 00000 н.
    0000163774 00000 н.
    0000163974 00000 н.
    0000164333 00000 н.
    0000164527 00000 н.
    0000164693 00000 н.
    0000164840 00000 н.
    0000164993 00000 н.
    0000165146 00000 н.
    0000165290 00000 н.
    0000165430 00000 н.
    0000165580 00000 н.
    0000165742 00000 н.
    0000165942 00000 н.
    0000166108 00000 н.
    0000166467 00000 н.
    0000166663 00000 н.
    0000166803 00000 н.
    0000166943 00000 н.
    0000167090 00000 н.
    0000167234 00000 н.
    0000167378 00000 н.
    0000167522 00000 н.
    0000167666 00000 н.
    0000167810 00000 н.
    0000167950 00000 н.
    0000168094 00000 н.
    0000168238 00000 п.
    0000168378 00000 н.
    0000168582 00000 н.
    0000168726 00000 н.
    0000168866 00000 н.
    0000169224 00000 н.
    0000169423 00000 н.
    0000169567 00000 н.
    0000169717 00000 н.
    0000169861 00000 н.
    0000170005 00000 н.
    0000170149 00000 н.
    0000170293 00000 п.
    0000170437 00000 н.
    0000170581 00000 н.
    0000170725 00000 н.
    0000170869 00000 н.
    0000171013 00000 н.
    0000171218 00000 н.
    0000171362 00000 н.
    0000171718 00000 н.
    0000171920 00000 н.
    0000172064 00000 н.
    0000172208 00000 н.
    0000172355 00000 н.
    0000172499 00000 н.
    0000172643 00000 н.
    0000172787 00000 н.
    0000172934 00000 н.
    0000173078 00000 н.
    0000173222 00000 н.
    0000173366 00000 н.
    0000173510 00000 н.
    0000173654 00000 н.
    0000173862 00000 н.
    0000174002 00000 н.
    0000174146 00000 н.
    0000174286 00000 н.
    0000174640 00000 н.
    0000174802 00000 н.
    0000175005 00000 н.
    0000175158 00000 н.
    0000175314 00000 н.
    0000175461 00000 н.
    0000175614 00000 н.
    0000175761 00000 н.
    0000175905 00000 н.
    0000176058 00000 н.
    0000176211 00000 н.
    0000176361 00000 н.
    0000176511 00000 н.
    0000176723 00000 н.
    0000176863 00000 н.
    0000177007 00000 н.
    0000177147 00000 н.
    0000177499 00000 н.
    0000177643 00000 н.
    0000177787 00000 н.
    0000177993 00000 н.
    0000178146 00000 н.
    0000178361 00000 н.
    0000178514 00000 н.
    0000178869 00000 н.
    0000179013 00000 н.
    0000179220 00000 н.
    0000179373 00000 н.
    0000179517 00000 н.
    0000179661 00000 н.
    0000179875 00000 н.
    0000180019 00000 н.
    0000180159 00000 н.
    0000180303 00000 н.
    0000180657 00000 н.
    0000180801 00000 п.
    0000181011 00000 н.
    0000181155 00000 н.
    0000181305 00000 н.
    0000181522 00000 н.
    0000181666 00000 н.
    0000181806 00000 н.
    0000181950 00000 н.
    0000182100 00000 н.
    0000182448 00000 н.
    0000182592 00000 н.
    0000182732 00000 н.
    0000182948 00000 н.
    0000183088 00000 н.
    0000183235 00000 н.
    0000183375 00000 н.
    0000183593 00000 н.
    0000183737 00000 н.
    0000183881 00000 н.
    0000184025 00000 н.
    0000184165 00000 н.
    0000184517 00000 н.
    0000184670 00000 н.
    0000184888 00000 н.
    0000185032 00000 н.
    0000185179 00000 н.
    0000185319 00000 н.
    0000185547 00000 н.
    0000185691 00000 п.
    0000185838 00000 н.
    0000185978 00000 н.
    0000186118 00000 н.
    0000186468 00000 н.
    0000186621 00000 н.
    0000186761 00000 н.
    0000186905 00000 н.
    0000187136 00000 н.
    0000187286 00000 н.
    0000187436 00000 н.
    0000187576 00000 н.
    0000187807 00000 н.
    0000187957 00000 н.
    0000188107 00000 н.
    0000188247 00000 н.
    0000188387 00000 н.
    0000188732 00000 н.
    0000188876 00000 н.
    0000189016 00000 н.
    0000189160 00000 н.
    0000189307 00000 н.
    0000189537 00000 н.
    0000189687 00000 н.
    0000189837 00000 н.
    00001
    00000 н.
    00001 00000 н.
    00001

    00000 н.
    00001

    00000 н.
    00001

  • 00000 н.
    00001

    00000 н.
    00001

    00000 н.
    0000191406 00000 н.
    0000191559 00000 н.
    0000191803 00000 н.
    0000191956 00000 н.
    0000192096 00000 н.
    0000192240 00000 н.
    0000192590 00000 н.
    0000192740 00000 н.
    0000192880 00000 н.
    0000193020 00000 н.
    0000193256 00000 н.
    0000193396 00000 н.
    0000193540 00000 н.
    0000193800 00000 н.
    0000193940 00000 н.
    0000194080 00000 н.
    0000194224 00000 н.
    0000194364 00000 н.
    0000194713 00000 н.
    0000194860 00000 н.
    0000195007 00000 н.
    0000195147 00000 н.
    0000195287 00000 н.
    0000195529 00000 н.
    0000195691 00000 н.
    0000195951 00000 н.
    0000196095 00000 н.
    0000196257 00000 н.
    0000196611 00000 н.
    0000196761 00000 н.
    0000196908 00000 н.
    0000197061 00000 н.
    0000197211 00000 н.
    0000197462 00000 н.
    0000197612 00000 н.
    0000197771 00000 н.
    0000198037 00000 н.
    0000198184 00000 н.
    0000198343 00000 п.
    0000198695 00000 н.
    0000198848 00000 н.
    0000198992 00000 н.
    0000199249 00000 н.
    0000199519 00000 п.
    0000199870 00000 н.
    0000200014 00000 н.
    0000200154 00000 н.
    0000200294 00000 н.
    0000200559 00000 н.
    0000200844 00000 н.
    0000201200 00000 н.
    0000201340 00000 н.
    0000201484 00000 н.
    0000201628 00000 н.
    0000201768 00000 н.
    0000201921 00000 н.
    0000202196 00000 н.
    0000202496 00000 н.
    0000202855 00000 н.
    0000202995 00000 н.
    0000203142 00000 н.
    0000203289 00000 н.
    0000203436 00000 н.
    0000203755 00000 н.
    0000203927 00000 н.
    0000204242 00000 н.
    0000204416 00000 н.
    0000204768 00000 н.
    0000204908 00000 н.
    0000205048 00000 н.
    0000205395 00000 н.
    0000205723 00000 н.
    0000205876 00000 н.
    0000206023 00000 н.
    0000206382 00000 н.
    0000206522 00000 н.
    0000206669 00000 н.
    0000206822 00000 н.
    0000207012 00000 н.
    0000207371 00000 н.
    0000207723 00000 н.
    0000207867 00000 н.
    0000208011 00000 н.
    0000208370 00000 н.
    0000208520 00000 н.
    0000208667 00000 н.
    0000208811 00000 н.
    0000208977 00000 н.
    0000209127 00000 н.
    0000209271 00000 н.
    0000209445 00000 н.
    0000209801 00000 н.
    0000210157 00000 н.
    0000210301 00000 п.
    0000210441 00000 п.
    0000210806 00000 п.
    0000210953 00000 п.
    0000211097 00000 н.
    0000211244 00000 н.
    0000211388 00000 н.
    0000211532 00000 н.
    0000211891 00000 н.
    0000212249 00000 н.
    0000212393 00000 н.
    0000212533 ​​00000 н.
    0000212892 00000 н.
    0000213036 00000 н.
    0000213180 00000 н.
    0000213320 00000 н.
    0000213460 00000 н.
    0000213604 00000 н.
    0000213748 00000 н.
    0000214107 00000 н.
    0000214457 00000 н.
    0000214601 00000 н.
    0000214741 00000 н.
    0000215097 00000 н.
    0000215237 00000 н.
    0000215381 00000 п.
    0000215525 00000 н.
    0000215665 00000 н.
    0000215818 00000 н.
    0000216177 00000 н.
    0000216529 00000 н.
    0000216682 00000 н.
    0000216875 00000 н.
    0000217223 00000 н.
    0000217367 00000 н.
    0000217511 00000 н.
    0000217866 00000 н.
    0000218016 00000 н.
    0000218361 00000 п.
    0000218511 00000 п.
    0000218661 00000 п.
    0000218805 00000 н.
    0000218945 00000 н.
    0000219104 00000 п.
    0000219458 00000 п.
    0000219602 00000 н.
    0000219746 00000 н.
    0000219886 00000 н.
    0000220030 00000 н.
    0000220386 00000 н.
    0000220741 00000 н.
    0000220888 00000 н.
    0000221028 00000 н.
    0000221168 00000 н.
    0000221312 00000 н.
    0000221452 00000 н.
    0000221800 00000 н.
    0000221944 00000 н.
    0000222103 00000 н.
    0000222243 00000 н.
    0000222387 00000 н.
    0000222531 00000 н.
    0000222887 00000 н.
    0000223034 00000 н.
    0000223386 00000 н.
    0000223536 00000 н.
    0000223676 00000 н.
    0000223816 00000 н.
    0000223956 00000 н.
    0000224096 00000 н.
    0000224243 00000 н.
    0000224592 00000 н.
    0000224742 00000 н.
    0000224892 00000 н.
    0000225039 00000 н.
    0000225189 00000 н.
    0000225333 00000 п.
    0000225689 00000 н.
    0000225845 00000 н.
    0000226198 00000 н.
    0000226342 00000 п.
    0000226492 00000 н.
    0000226642 00000 н.
    0000226795 00000 н.
    0000226951 00000 н.
    0000227300 00000 н.
    0000227656 00000 н.
    0000227803 00000 н.
    0000228152 00000 н.
    0000228296 00000 н.
    0000228440 00000 н.
    0000228590 00000 н.
    0000228740 00000 н.
    0000228887 00000 н.
    0000229238 00000 п.
    0000229385 00000 п.
    0000229739 00000 н.
    0000229898 00000 н.
    0000230042 00000 н.
    0000230385 00000 н.
    0000230535 00000 н.
    0000230675 00000 н.
    0000230831 00000 н.
    0000230975 00000 н.
    0000231115 00000 н.
    0000231459 00000 н.
    0000231615 00000 н.
    0000231969 00000 н.
    0000232128 00000 н.
    0000232272 00000 н.
    0000232412 00000 н.
    0000232761 00000 н.
    0000232901 00000 н.
    0000233041 00000 н.
    0000233197 00000 н.
    0000233341 00000 п.
    0000233485 00000 н.
    0000233824 00000 н.
    0000233974 00000 п.
    0000234330 00000 н.
    0000234673 00000 п.
    0000234817 00000 н.
    0000234964 00000 н.
    0000235108 00000 п.
    0000235255 00000 н.
    0000235402 00000 п.
    0000235746 00000 н.
    0000235890 00000 н.
    0000236049 00000 н.
    0000236193 00000 н.
    0000236543 00000 н.
    0000236687 00000 н.
    0000236834 00000 н.
    0000237181 00000 н.
    0000237328 00000 н.
    0000237478 00000 н.
    0000237625 00000 н.
    0000237769 00000 н.
    0000237913 00000 п.
    0000238063 00000 н.
    0000238403 00000 н.
    0000238562 00000 н.
    0000238706 00000 н.
    0000238850 00000 н.
    0000239205 00000 н.
    0000239349 00000 п.
    0000239496 00000 н.
    0000239835 00000 н.
    0000239982 00000 н.
    0000240132 00000 н.
    0000240481 00000 н.
    0000240836 00000 н.
    0000240980 00000 п.
    0000241130 00000 н.
    0000241280 00000 н.
    0000241623 00000 н.
    0000241770 00000 н.
    0000241920 00000 н.
    0000242272 00000 н.
    0000242416 00000 н.
    0000242563 00000 н.
    0000242919 00000 н.
    0000243072 00000 н.
    0000243417 00000 н.
    0000243570 00000 н.
    0000243917 00000 н.
    0000244064 00000 н.
    0000244214 00000 н.
    0000244570 00000 н.
    0000244710 00000 н.
    0000244850 00000 н.
    0000245199 00000 н.
    0000245343 00000 п.
    0000245688 00000 н.
    0000245835 00000 н.
    0000245975 00000 н.
    0000246115 00000 н.
    0000246471 00000 н.
    0000246615 00000 н.
    0000246759 00000 н.
    0000247104 00000 н.
    0000247248 00000 н.
    0000247388 00000 н.
    0000247739 00000 н.
    0000247892 00000 н.
    0000248248 00000 н.
    0000248395 00000 н.
    0000248542 00000 н.
    0000248887 00000 н.
    0000249034 00000 н.
    0000249184 00000 н.
    0000249535 00000 н.
    0000249675 00000 н.
    0000249819 00000 н.
    0000250175 00000 н.
    0000250526 00000 н.
    0000250880 00000 н.
    0000251020 00000 н.
    0000251160 00000 н.
    0000251516 00000 н.
    0000251866 00000 н.
    0000252225 00000 н.
    0000252375 00000 н.
    0000252525 00000 н.
    0000252881 00000 н.
    0000253227 00000 н.
    0000253586 00000 н.
    0000253942 00000 н.
    0000254291 00000 н.
    0000254646 00000 н.
    0000255002 00000 н.
    0000255349 00000 н.
    0000255706 00000 н.
    0000256062 00000 н.
    0000256412 00000 н.
    0000256762 00000 н.
    0000257118 00000 н.
    0000257466 00000 н.
    0000257821 00000 н.
    0000258177 00000 н.
    0000258521 00000 н.
    0000258873 00000 н.
    0000259229 00000 н.
    0000259569 00000 н.
    0000259912 00000 н.
    0000260268 00000 н.
    0000260610 00000 н.
    0000260958 00000 н.
    0000261301 00000 п.
    0000261451 00000 н.
    0000261598 00000 н.
    0000261748 00000 н.
    0000261895 00000 н.
    0000262042 00000 н.
    0000262186 00000 п.
    0000262333 00000 н.
    0000262477 00000 н.
    0000262627 00000 н.
    0000262777 00000 н.
    0000262924 00000 н.
    0000263064 00000 н.

  • Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.