Температурный коэффициент химия формула: Температурный коэффициент скорости химической реакции (правило Вант-Гоффа). Расчеты скорости реакции c использованием температурного коэффициента скорости реакции

Реакции температурный коэффициент — Справочник химика 21

    Влияние температуры на скорость химической реакции количественно может быть охарактеризовано, в узком интервале температур, величиной температурного коэффициента константы скорости реакции. Температурным коэффициентом скорости реакции называется отнощение констант скорости реакции при двух температурах, отличающихся на 10°, [c.31]

    Скорость химической реакции повышается с повышением температуры. В практике для сравнения скорости химических реакций, протекающих при различных температурах, применяют температурный коэффициент скорости реакции, представляющий собой отношение константы скорости химической реакции при температурах / -[- 10 и Для химических реакций температурный коэффициент [c.43]

    Скорость химических реакций с повышением температуры резко растет. Для гетерогенных реакций температурный коэффициент скорости обычно ниже, чем для гомогенных, так как при этом накладывается влияние других факторов, и наиболее медленной стадией процесса является не сама химическая реакция, а процессы диффузии, адсорбции и т. п. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры приближенно описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа при нагревании на 10° константа скорости увеличивается в два-четыре раза, т. е. [c.338]

    Одним из основных путей в решении проблемы о наличии в процессе фотосинтеза темновых реакций было изучение зависимости фотосинтеза от внешних факторов среды — от света и температур . Известно, что отношение фотохимических и химических реакций к интенсивности света и температуре,различны. Химические реакции от света не зависят, иовышение же температуры ускоряет протекание этих реакций. Температурный коэффициент QJ.Q для химических реакций равен 2-3. [c.10]

    Уравнение (VII. 13), отражающее зависимость константы скорости от температуры, называется уравнением Аррениуса . Экспоненциальный вид зависимости константы скорости от температуры объясняет большие величины температурных коэффициентов скорости реакций. Температурный коэффициент скорости реакции возрастает с увеличением энергии активации или уменьшением температуры. Предэкспоненциальный множитель А формально определяет константу скорости при нулевой энергии активации (или при бесконечной температуре). Действительно, зависимость (VII.14) можно представить в виде [c.223]

    Скорость химической реакции. Единицы измерения скорости реакции. Закон действия масс. Факторы, влияющие на скорость реакции. Температурный коэффициент. Скорость реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Значение регулирования скорости химической реакции. Катализ положительный и отрицательный. Графическое изображение результатов опыта. [c.51]

    В качестве примера реакции, температурный коэффициент которой значительно превышает единицу, рассмотрим реакцию Н -Ь Вга = 2 НВг, подробно изученную Боденштейном с сотрудниками (литературу см. в [486, 11.211), По данным Боденштейна, суммарная скорость реакции (брутто-реакции) выражается формулой [c.169]

    Во сколько раз изменится скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 2, при повышении температуры на 120° С  [c.83]

    Температура процесса. При окислении сырья до битумов протекает очень много реакций, температурные коэффициенты констант скорости которых различны. Температура неодинаково ускоряет разные процессы, поэтому получаются разные по составу и свойствам битумы. Повышение температуры реакции сопровождается [c.123]

    Для подавляющего большинства реакций температурный коэффициент скорости реакции больше 1, причем величина его может изменяться в широких пределах. Например, для реакции [c.31]

    Реакция Температурный коэффициент Интервал температур. [c.130]

    Среди данных табл. 20 имеется пример реакции, температурный коэффициент которой меньше единицы. Так как трудно представить такой механизм реакции, который приводил бы к уменьшению скорости первичного или вторичных процессов при повышении температуры, то наиболее естественно приписать температурный коэффициент, меньший единицы, наличию обратной реакции, ускоряющейся при повышении температуры сильнее, чем прямая реакция. Другой возможной причиной температурного коэффициента, меньшего единицы, может быть изменение направления реакции при повышении температуры. [c.333]

    Среди данных табл. 41 имеется пример реакции, температурный коэффициент которой меньше единицы. Так как трудно представить такой [c.385]

    Реакционная способность нитруемого соединения настолько велика, что оно успевает прореагировать с нитрующим агентом практически на поверхности раздела фаз. Тогда скорость процесса будет контролироваться либо диффузией реагентов к этой поверхности, либо диффузией продукта из зоны реакции. Температурный коэффициент скорости очень мал (1,1-Ь 1,3), основную роль играет интенсивность перемешивания.  [c.114]

    В электрохимических системах повышение температуры электролита снижает перенапряжение электродных реакций. Температурный коэффициент перенапряжения dr /dT)i выделения водорода и кислорода составляет 2—4 мВ/°С. Повышение температуры от комнатной до 60—80 °С снижает перенапряжение этих процессов на 30—40 %. С ростом температуры поляризационные кривые выделения хлора сдвигаются в сторону более отрицательных потенциалов, что облегчает процесс образования активного хлора. Однако изменение температуры практически [c.101]

    Так, рассмотрим двухстадийную реакцию, температурные коэффициенты стадий которой в прямом и обратном направлениях р1 = 2,25 р 1 = 2,80 pj = 1,40 и р =1,10 (температурный коэффициент показывает, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10 °С). При температуре Т соотношение скоростей стадий таково, что r.- lr T = /loo г -2 и rjr-x 100, т. е. стадия 1 — медленная и стадия 2 — быстрая. Из значений температурных коэффициентов получаем при Т + 200 величины скоростей (rj) — 200 Ю ( i)r (f-i)r+2oo 10 (r i)r, причем = 0,01 (2,25/1,40) = 100 (г2)7ч-2оо = [c.133]

    В гетерогенных процессах явления переноса (поток, диффузия, конвекция), если они достаточно медленны, могут затемнять истинную картину химических процессов. Практически в каждом случае возможно решение вопроса о влиянии явлений переноса путем определения температурного коэффициента суммарных реакций. Температурный коэффициент процессов переноса незначителен, в то время как температурный коэффициент химических реакций велик и выражается показательной функцией. [c.26]

    В принципе можно ожидать, что найдется реакция, температурный коэффициент работы которой будет равен нулю [c.71]

    В ферментативных реакциях температурные коэффициенты реакции обычно ниже, чем в некаталитических реакциях. Соответственно ниже также энергия активации молекул [c.230]

    Для большинства реакций температурные коэффициенты сравнительно мало отличаются друг от друга. Это обстоятельство позволило установить следующее правило при повышении температуры на 10° скорость гомогенной реакции увеличивается в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа). [c.243]

    Этот способ начал уже применяться в исследованиях ВНИГИ [15, 20, 21]. Он в принципе одинаков с кинетическим методом оценки активности катализаторов и отличается от него тем, что испытанию подвергается образец сырья над эталонным катализатором, тогда как при определениях активности катализатора определяется образец последнего на эталонном сырье. Условия ведения опытов и способы оценки их результатов в обоих этих методах должны быть одинаковыми. Особенностью оценки способности сырья к расщеплению является то, что критерием оценки служит одна только скорость реакции. Температурные коэффициенты и кажущиеся энергии активации не характеризуют реакционной способности сырья (табл. 13), тогда как при оценке катализаторов обнаружено, что они обычно изменяются антибатно активностям катализаторов (табл. 5 и 13). [c.320]

    Рассчитайте, как изменится скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 2, при а) повышении температуры на 30° б) понижении температуры от 70°С до 20 С. [c.176]

    Разницы 14000 и 28000 кал, вычисляемые из измеренных для большинства реакций температурных коэффициентов (Ипк/йТ, приводят, следовательно, к скоростям реакций, находящимся в соотношении 10 1, если константы действия равны. Следовательно, если реакция I, для которой = 14 ООО кал, при определенной температуре, например при 0°, протекает настолько быстро, что ее скорость едва удается измерить, то реакция И, = 28 000 кал, идет при той же температуре так медленно, что скорость ее измерить не удается, [c.474]

    Среди экспериментальных данных имеются примеры реакций, температурный коэффициент которых меньше единицы. Наиболее естественно приписать температурный коэффициент, меньший единицы, наличию обратной реакции, ускоряющейся нри повышенпи температуры сильнее, чем прямая реакция. Другой яозмо кпой причиной температурного коэффициента, меньшего единицы, может быть изменение направления реакции при повышении температу ])ы [c.169]

    Зависимость константы скорости химической реакции от температуры для гомогенных реакций характеризуют также температурным коэффици0[1том или температурным градиентом скорости реакции. Температурный коэффициент у есть отношение констант скорости реакции при двух температурах, отличающихся на 10°, т. е. величина, показывающая, во сколько раз изменяется скорость реакции при измепении температуры на 10″. Отношение констант скорости химической реакции при двух температурах 1 и 2 обратно пропорционально отношению времени, необходимого для осуществления реакции с заданной степенью превращения при этих температурах, и, следовательно, [c.595]

    Температура реакции. Температурные коэффициенты различных реакций могут значительно различаться. Однако в целом при снижении температуры алкилирования уменьшается скорость и повышается избирательность первичного алкилирования, что улучшает качество получаемого продукта. Сернокислотное алкилирование проводят при температуре от —1 до +16° при более низких температурах кислота застывает, а при более высоких — чрезмерно усиливаются реакции окисления. При фтористоводородном алкилировании телшературные пределы могут быть значительно шире это п является одним из важнейших преимуществ фтористоводородного процесса. Вследствие экономических преимуществ, обусловленных возможностью отказа от применения холодильных систем, фтористоводородное алкилирование обычно проводят при минимальной температуре, достигаемой при водяном охлаждении, хотя дальнейшее снижение температуры реакции (при соответствующем изменении некоторых других параметров процесса, в частности концентрации катализатора) позволяет значительно улучшить качество продукта. Влияние [c.198]

    Исследование кинетики гидролиза гемицеллюлоз еловой древесины, перешедших в водный раствор [105], при температурах от 90 до 160° С позволило вычислить константы скорости этой реакции, температурный коэффициент и энергию активации. Полученные данные приведены в табл, 99. В последней графе этой Фаблицы приведены некоторые значения коэффициента б, показывающие, во сколько раз при этой температуре растворенные гемицеллюлозы гидролизуются быстрее древесной целлюлозы [106]. Эти данные показывают, что скорость гидролиза растворенных гемицеллюлоз в несколько сот раз превышает скорость гидролиза целлюлозы в тех же условиях. [c.407]

    На рис. 4 приведены кинетические и потенциальные кривые гидрирования орто-нитрофенола при различных концентрациях щелочи. Температура опыта 40°С. Скорость реакции уменьшается с повышением концентрации щелочи. Кинетические кривые гидрйрования имеют нулевой порядок э. д. с. катализатора остается почти постоянной до конца реакции, поднимаясь до обратимого водородного потенциала в конце реакции. Температурный коэффициент реакции при концентрации щелочи 0,1 — 1 н. невелик, энергия активации при этом равна 2—3 ккал моль. Для 5 н. щелочи наблюдается повышение энергии активации до 8 ккал моль. Такая слабая зависимость количества извлеченного водорода из катализатора и величины падения потенциала катализатора при малых концентрациях щелочи, вероятно, объясняется природой платинового катализатора. [c.367]

    В зависимости от условий протекания реакции температурный коэффициент теплоты реакции может быть определен для реакций при V = onst или Р onst, при этом вместо и подставляются суммарные теплоемкости при постоянном давлении Ср или при постоянном объеме С . Необходимо учитывать, к какой температуре отнесен тепловой эффект реакции окружающей среды, рабочего тела или принятой в стандартах. [c.125]

    Увеличение выхода кокса замечается при повышении температуры и иродоллштельностн реакции. Температурный коэффициент скорости реакции образования карбоидов близок к двум, следовательно, ири повышении температуры крекинга на 50° количество карбоидов, получающихся в единицу времени, увеличится в 2 или в 32 раза. Влияние продолжительности крекинга на величину коксообразования показано на фиг. 21. [c.218]

    С повыщением температуры до известного предела скорость ферментативных реакций возрастает, причем для большинства ферментативных реакций температурный коэффициент до 30° С равен 1,3—2,0. При дальнейшем повышении температуры хотя и происходит арастание скорости, однако температурный коэффициент уменьшается, что свидетельствует о начинающемся процессе разрушения фермента. Наконец, при достижении определенной температуры наблюдается довольно быстрое уменьшение скорости реакции, так как наступает интенсивное разрушение фермента. Температурный оптимум для большинства ферментов животных организмов лежит между 40—50° С, а для ферментов растений — между 50—60° С. Температурный оптимум для одного и того же фермента зависит от продолжительности опыта, присутствия различных веществ и чистоты препарата фермента. [c.39]

    В зависимости от условий протекания реакции температурный коэффициент теплоты реакции может быть определен для реакций прп постоянном давлении р=- = onst или при постоянном объеме К= onst. В этом случае в.место С( и z должны использоваться суммарные теплоемкости соответственно при постоянном давлении Ср или при постоянном объеме v [c.116]

ВАНТ-ГОФФА ПРАВИЛО | Энциклопедия Кругосвет

ВАНТ-ГОФФА ПРАВИЛО. Почти все химические реакции при повышении температуры идут быстрее. Зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:

k = Ae^–Ea/RT, где k – константа скорости реакции, А – не зависящая от температуры константа (ее называют предэкспоненциальным множителем), Е_а– энергия активации, R – газовая постоянная, Т – абсолютная температура. В школьных учебниках зависимость скорости реакции от температуры определяют в соответствии с так называемым «правилом Вант-Гоффа», которое в 19 в. сформулировал голландский химик Якоб Вант-Гофф. Это чисто эмпирическое правило, т.е. правило, основанное не на теории, а выведенное из опытных данных. В соответствии с этим правилом, повышение температуры на 10° приводит к увеличению скорости в 2–4 раза. Математически эту зависимость можно выразить уравнением v₂v₁ = g (T₂^{– T}₁^)/10, где v₁ и v₂– скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂; величина g называется температурным коэффициентом реакции. Например, если g = 2, то при Т₂– Т₁ = 50^оv₂/v₁ = 2⁵ = 32, т.е. реакция ускорилась в 32 раза, причем это ускорение никак не зависит от абсолютных величин Т₁ и Т₂, а только от их разности.

Однако из уравнения Аррениуса следует, что температурный коэффициент реакции зависит как от энергии активации, так и от абсолютной температуры. Для данной реакции с определенным значением Е_а ускорение при повышении температуры на 10° будет тем больше, чем ниже температура. Это почти очевидно и без расчетов: повышение температуры от 0 до 10° С должно сказаться на скорости реакции значительно сильнее, чем такое же повышение температуры, например, от 500 до 510° С.

С другой стороны, для данного температурного интервала ускорение реакции будет тем сильнее, чем больше ее энергия активации. Так, если энергия активации реакции мала, то такая реакция идет очень быстро, и при повышении температуры на 10° С ее скорость почти не изменяется. Для таких реакций температурный коэффициент намного меньше 2. Для реакций же с большой энергией активации, которые при невысоких температурах идут медленно, ускорение при повышении температуры на 10° С может значительно превысить 4-кратное.

Например, реакция диоксида углерода со щелочным раствором с образованием гидрокарбонат-иона (СО₂ + ОН® НСО₃^–) имеет энергию активации 38,2 кДж/моль, поэтому при повышении температуры, например, от 50 до 60° С эта реакция ускорится всего в 1,5 раза. В то же время реакция распада этилбромида на этилен и бромоводород (С₂Н₅Вr ® С₂Н₄ + НВr) с энергией активации 218 кДж/моль ускорится при повышении температуры от 100 до 110^oС в 6,3 раза (правда, в этом интервале температур реакция идет очень медленно). Кинетика реакции атомов водорода с этаном H + C₂H₆ ® H₂ + C₂H₅ была изучены в широком температурном интервале – от 300 до 1100 К (27–827° С). Для этой реакции E_а = 40,6 кДж/моль. Следовательно, повышение температуры на 10° вызовет увеличение скорости реакции в 1,7 раза в интервале 300–310 K и только в 1,04 раза в интервале 1090–1100 K. Так что при высоких температурах скорость этой реакции практически не зависит от температуры. А для реакции присоединения атома водорода к двойной связи H + C₂H₄ ® C₂H₅ энергия активации мала (E_а = 3,4 кДж/моль, так что ее скорость слабо зависит от температуры в широком температурном интервале. И только при температурах намного ниже 0° С начинает сказываться наличие активационного барьера.

Подобных примеров можно привести множество. Очевидно, что правило Вант-Гоффа противоречит не только уравнению Аррениуса, но и многим экспериментальным данным. Откуда же оно взялось и почему нередко выполняется?

Если в приведенном выше математическом выражении для правила Вант-Гоффа подставить вместо скоростей v₁ и v₂ для данной реакции их зависимости от температуры, в соответствии с уравнением Аррениуса, то после сокращения предэкспоненциальных множителей получим следующее выражение: g = v_T +10/v_T = е^–Еа/R(Т+10)/е^–Еа/RТ = е^{(Еа/R)[1/Т – 1/(T+10)]}. Логарифмироване этого уравнения дает: lng = (E_а/R)[1/T – 1/(T + 10)], откуда Еа = Rlng T(T + 10)/10 = 0,83lngT(T + 10). Энергия активации не является функцией температуры, эта зависимость нужна лишь для удобства последующего анализа. Последнее уравнение – это уравнение параболы, в котором физический смысл имеют только положительные значения. Соответствующая диаграмма ограничена двумя ветвями параболы: при g = 2 получаем Е_а = 0,58Т(Т + 10), при g = 4 получаем Е_а = 1,16Т(Т + 10). К тем же формулам приходим и при использовании десятичных логарифмов. Соответствующие графики двух парабол, для значений g 2 и 4, приведены на рисунке. Их физический смысл заключается в том, что области выполнения правила Вант-Гоффа соответствует только область между параболами. Таким образом, существуют только определенные соотношения между энергией активации реакции и температурой ее проведения, при которых правило Вант-Гоффа выполняется. Ниже нижней ветви температурный коэффициент g < 2, тогда как выше верхней ветви g > 4.

Если посмотреть, какие реакции «укладываются» в указанную довольно узкую область, то окажется, что все эти реакции идут не слишком быстро и не слишком медленно, а с удобной для измерения (при данной температуре) скоростью. Скорость только таких реакций и могли изучать химики во времена Вант-Гоффа. Например, если энергия активации была невелика (меньше 50 кДж/моль), то такая реакция при комнатной температуре заканчивалась за 1–2 секунды; поэтому для изучения ее кинетики следовало значительно понизить температуру, чтобы реакция проходила не быстрее, чем за 10–20 минут. Только в этом случае химики 19 в. успевали отбирать пробы по ходу реакции и анализировать изменение в них концентрации реагентов. Других способов изучения скорости реакции в то время не было. Если это не удавалось (например, водный раствор замерзал), то скорость такой реакции не изучали. Если же энергия активации реакции была велика и при комнатной температуре она шла слишком медленно (многие сутки, или даже недели), то температуру повышали, чтобы реакция шла с удобной для измерения скоростью. И здесь были свои ограничения – например, раствор мог закипеть, т.е. в любом случае исследователи фактически «подстраивали» изучаемую реакцию под область между двумя параболами.

Сейчас химики имеют возможность с помощью различных приборов экспериментально изучать и очень быстрые (идущие в микросекундной области), и очень медленные реакции, для которых температурный коэффициент может быть значительно меньше 2 или значительно больше 4. Поэтому правило Вант-Гоффа, которое, в отличие от уравнения Аррениуса, не имеет четкого физического смысла, представляет лишь чисто исторический интерес и в современной науке не используется. В подавляющем большинстве учебников и монографий по химической кинетике, а также в 5-томной Химической Энциклопедии это правило даже не упоминается. И, тем не менее, если изучаемая реакция идет с удобной для измерения скоростью, например, заканчивается за 30–40 мин, а энергия активации ее еще не измерена, то для предварительной грубой оценки зависимости скорости такой реакции от температуры можно использовать правило Вант-Гоффа. Поэтому это правило приводится во всех школьных учебниках химии.

Илья Леенсон

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

Естествознание, 10 класс

Урок 42. Движение как качественное изменение. Химические реакции

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

Глоссарий по теме:

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

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

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

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

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

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

Катализ – это изменение скорости реакции под действием катализаторов.

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

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

Основная и дополнительная литература по теме урока:

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

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

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

Открытые электронные ресурсы по теме урока:

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

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

Теоретический материал для самостоятельного изучения

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

Химические процессы протекают с различной скоростью: бронзовый памятник во влажном воздухе медленно покрывается голубоватым налетом, значительно быстрее покрывается ржавчиной железный предмет, лежащий в воде, долька яблока через несколько часов покрывается бурой пленкой, а образование осадка при сливании растворов, например, сульфата натрия и хлорида бария, происходит очень быстро. Для количественной характеристики скорости химической реакции используют не время её протекания, а скорость изменения количества вещества (в моль), вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции. Таким образом, скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем). Напомним, что гомогенная система состоит из одной фазы, а гетерогенная система – из нескольких фаз, разграниченных между собой поверхностями раздела. Наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации веществ от времени, поэтому скорость реакции можно определять как изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из образующихся в ходе реакции веществ в единицу времени.

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

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

Для некоторой реакции xA + yB → zD эта зависимость будет иметь вид: 𝑣 = k∙C_A^x∙C_B^y, где С_А и С_В – молярные концентрации веществ А и В, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции, численно равный скорости реакции при концентрации всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л и определяемый экспериментально. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на границе раздела фаз не зависит от концентрации. Как правило, при низких температурах скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности раздела фаз и температуры.

Превращение одних веществ в другие не является одномоментным событием, – это сложный процесс, который развертывается во времени и пространстве. Еще в XIX веке учёные определили, что химические реакции в подавляющем большинстве являются многостадийными процессами. Последовательность элементарных стадий процесса, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции, называется механизмом реакции. По числу стадий реакции подразделяются на простые (элементарные) и сложные. Простые реакции осуществляются в одну стадию, химическое уравнение таких реакций полностью отражает какие и сколько частиц участвуют непосредственно в элементарном акте химического взаимодействия. В реакциях изомеризации или диссоциации, например, происходит химическое превращение одной молекулы. Есть простые реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или разных) или даже трёх частиц. Сложные реакции осуществляются в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией. Каждая из стадий протекает со своей скоростью. Скорости отдельных стадий могут существенно отличаться друг от друга. Скорость сложной реакции в целом будет определяться скоростью самой медленной стадии, которая называется лимитирующей. Механизмы химических реакций определяются экспериментально.

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

Многие химические процессы в растворе или газовой фазе происходят при столкновении частиц реагирующих веществ. Число таких соударений огромно. Если бы все соударения частиц приводили к химическому взаимодействию, то реакции протекали бы мгновенно, однако этого не происходит. Это объясняется тем, что не все соударения приводят к химическому взаимодействию. Чтобы соударение было эффективным (привело к химическому взаимодействию) столкнувшиеся частицы должны обладать достаточной энергией для разрыва или ослабления химических связей в молекулах реагирующих веществ. В результате происходит образование некоторого промежуточного неустойчивого комплекса (активированного комплекса) с последующим перераспределением электронной плотности и образованием продуктов реакции. Средняя избыточная энергия (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходные вещества) и продукты (конечное состояние) называется энергией активации. Так как при повышении температуры доля частиц, обладающих избыточной энергией увеличивается, то увеличивается и число эффективных соударений и, следовательно, константа скорости реакции.

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

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

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

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

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

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

Выводы:

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

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

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

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

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

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

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

1. Укажите верные утверждения:

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

Правильный ответ:1 – Б; 2 – А; 3 – Б.

Задачи к разделу Химическая кинетика и равновесие химической реакции

Задачи к разделу Химическая кинетика и равновесие химической реакции.

Задача 1. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влия­ют на скорость реакции внешние условия (концентрация, тем­пература, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции Н₂+С1₂ = 2НС1 при увеличении давления в 2 раза;

Показать решение »

Решение.

Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю скорость химической реакции выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах.

υ = ± dC/dt,

где C – концентрация, моль/л

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

Если в некоторые моменты времени t₁ и t₂ концентрации одного из исходных веществ равна с₁ и с₂, то за промежуток времени Δt = t₂ – t₁ , Δc = c₂ – c₁

Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+»

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции).

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Е_а. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации.

Скорость зависит от прочности химических связей в исходных веществах. Если эти связи прочные, то Е_а велика, например N₂ + 3H₂ = 2NH₃, то скорость взаимодействия мала. Если Е_а равна нулю, то реакция протекает практически мгновенно, например:

HCl (раствор) + NaOH (раствор) = NaCl (раствор) + H₂O.

Закон действующих масс. Скорость элементарной гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции                                                                   аА + bB = cC + dD

υ = k·[A]^a·[B]^b,

где [A] и [B] – концентрации веществ А и В в моль/л,

k – константа скорости реакции.

Концентрации твердых веществ, в случае гетерогенной реакции в кинетическое уравнение не включают.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс:

υ = k·[A]^a·[B]^b

Очевидно, что с увеличением концентраций реагирующих веществ, скорость реакции увеличивается, т.к. увеличивается число соударений между участвующими в реакции веществами. Причем, важно учитывать порядок реакции: если реакция имеет первый порядок по некоторому реагенту, то ее скорость прямо пропорциональна концентрации этого вещества. Если реакция имеет второй порядок по какому-либо реагенту, то удвоение его концентрации приведет к росту скорости реакции в 2² = 4 раза, а увеличение концентрации в 3 раза ускорит реакцию в 3² = 9 раз.

Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа: Скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 10° увеличивается от 2 до 4 раз.

υ_Т2 – скорость реакции при температуре t₂, υ_Т1 – скорость реакции при температуре t₁, γ — температурный коэффициент (γ = 2¸4).

Влияние катализаторов. Катализаторы увеличивают скорость реакции (положительный катализ). Скорость реакции растет, так как уменьшается энергия активации реакции в присутствии катализатора. Уменьшение энергии активации обусловлено тем, что в присутствии катализатора реакция протекает в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов, и эти стадии характеризуются малыми значениями энергии активации.

Ингибиторы замедляют скорость реакции (отрицательный катализ).

В реакции:

H₂ + Cl₂ = 2HCl

υ_прям = k×[H₂] ×[Cl₂];

υ_обр = k×[HCl]²

При увеличении давления в 2 раза концентрация веществ увеличится тоже в 2 раза и скорость реакции станет равна:

υ_прям2= k×[2H₂] ×[2Cl₂]

υ_прям2/ υ_прям1= k×[2H₂] ×[2Cl₂]/k×[H₂] ×[Cl₂] = 4,

υ_прям возрастает в 4 раза.

Задача 2. При установлении равновесия Fe₂O₃ (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO₂ (г) концентрация [CO] = 1 моль/л и [CO₂] = 2 моль/л. Вычислите исходную концентрацию [CO]_исх, если начальная концентрация CO₂ равна нулю.

Показать решение »

Решение.

Fe₂O₃ (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO₂ (г)

3 моля СО₂ образуется, если в реакцию вступают 3 моля СО,

2 молей СО_{2                               —                                                             х}

х = 2 моль,   ⇒ исходная концентрация  [CO]_исх = [CO]_pавн + 2 моль = 1 + 2 = 3 моль.

Задача 3.Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от изменения температуры от 50 °С до 30 °С?

Показать решение »

Решение.

Воспользуемся правилом Вант-Гоффа

Скорость реакции  уменьшится в 6,25 раз

Задача 4. Рассчитайте скорость реакции между растворами хлорида калия и нитрата серебра, концентрации которых составляют соответственно 0,2 и 0,3 моль/л, а k=1,5∙10^-3л∙моль^-1∙с^-1

Показать решение »

Решение.

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + K NO₃

Скорость прямой реакции равна:

v = k·[AgNO₃]·[KCl]

v = 1,5∙10^-3 · 0,2 · 0,3 = 9·10^-5  моль/л·с

Таким образом скорость реакции равна v = 9·10^-5  моль/л·с

Задача 5. Как следует изменить концентрацию кислорода, чтобы скорость гомогенной элементарной реакции:   2 NО_(г) +O_2(г) → 2 NО_2(г) не изменилась при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза?

Показать решение »

Решение.

2 NО_(г) +O_2(г) → 2 NО_2(г)

Скорость прямой реакции равна:

υ₁ = k·[NO]²·[O₂]

При уменьшении концентрации NО в 2 раза скорость прямой реакции станет равной:

υ₂ = k·[1/2NO]²·[O₂] = 1/4·k·[NO]²·[O₂]

т.е. скорость реакции уменьшится в 4 раза:

υ₂ /υ₁₌ 1/4·k·[NO]²·[O₂] / k·[NO]²·[O₂] = 4

Чтобы скорость реакции не изменилась концентрацию кислорода надо увеличить в 4 раза.

При условии, что υ₁= υ₂

1/4·k·[NO]² ·х[O₂] = k·[NO]²·[O₂]

х = 4 

Задача 6. При увеличении температуры с 30 до 45^оС скорость гомогенной реакции повысилась в 20 раз. Чему равна энергия активации реакции?

Показать решение »

Решение.
Применяя уравнение Аррениуса, получим:
ln 20 = E_a/8,31 · (1/303 – 1/318),
отсюда

E_a = 160250 Дж = 160,25 кДж

Задача 7. Константа скорости реакции омыления уксусноэтилового эфира: СН₃СООС₂Н_5(р-р) + КОН_(р-р)→СН₃СООК _(р-р) +С₂Н₅ОН_(р-р) равна 0,1 л/моль∙мин. Начальная концентрация уксусноэтилового эфира была равна 0,01 моль/л, а щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л.

Показать решение »

Решение.

СН₃СООС₂Н_5(р-р) + КОН_(р-р)→СН₃СООК _(р-р) +С₂Н₅ОН_(р-р)

Скорость прямой реакции равна:

υ_нач = k·[СН₃СООС₂Н₅]·[КОН]

υ_{нач =} 0,1·0,01·0,05 = 5·10^-5 моль/л·мин

В тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, его расход составит

[СН₃СООС₂Н₅]_расход = 0,01 – 0,008 = 0,002 моль/л

Значит, в этот момент щелочи также израсходовалось [КОН]_расход = 0,002 моль/л и ее концентрация станет равной

[КОН]_кон = 0,05 – 0,002 = 0,048 моль/л

Вычислим скорость реакции в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, а щелочи 0,048 моль/л

υ_{кон =} 0,1·0,008·0,048 = 3,84·10^-5 моль/л·мин

Задача 8. Как следует изменить объем реакционной смеси системы:
8NH_3(г) + 3Br_2(ж)→6NH₄Br_(к) + N_2(г), чтобы скорость реакции уменьшилась в 60 раз?

Показать решение »

Решение.

Чтобы уменьшить скорость реакции необходимо увеличить объем системы, т.е. уменьшить давление и, тем самым, уменьшить концентрацию газообразного компонента — NH₃. Концентрация  Br₂ при этом останется постоянной.

Начальная скорость прямой реакции была равна:

υ₁= k·[NH₃]⁸·[Br₂]

при увеличении концентрации аммиака скорость прямой реакции стала равной:

υ₂= k·[x·NH₃]⁸·[Br₂] = k·x⁸·[NH₃]⁸·[Br₂]

υ_2/ υ₁ = k·x⁸·[NH₃]⁸·[Br₂]/k·[NH₃]⁸·[Br₂] = 60

После сокращения всех постоянных, получаем

x⁸ = 60

x = 1,66

Таким образом, чтобы уменьшить скорость реакции в 60 раз, надо увеличить объем в 1,66 раз.

Задача 9. Как повлияет на выход хлора в системе:
4HCl_(г) +O_2(г) ↔2Cl_2(г) + 2H₂О_(ж); ΔН^о₂₉₈ =−202,4кДж
а) повышение температуры; b) уменьшение общего объема смеси; c) уменьшение концентрации кислорода; d) введение катализатора?

Показать решение »

Решение.

4HCl_(г) +O_2(г) ↔2Cl_2(г) + 2H₂О_(ж); ΔН^о₂₉₈ =−202,4кДж

1. ΔН^о₂₉₈ ˂ 0, следовательно, реакция экзотермическая, поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, при повышении температуры равновесие сместится в сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора уменьшится.
2. При уменьшении давления, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газообразных веществ. В данном случае в равновесие смещается сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора также уменьшится.
3. Уменьшение концентрации кислорода также будет способствовать смещению равновесия влево и уменьшению выхода хлора.
4. Внесение катализатора в систему приводит к увеличению скорости как прямой, так и обратной реакций. При этом, изменяется скорость достижения состояния равновесия, но при этом константа равновесия не меняется и смещения равновесия не происходит. Выход хлора останется неизменным.

Задача 10. В системе: PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂
равновесие при 500 ^оС установилось, когда исходная концентрация PCl₅, равная 1 моль/л, уменьшилась до 0,46 моль/л. Найдите значение константы равновесия при указанной температуре.

Показать решение »

Решение.

PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂

Запишем выражение для константы равновесия:

К = [PCl₃]·[Cl₂] ̸ [PCl₅]

Найдем количество  PCl_5, которое расходуется на образование PCl₃ и Cl₂ и их равновесные концентрации.

[PCl₅]_расход = 1 – 0,46 = 0,54 моль/л

Из уравнения реакции:

Из 1 моль PCl₅ образуется 1 моль PCl₃

Из 0,54 моль PCl₅ образуется x моль PCl₃

x = 0,54 моль

Аналогично, из 1 моль PCl₅ образуется 1 моль Cl₂

из 0,54 моль PCl₅ образуется у моль Cl₂

у = 0,54 моль

К = 0,54·0,54/0,46 = 0,63.

Задача 11. Константа равновесия  реакции: СОСl_2(г) ↔ СО_(г)+С1_2(г) равна 0,02. Исходная концентрация СОCl₂ составила 1,3 моль/л. Рассчитайте равновесную концентрацию Сl₂. Какую исходную концентрацию СОCl₂ следует взять, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза?

Показать решение »

Решение.

СОСl_2(г) ↔ СО_(г)+С1_2(г)

Запишем выражение для константы равновесия:

К = [СО]·[Cl₂] ̸ [СОСl₂]

Пусть [СО]_равн  = [Cl₂]_равн = х, тогда

[СОСl₂]_равн = 1,3 – х

Подставим значения в выражение для константы равновесия

0,02 = х·х/(1,3 — х)

Преобразим выражение в квадратное уравнение

х² + 0,02х – 0,026 = 0

Решая уравнение, находим

х = 0,15

Значит, [СО]_равн  = [Cl₂]_равн = 0,15 моль/л

Увеличив выход хлора в 3 раза получим:

[Cl₂]_равн = 3·0,15 = 0,45 моль/л

Исходная концентрация [СОСl₂]_исх2 при этом значении Cl₂ равна:

[СОСl₂]_равн2 = 0,45·0,45/0,02 = 10,125 моль/л

[СОСl₂]_исх2 = 10,125 + 0,45 = 10,575 моль/л

Таким образом, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза, исходная концентрация СОCl₂ должна быть равна [СОСl₂]_исх2 = 10,575 моль/л

Задача 12. Равновесие в системе H_2(г)+ I_2(г)↔ 2HI_(г) установилось при следующих концентрациях участников реакции: HI – 0,05 моль/л, водорода и иода – по 0,01 моль/л. Как изменятся концентрации водорода и иода при повышении концентрации HI до 0,08 моль/л?

Показать решение »

Решение.

H_2(г)+ I_2(г)↔ 2HI_(г)

Найдем значение константы равновесия данной реакции:

К = [HI]² ̸ [H₂] ·[I₂]

К = 0,05 ² ̸ 0,01 · 0,01 = 25

При увеличении концентрации HI до 0,08 моль/л, равновесие сместится в сторону образования исходных веществ.

Из уравнения реакции видно, что образуется 2 моль HI, 1 моль H₂ и 1 моль I_2.

Обозначим новые равновесные концентрации через неизвестную х.

[HI]_равн2 = 0,08 — 2х
[H₂]_равн2 = [I₂]_равн2 = 0,01 + х

Найдем х с помощью выражения для константы равновесия:

К = (0,08 — 2х) ² ̸ [(0,01 + х) · (0,01 + х)] = 25

Решая уравнения находим:

х = 0,004

[H₂]_равн2 = [I₂]_равн2 = 0,01 + 0,004 = 0,0014 моль/л

Задача 13. Для реакции: FeO_(к) + CO_(г)↔Fe_(к) + CO_2(г) константа равновесия при 1000^оС равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО₂ были соответственно равны 0,05 и 0,01 моль/л. Найдите их равновесные концентрации.

Показать решение »

Решение.

FeO_(к) + CO_(г)↔Fe_(к) + CO_2(г)

Запишем выражение для константы равновесия:

К = [СО₂] ̸ [СО]

Пусть равновесные концентрации равны:

[СО]_равн = (0,05 – х) моль/л
[СО₂]_равн = (0,01 + х) моль/л

Подставим значения в выражение для константы равновесия:

К = (0,01 + х)/(0,05 – х) = 0,5

Решая уравнение, найдем х:

х = 0,01

[СО]_равн = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л
[СО₂]_равн = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л

Скорость химических реакций | CHEMEGE.RU

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

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

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

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

υ = ΔC / Δt

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

υ = Δν / (S·Δt)

1. Температура

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

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

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

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

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

Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции.

 здесь v₂ — скорость реакции при температуре T₂,

v₁ — скорость реакции при температуре T₁,

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

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

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

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

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

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

здесь v —  скорость химической реакции,

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

k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

Например, для реакции образования аммиака:

N₂  +  3H₂  ↔  2NH₃

 закон действующих масс выглядит так:

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

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

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

3. Давление

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

pV = νRT

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

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

CaCO₃  +  SiO₂  ↔  CaSiO₃  +  CO₂↑

при повышении давления?

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

4. Катализатор

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

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

A + K = AK

AK + B = AB + K

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

По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.

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

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

Пример гетерогенного катализа – синтез аммиака:

N₂  +  3H₂  ↔ 2NH₃

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

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

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

Катализаторы не стоит путать с инициаторами процесса и ингибиторами.

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

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

5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ

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

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

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

6. Природа реагирующих веществ

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Скорость 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:

Ты нашел то, что искал? Поделись с друзьями!

Скорость химической реакции, подготовка к ЕГЭ по химии

Скорость химической реакции — основное понятие химической кинетики, выражающее отношения количества
прореагировавшего вещества (в молях) к отрезку времени, за которое произошло взаимодействие.

Скорость реакции отражает изменение концентраций реагирующих веществ за единицу времени. Единицы измерения для гомогенной реакции:
моль/л * сек. Физический смысл в том, что каждую секунду какое-то количество одного вещества превращается в
другое в единице объема.

Мне встречались задачи, где была дана молярная концентрация вещества до реакции и после, время и объем. Требовалось посчитать скорость
реакции. Давайте решим подобное несложное задание для примера:

Молярная концентрация вещества до реакции составляла 1.5 моль/л по итогу реакции — 3 моль/л. Объем смеси 10 литров, реакция заняла 20 секунд.
Рассчитайте скорость реакции.

Влияние природы реагирующих веществ

При изучении агрегатных состояний веществ возникает вопрос: где же быстрее всего идут реакции: между газами, растворами или твердыми веществами?

Запомните, что самая высокая скорость реакции между растворами, в жидкостях. В газах она несколько ниже.

Если реакция гетерогенная: жидкость + твердое вещество, газ + твердое вещество, жидкость + газ, то большую роль играет площадь соприкосновения
реагирующих веществ.

Очевидно, что большой кусок железа, положенный в соляную кислоту, будет гораздо дольше реагировать с ней, нежели чем измельченное
железо — железная стружка.

Химическая активность также играет важную роль. Например, отвечая на вопрос: какой из металлов Li или K быстрее прореагирует с водой? Мы отдадим
предпочтение литию, так как в ряду активности металлов он стоит левее калия, а значит литий активнее калия.

Иногда для верного ответа на вопрос о скорости реакции требуется знание активности кислот. Мы подробнее обсудим эту тему в гидролизе, однако сейчас
я замечу: чем сильнее (активнее) кислота, тем быстрее идет реакция.

Например, реакцию магния с серной кислотой протекает гораздо быстрее реакции магния с уксусной кислотой. Причиной этому служит то, что серная кислота
относится к сильным (активным) кислотам, а активность уксусной кислоты меньше, она является слабой кислотой.

Как я уже упомянул, слабые и сильные кислоты и основания изучаются в теме гидролиз.

Влияние изменения концентрации

Влияние концентрации «прямо пропорционально» скорости реакции: при увлечении концентрации реагирующего вещества скорость реакции повышается, при
уменьшении — понижается.

Замечу деталь, которая может оказаться важной, если в реакции участвуют газы: при увеличении давления концентрация вещества на единицу объема
возрастает (представьте, как газ сжимается). Поэтому увеличение давление, если среди исходных веществ есть газ, увеличивает скорость реакции.

Закон действующих масс устанавливает соотношение между концентрациями реагирующих веществ и их продуктами. Скорость простой реакции
aA + bB → cC определяют по уравнению:

υ = k × С^a_A × С^b_B

Физический смысл константы скорости — k — в том, что она численно равна скорости реакции при том условии, что концентрации реагирующих
веществ равны 1. Обратите внимание, что стехиометрические коэффициенты уравнения переносятся в степени — a и b.

Записанное выше следствие закона действующих масс нужно не только «зазубрить», но и понять. Поэтому мы решим пару задач, где потребуется
написать подобную формулу.

Окисление диоксида серы протекает по уравнению: 2SO_2(г) + O₂ = 2SO_3(г). Как изменится скорость этой реакции,
если объемы системы уменьшить в три раза?

По итогу решения становится ясно, что скорость реакции в таком случае возрастет в 27 раз.

Решим еще одну задачу. Дана реакция синтеза аммиака: N₂ + ЗН₂ = 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции
образования аммиака, если уменьшить концентрацию водорода в два раза?

В результате решения мы видим, что при уменьшении концентрации водорода в два раза скорость реакции замедлится в 8 раз.

Влияние изменения температуры на скорость реакции

Постулат, который рекомендую временно взять на вооружение: «Увеличение температуры увеличивает скорость абсолютно любой химической реакции: как
экзотермической, так и эндотермической. Исключений нет».

Очень часто в заданиях следующей темы — химическом равновесии, вас будут пытаться запутать и ввести в заблуждении, но вы не поддавайтесь
и помните про постулат!

Итак, влияние температуры на скорость реакции «прямо пропорционально»: чем выше температура, тем выше скорость реакции — чем ниже
температура, тем меньше и скорость реакции. Однако, как и в случае с концентрацией, это больше чем простая «пропорция».

Правило Вант-Гоффа, голландского химика, позволяет точно оценить влияние температуры на скорость химической реакции. Оно звучит так:
«При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза»

В формуле, написанной выше, используются следующие обозначение:

• υ₁ — скорость реакции при температуре t₁
• υ₂ — скорость реакции при температуре t₂
• γ — температурный коэффициент, который может быть равен 2-4

Если по итогам решения задач у вас получится температурный коэффициент меньше 2 или больше 4, то, скорее всего, где-то вы допустили ошибку.
Используйте этот факт для самопроверки.

Для тренировки решим пару задач, в которых потребуется использование правило Вант-Гоффа.

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 27°C до 57°C при температурном коэффициенте, равном трем?

Иногда в задачах требуется рассчитать температурный коэффициент, как, например, здесь: «Рассчитайте, чему равен температурный коэффициент
скорости, если известно, что при понижении температуры от 250°C до 220°C скорость реакции уменьшилась в 8 раз».

Катализаторы и ингибиторы

Катализатор (греч. katalysis — разрушение) — вещество, ускоряющее химическую реакцию, но не участвующее в ней. Катализатор не расходуется в химической реакции.

Многие химические реакции в нашем организме протекают с участием катализаторов — белковых молекул, ферментов. Без катализаторов
подобные реакции шли бы сотни лет, а с катализаторами идут одну долю секунды.

Катализом называют явление ускорения химической реакции под действием катализатора, а химические реакции, идущие с участием катализатора
— каталитическими.

Ингибитор (лат. inhibere — задерживать) — вещество, замедляющее или предотвращающее протекание какой-либо химической реакции.

Ингибиторы применяют для замедления коррозии металла, окисления топлива, старения полимеров. Многие лекарственные вещества
являются ингибиторами.

Так при лечении гастрита — воспаления желудка (греч. gaster — желудок) или язв часто назначаются ингибиторы протонной помпы — химические вещества,
которые блокирует выработку HCl слизистой желудке. В результате этого соляная кислота прекращает воздействие на поврежденную стенку желудка,
воспаление стихает.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Калькулятор температурного коэффициента (Q10)

— PhysiologyWeb

Температурный коэффициент ( Q ₁₀ ) Калькулятор

Температурный коэффициент ( Q ₁₀ ) представляет собой коэффициент, на который скорость ( R ) реакции увеличивается на каждые 10 градусов повышения температуры ( T ). Скорость ( R ) может представлять любую меру прогресса процесса.Например, скорость может быть скоростью распространения потенциала действия по нервному волокну (например, м / с), или это может быть скорость, с которой производятся продукты химической реакции (например, ммоль / с), или это может быть ток (электрический эквивалент ионного потока), проводимый через ионный канал, насос или транспортер (например, pA, nA, μA и т. д.), или это может быть скорость, с которой сердце сокращается в минуту (т. е. , ударов в минуту, уд / мин). В типичном эксперименте скорость исследуемого физиологического процесса измеряется при двух различных температурах: T ₁ и T ₂ (где T ₂ > T ₁ ), таким образом давая измерения скорости R ₁ (измерено при T ₁ ) и R ₂ (измерено при T ₂ ), соответственно.Уравнение Q ₁₀ (см. Ниже) затем используется для оценки Q ₁₀ для процесса. Единицей измерения температуры должен быть градус Цельсия или Кельвин, и он не может быть какой-либо другой единицей, например Фаренгейтом. Обратите внимание, что T ₁ и T ₂ не обязательно должны находиться на расстоянии 10 градусов друг от друга, чтобы использовать это уравнение. Имейте в виду, что одна и та же единица измерения должна использоваться для двух температур ( T ₁ и T ₂ ), при которых выполняются измерения скорости.Более того, измерения скорости ( R ₁ и R ₂ ) должны иметь одну и ту же единицу. Q ₁₀ значений полезны, потому что они могут использоваться для механистического понимания исследуемого физиологического процесса (см. Ниже).

Температурный коэффициент ( Q ₁₀ ) уравнение

• Q ₁₀ — коэффициент , на который скорость реакции увеличивается при повышении температуры на десять градусов. Q ₁₀ — безразмерная величина.
• R ₁ — измеренная скорость реакции при температуре T ₁ (где T ₁ < T ₂ ). Обратите внимание, что R ₁ и R ₂ должны иметь одну и ту же единицу.
• R ₂ — измеренная скорость реакции при температуре T ₂ (где T ₂ > T ₁ ).Обратите внимание, что R ₁ и R ₂ должны иметь одну и ту же единицу.
• T ₁ — температура, при которой измеряется скорость реакции R ₁ (где T ₁ < T ₂ ). Единицей измерения температуры должен быть градус Цельсия или Кельвин, и он не может быть какой-либо другой единицей, например Фаренгейтом. Обратите внимание, что T ₁ и T ₂ должны иметь одну и ту же единицу. T ₁ и T ₂ не обязательно должны быть разнесены точно на 10 градусов.
• T ₂ — температура, при которой измеряется скорость реакции R ₂ (где T ₂ > T ₁ ). Единицей измерения температуры должен быть градус Цельсия или Кельвин, и он не может быть какой-либо другой единицей, например Фаренгейтом. Обратите внимание, что T ₁ и T ₂ должны иметь одну и ту же единицу. T ₁ и T ₂ не обязательно должны быть разнесены точно на 10 градусов.

Q ₁₀ калькулятор

Каждая ячейка калькулятора, показанная ниже, соответствует члену в приведенной выше формуле. Введите соответствующие значения во все ячейки, кроме той, которую вы хотите вычислить. Следовательно, по крайней мере четыре ячейки должны иметь значения, и не более одной ячейки может быть пустой . Значение пустой ячейки будет рассчитано на основе других введенных значений.После выполнения вычисления вычисленная ячейка будет выделена, и последующие вычисления будут вычислять значение выделенной ячейки (без требования иметь пустую ячейку). Однако пустая ячейка имеет приоритет над выделенной ячейкой.

Обратите внимание, что единицы измерения температуры, используемые в приведенном выше уравнении, должны быть в градусах Цельсия или Кельвина (не Фаренгейта). Если значения температуры указаны в градусах Фаренгейта, сначала преобразуйте их в соответствующие значения в градусах Цельсия или Кельвина.

Интерпретация Q ₁₀

Q ₁₀ — безразмерная величина. Это коэффициент , на который скорость увеличивается при повышении температуры на десять градусов. Если скорость реакции полностью не зависит от температуры, из приведенного выше уравнения видно, что в результате Q ₁₀ будет 1,0. Если скорость реакции увеличивается с повышением температуры, Q ₁₀ будет больше 1.Таким образом, чем больше процесс зависит от температуры, тем выше будет его значение Q ₁₀ . Q ₁₀ составляет ~ 1 для диффузии ионов и молекул в объемных растворах. Для типичных химических реакций Q ₁₀ составляют ~ 2. Для многих биологических процессов, особенно тех, которые связаны с крупномасштабными конформационными изменениями белков, значения Q ₁₀ больше двух. Таким образом, значения Q ₁₀ могут использоваться для механистического понимания исследуемого физиологического процесса.

Хотя Q ₁₀ — удобный способ исследовать и сообщать о температурной зависимости процесса, следует иметь в виду, что тщательное изучение температурной зависимости процесса требует, чтобы скорость измерялась при более чем две температуры. Обычно скорость реакции измеряется при нескольких (5 или более) температурах, которые разумно представляют соответствующий физиологический температурный диапазон. Собранные данные затем наносятся на график Аррениуса, который дает энергию активации ( E _a ) для исследуемого процесса.Подобно Q ₁₀ , E также используется для вывода механистической информации о процессе, но E _a считается более подходящим подходом.

Размещено: 20 декабря 2005 г., вторник
Последнее обновление: 28 августа 2015 г.

факторов, влияющих на скорость реакции — учебный материал для IIT-JEE

Природа реагентов

(i) Физическое состояние реагентов

• Это значительно влияет на скорость реакции.

• Скорость реакции уменьшается: газообразное состояние> жидкое состояние> твердое состояние

• В гетерогенной системе столкновение не так эффективно, как в гомогенной системе. Таким образом, при одинаковых концентрациях реагентов реакции в жидкой фазе или фазе раствора будут протекать быстрее по сравнению с гетерогенными условиями.

(ii) Физический размер реагентов

• Среди твердых веществ скорость увеличивается с уменьшением размера частиц.

• В порошкообразном состоянии скорость реакции максимальна, потому что в порошкообразном состоянии площадь поверхности максимальна.

(iii) Химическая природа реагентов

2НО (г) + O ₂ (г) → 2НО ₂ (г) …… (i)

CH ₂ (г) + 2O ₂ (г) → CO ₂ (г) + 2H ₂ O ….. (ii)

• Первая реакция протекает быстрее, чем вторая, потому что в первой реакции должна быть разорвана только связь N ≡ O, тогда как во второй реакции должны быть разорваны четыре (C-H) связи.

• Аналогичным образом рассмотрим другой пример двух подобных реакций:

2НО (г) + O ₂ (г) → 2НО ₂ (г) …… (iii)

2CO (г) + 2O ₂ (г) → 2CO ₂ (г) …… (iv)

Концентрация реагентов

А + В → С + D; Коэффициент = k [A] [B]

• Скорость вышеуказанной реакции уменьшается с течением времени, поскольку концентрация реагентов A и B будет уменьшаться с течением времени.

• Рассмотрим следующую обратимую реакцию: A + B ↔ C + D

• Скорость прямой реакции = k _f [A] [B]

• Скорость обратной реакции = k _b [C] [D]

• Скорость прямой реакции снижается, а скорость обратной реакции увеличивается с течением времени.

• В состоянии равновесия обе ставки становятся равными.

Факторы, влияющие на скорость реакции, см. В следующем видео

Влияние температуры

• Скорость реакции значительно увеличивается с повышением температуры.

• Скорость многих реакций увеличивается примерно вдвое или втрое на каждые 10 ^o ° C повышения температуры.

• Температурный коэффициент химической реакции определяется как отношение удельных скоростей реакции при двух температурах, различающихся на 10 ^o C.

• μ = Температурный коэффициент = k _{(r + 10)} / k _t

• Пусть температурный коэффициент реакции равен «μ» при повышении температуры с T ₁ до T ₂ ; тогда отношение констант скорости или скорости может быть рассчитано как

Обычно его значение составляет от 2 до 3.

Для объяснения влияния температуры на скорость реакции. Аррениус предложил теорию скорости реакции, которая гласит:

• Химическая реакция происходит при столкновении между молекулами реагента, и для того, чтобы столкновение было эффективным, сталкивающиеся молекулы должны обладать некоторой определенной минимальной энергией, называемой пороговой энергией реакции.

• Молекулы реагента, имеющие энергию, равную или превышающую пороговое значение, называются активными молекулами, а молекулы с энергией меньше порогового значения — пассивными молекулами.

• При данной температуре существует динамическое равновесие между активными и пассивными молекулами. Процесс превращения пассивных молекул в активные является эндотермическим, повышение температуры увеличивает количество активных молекул и, следовательно, реакцию.

Пассивные молекулы Активные молекулы, DH = + ve

• Понятие энергии активации (Еа)

• Дополнительное количество энергии, которое молекулы реагента (имеющие энергию ниже порогового значения) должны приобрести, чтобы их взаимное столкновение могло привести к разрыву связи (й) и, следовательно, реакции, называется энергией активации реакции.Обозначается символом E _a . Таким образом,

E _a = Пороговая энергия — Фактическая средняя энергия

E _a выражается в ккал моль ^–1 или кДж моль ^–1 .

• Суть теории скорости реакции Аррениуса состоит в том, что на пути реакции между реагентом (ами) и продуктом (ами) существует энергетический барьер, и для того, чтобы реакция произошла, молекулы реагента должны подняться через вершину барьера, что они и делают. столкновение.Существование энергетического барьера и концепцию Ea можно понять из следующей диаграммы.

? = Сумма энтальпий реагентов

? = Сумма энтальпий продуктов

H = Изменение энтальпии во время реакции

Ea ₁ = Энергия активации прямой реакции (FR)

Ea ₂ = Энергия активации обратной реакции (BR)

Частота столкновений — это количество столкновений на единицу объема в единицу времени. Обозначается символом Z. Z прямо пропорционален ÖT. При повышении температуры на 10 °. Таким образом, это доля от общего числа эффективных столкновений, которая заметно увеличивается при повышении температуры на 10 °, что приводит к заметному увеличению скорости реакции.

Катализатор

Катализатор — это вещество, которое увеличивает скорость реакции, но не расходуется в конце реакции, и это явление называется катализом. Есть некоторые катализаторы, которые уменьшают скорость реакции, и такие катализаторы называются отрицательными катализаторами. Очевидно, что катализатор, ускоряющий скорость, будет положительным катализатором.Однако термин «положительный» используется редко, и сам катализатор подразумевает положительный катализатор.

Катализатор, как правило, представляет собой посторонние вещества, но иногда один из образовавшихся продуктов может действовать как катализатор, и такой катализатор называется «автокатализатором», и это явление называется автокатализом.

Наличие положительного катализатора

• Функция позитива — снизить энергию активации.

• Чем больше уменьшение энергии активации, вызванное катализатором, тем выше будет скорость реакции.

• В присутствии катализатора реакция идет по пути с более низкой энергией активации. В этом случае большое количество реагирующих молекул может пересечь энергетический барьер, и, таким образом, скорость реакции увеличивается.

• Энергия активации снижается в присутствии катализатора.

Наличие отрицательного катализатора

• Отрицательный катализатор увеличивает энергию активации реакции за счет образования нового промежуточного продукта с высокой энергией, т.е. за счет изменения механизма реакции.

• Из-за увеличения энергии активации некоторые активные молекулы становятся неактивными, поэтому скорость реакции снижается.

Пусть «p» обозначает присутствие катализатора, а «a» обозначает отсутствие катализатора.

k _p = Ae ^{-E _p / RT} …. (i)

k _a = Ae ^{-E _a / RT} … (ii)

Разделив (1) на (2), получим

k _p / k _a = e ^{(E _a — E _p ) / RT} = e ^{? E / RT}

k _p / k _a = Antilog [? E / (2.303 RT)]

Вопрос 1:

Какой из следующих факторов не влияет на скорость реакции?

а.Температура

г. Катализатор

г. Концентрация реактивов

г. Тип продукта

Вопрос 2:

Среди твердых веществ скорость увеличивается с уменьшением размера частиц.

а. давление

г. размер частиц

г. концентрация

г. масса частицы

Вопрос 3:

Отрицательный катализатор увеличивает

а. скорость реакции

г.энергия активации

г. количество сформированного продукта

г. скорость обратной реакции

Вопрос 4:

Наклон графика графика ₁₀ k vs [1 / T] дает энергию активации, а точка пересечения дает коэффициент частоты

а. Коэффициент частоты

г. постоянная скорости

c.rate f реакции

d. Температурный коэффициент

Связанные ресурсы

Чтобы узнать больше, купите учебные материалы по химической кинетике, в том числе учебные заметки, заметки о пересмотрах, видеолекции, решенные вопросы за предыдущий год и т.Также поищите здесь дополнительные учебные материалы по химии.

Температурная зависимость | Протокол

Химическая кинетика

Скорость реакции — это скорость, с которой происходит химическая реакция. Скорость реакции определяется как изменение концентрации компонента в реакции во времени. Скорость реакции зависит от нескольких факторов, включая концентрацию реагентов и температуру, при которой проводится реакция. Каждый реагент влияет на скорость реакции определенным фактором.Это соотношение определяется законом скорости реакции.

Закон о тарифах

Закон скорости — это уравнение, которое описывает взаимосвязь между концентрацией реагентов, A и B, и порядком их реакции, m и n. Константа скорости k связывает концентрации и порядки реагентов со скоростью реакции. Это зависит от реакции как от температуры, при которой происходит реакция.

r = k [A] ^m [B] ⁿ для aA + bB → cC

Уравнение Аррениуса

Уравнение Аррениуса связывает константу скорости реакции с энергией активации химической реакции.Энергия активации определяется как количество энергии, необходимое для протекания химической реакции. Если реакция не удовлетворяет этой потребности в энергии активации, реакция не будет продолжаться.

Отрицательная экспоненциальная зависимость между k и температурой указывает на то, что с увеличением температуры значение k также увеличивается. Поскольку константа скорости может быть определена экспериментально в широком диапазоне температур, энергия активации может быть рассчитана с использованием уравнения Аррениуса.После натурального логарифма обеих частей уравнение Аррениуса переписывается как линейное уравнение.

График зависимости ln k от 1 / T дает прямую линию с наклоном, равным -E _a / R, и пересечением по оси y ln A. Поскольку постоянная идеального газа R известна, E _a можно определить графически, используя серию значений k при различных температурах.

Катализаторы и энергия активации

Некоторые химические реакции имеют достаточно большую энергию активации, что заставляет реакцию протекать медленно или вообще.Реакция разложения перекиси водорода на кислород и воду происходит самопроизвольно, но с невероятно медленной скоростью. Один из способов преодоления этого начального барьера — подача энергии в виде тепла. Однако это не всегда идеально, поскольку чрезмерное нагревание может повлиять на стабильность продуктов или реагентов или может способствовать побочным реакциям.

Энергию активации химических реакций можно изменить с помощью катализаторов. Катализатор снижает энергию активации химической реакции, но не расходуется на нее.Другими словами, катализатор облегчает химическую реакцию, облегчая преодоление критической потребности в энергии активации. При разложении перекиси водорода добавление нитрата железа снижает энергию активации и позволяет реакции протекать с большей скоростью. Однако важно отметить, что, хотя катализатор может влиять на скорость реакции , катализатор НЕ изменяет количество продукта, полученного в результате реакции.

Список литературы

1. Коц, Дж.К., Трейхель-младший, П.М., Таунсенд, Дж. Р. (2012). Химия и химическая активность . Белмонт, Калифорния: Брукс / Коул, Cengage Learning.
2. Зильберберг, М. (2009). Химия: молекулярная природа вещества и изменения . Бостон, Массачусетс: Макгроу Хилл.

Pagina niet gevonden | Digitaal Wetenschapshistorisch Centrum

Archives of IT предлагает новую временную шкалу отрасли, которая процветала с момента изобретения цифрового компьютера с хранимыми программами — см. Https: // archivesit.org.uk/contributions/timeline/
Lees Meer…

Мы ищем высокомотивированного аспиранта, который захочет изучить историческую роль МАГАТЭ в стандартизации и регулировании использования ядерной энергии в регионе Global South . Ожидается, что успешный кандидат обратит внимание на правовую базу радиационной защиты, которую МАГАТЭ сформировало и внедрило в развивающихся странах в период после Второй мировой войны.Мы особенно заинтересованы в тех, кто мог бы изучить роль МАГАТЭ в развитии ядерного права. Интересующие регионы: Африка, и Латинская Америка. Lees Meer…

TACITROOTS приглашает кандидатов на полностью предоставленную должность доктора философии в трехлетней программе исторических исследований (https://www.unimi.it/en/ugov/pl/cdsi20200000r18of1) на факультете исторических исследований университета Милана, Италия (Università degli Studi di Milano).Должность доктора философии будет сосредоточена на анализе взаимосвязи между Accademia del Cimento и производством книг путем анализа изданий, выпущенных в орбите этой первой европейской научной академии. Lees Meer…

NWO kent een субсидия для Open Competitie toe aan het project Визуализация неизвестного в науке и обществе 17-го века . В этом проекте реконструируется ондерзекерс ван хет Гюйгенс ING, Институт Макса Планка и Рейксмузеум Бурхаве мотыга zeventiende-eeuwse microscopisten hun baanbrekende ontdekkingen visueel Wастлегден ан deelden.Zoals de ‘spiky blob’-afbeelding van het corona-virus showsreert, liep de visuele, ver voor op het vaststellen van de wetenschappelijke feiten.

Lees Meer…

С момента появления кино в конце девятнадцатого века движущиеся изображения стали неотъемлемой частью создания и распространения науки. В обширной междисциплинарной литературе рассматривались такие представления науки в кино и на телевидении, а также исследовалось, как ученые использовали движущиеся изображения для проведения исследований и передачи знаний.

В ответ на растущий интерес к науке и движущимся изображениям этот онлайн-семинар использует концепцию «посредничества» в качестве отправной точки для обсуждения новых подходов и методологий. Интермедиальность, придуманная специалистами в области медиа для описания взаимодействия между различными медиа, усиливает их множественные значения и гетерогенные взаимосвязи. Движущиеся изображения особенно подходят для промежуточного анализа, потому что они часто состоят из взаимосвязанных визуальных образов, речи, музыки и текста; фильм также может быть разрезан на кадры для воспроизведения в газетах, рекламных объявлениях и журналах.Lees Meer…

С момента своего создания после Второй мировой войны ЮНЕСКО превратилась в политическое поле битвы, на котором различные взгляды на науку и мировой порядок боролись за гегемонию. Как известно, Джулиан Хаксли (1887–1975) и Джозеф Нидхэм (1900–1995) были первым генеральным директором и первым директором Отделения естественных наук. Их администрация подчеркнула «социальные последствия науки» — через влияние берналистского марксизма — и «принцип периферии» в международных отношениях.Они также включали популяризацию науки в свои приоритеты, но программа популяризации ЮНЕСКО начнется только тогда, когда холодная война усилится и политика Хаксли и Нидхема будет заменена руководством физика Пьера Оже (1899-1993) в качестве нового главы отдела естественных наук. Разделение.

Lees Meer…

Комитет конференций BSHS теперь предлагает предложения по отдельным докладам и сессиям от историков науки, технологий и медицины, а также от их коллег из более широкого научного сообщества по любой теме, теме или периоду.Lees Meer…

Конференция Гордона Кейна 2021 года посвящена увлекательному взаимодействию науки, технологий и международных отношений после Второй мировой войны. Тем самым он знаменует собой появление дипломатических исследований науки как области на пересечении науки и технологий, истории науки, истории дипломатии и международной политики. Центр истории химии им. Бекмана при Институте истории науки и научный сотрудник конференции Гордона Кейна Мария Рентетци приглашают к участию в исследованиях, которые исследуют способы совместного производства науки и дипломатии во второй половине 20-го ^{-х годов} -го века, достигнув настоящее время.

Lees Meer…

Главный вопрос этого семинара: что такое эпидемиология? Мы откроем форум для творческих исследований новой историографии эпидемиологии в долгом двадцатом веке (1890–2010). Учитывая нашу презентацию Covid, вопрос семинара заставит задуматься о значении этой истории в рамках продолжающейся пандемии.

Lees Meer…

Центр истории физики Американского института физики предоставляет субсидии для поддержки исследований в области истории физических наук.Предыдущие получатели использовали гранты для поддержки диссертационных исследований, собеседований по устной истории, книжных проектов и многого другого.

Lees Meer…

12.1 Скорость химических реакций — Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

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

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

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

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

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

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

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

Это математическое представление изменения концентрации частиц с течением времени представляет собой скоростное выражение для реакции. Скобки указывают молярные концентрации, а символ дельта (Δ) указывает «изменение в». Таким образом, [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_1} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в определенный момент времени t ₁ ; аналогично [латекс] [\ text {H} _2 \ text {O} _2] _ {t_2} [/ latex] представляет молярную концентрацию перекиси водорода в более позднее время t ₂ ; и Δ [H ₂ O ₂ ] представляет собой изменение молярной концентрации пероксида водорода 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; мы ставим отрицательный знак перед выражением, потому что скорость реакции, по соглашению, является положительной величиной. На рисунке 1 приведен пример данных, собранных во время разложения H ₂ O ₂ .

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

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

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

Такое поведение указывает на то, что реакция постоянно замедляется со временем. Использование концентраций в начале и в конце периода времени, в течение которого скорость реакции изменяется, приводит к вычислению средней скорости для реакции за этот временной интервал. В любое конкретное время скорость, с которой протекает реакция, известна как ее мгновенная скорость . Мгновенная скорость реакции в «нулевой момент времени», когда реакция начинается, равна ее начальной скорости .Рассмотрим аналогию с автомобилем, который замедляется при приближении к знаку остановки. Начальная скорость транспортного средства — аналогичная началу химической реакции — будет показанием спидометра в момент, когда водитель начинает нажимать на тормоза ( т 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 коротким интервалом времени. Если построить график зависимости концентрации перекиси водорода от времени, мгновенная скорость разложения H ₂ O ₂ в любой момент времени t будет выражена наклоном прямой линии, касательной к кривой в это время ( Фигура 2). Мы можем использовать исчисление для оценки наклона таких касательных, но процедура для этого выходит за рамки этой главы.

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

Скорость реакции при анализе: тест-полоски для анализа мочи

Врачи часто используют одноразовые тест-полоски для измерения количества различных веществ в моче пациента (рис. 3).Эти тест-полоски содержат различные химические реагенты, внедренные в небольшие подушечки в различных местах вдоль полоски, которые меняют цвет при воздействии достаточных концентраций определенных веществ. {-} \; {\ xrightarrow [\ text {катализатор}] {}} \; \ текст {I} _2 \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} \; + \; \ text {O} _2 [/ latex]

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

Две показанные выше тестовые реакции по своей природе очень медленные, но их скорость увеличивается за счет специальных ферментов, встроенных в подушечку для тест-полосок. Это пример катализатора , тема которого обсуждается далее в этой главе. Обычной тест-полоске для определения глюкозы в моче требуется около 30 секунд для завершения реакции формирования цвета.Слишком раннее прочтение результата может привести к 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 ложноположительному результату из-за более медленного (не катализируемого) окисления йодид-иона другими веществами, обнаруженными в моче.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Точно так же скорость образования H ₂ в три раза превышает скорость образования N ₂ , потому что три моля H ₂ образуются в течение времени, необходимого для образования одного моля N ₂ :

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

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

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

Пример 1

Выражения для относительных скоростей реакций
Первым шагом в производстве азотной кислоты является сжигание аммиака:

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

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

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

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

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

Пример 2

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

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

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

Какова мгновенная скорость производства H ₂ O и O ₂ ?

Раствор
Используя стехиометрию реакции, мы можем определить, что:

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

Следовательно:

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

и

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

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

Ответ:

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

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

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

Химия: упражнения в конце главы

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

   Если скорость исчезновения Br ^— ( вод. ₂ ( водн. ) в данный момент?

Глоссарий

средняя оценка

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

начальная ставка

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

мгновенная ставка

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

скорость реакции

мера скорости, с которой протекает химическая реакция

скорость выражения

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

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

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

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

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

Химическая стехиометрия

Температурная компенсация проводимости

Электропроводность (ЕС) водного раствора значительно увеличивается с температурой: около 2 на градус Цельсия. На практике используется несколько эмпирических формул для преобразования измеренных значений ЕС в эталонную температуру 25 .Но какова физическая идея всех этих уравнений?

Ответ на этот вопрос заключается в фундаментальной взаимосвязи между электропроводностью, коэффициентами диффузии и вязкостью воды.

ЕС, коэффициенты диффузии и вязкость воды

Два уравнения, связывающие три физические величины (ЕС, коэффициент диффузии D и вязкость воды η):

Уравнение Нернста-Эйнштейна устанавливает пропорциональность между ЕС и коэффициентами диффузии D _i растворенных ионов:

где F обозначает постоянную Фарадея, R — газовая постоянная, T — температура в Кельвинах, z — электрический заряд, c — молярная концентрация растворенного иона (ов).

Уравнение Стокса-Эйнштейна описывает связь между коэффициентом диффузии D и вязкостью η:

с k _B в качестве постоянной Больцмана и r в качестве «гидравлического радиуса» диффундирующего иона. Сам по себе параметр r не имеет отношения к нашему рассмотрению, поскольку он сокращается, если мы рассматриваем D и η при двух температурах T ₁ и T ₂ :

С другой стороны, согласно 1 , EC прямо пропорционально D / T, что дает:

Если T ₁ относится к температуре воды T, а T ₂ — к эталонной температуре 25 , то после перестановки 4 формула температурной компенсации выражается как отношение вязкости воды в Т и в 25 :

где EC и η (без нижнего индекса) относятся к температуре воды T. {A / B} \)

Числовое значение преобразования 20 в 25 можно легко вычислить: (η ₂₅ / η ₂₀ ) = 0.{A / B} \, \ cdot \, EC_ {25} \)

Это нелинейное уравнение используется программой aqion для преобразования EC ₂₅ в EC при заданной температуре воды. Сам EC ₂₅ рассчитывается с помощью общего подхода, основанного на коэффициентах диффузии и молярных концентрациях растворенных ионов.

[Примечание: хотя на первый взгляд это не очевидно, 8 обеспечивает правильную нормализацию, то есть соотношение EC / EC ₂₅ становится ровно 1 для 25 .]

Линеаризация

Вместо общего подхода в 8 широко используются линейные формулы. Наиболее распространенный тип линейного выражения получается из 8 разложением в ряд Тейлора (в котором члены высшего порядка в (t – 25) не учитываются):

Математический вывод представлен в приложении.

Эмпирические значения параметра находятся в диапазоне от a = 0,01 до 0,03. Например, Hayashi ^{вывел коэффициент компенсации 0,019 из исследования природных вод. Это близко соответствует теоретическому значению:}

.

Сравнение нелинейной и линейной модели

Поучительно сравнить общую и линейную формулы компенсации.На следующей диаграмме представлена ​​EC / EC ₂₅ в диапазоне температур от 0 до 100 :

Очевидно, что при t = 25 поправка ровно 1.{A / B \ cdot \ ln 10}} \ \ приблизительно \ 0.889 \, ({1+ A / B \ cdot \ ln 10}) \)

Теперь мы упростим соотношение A / B, которое основано на 6a и (6b). Игнорирование всех квадратичных и более высоких членов в θ = t – 25 приводит к:

То есть получаем A / B · ln10 = 2,302 · A / B ≈ 0,023 (θ + 5). Вставив это в A1 , получим

Возвращаясь от θ = t – 25 к t и игнорируя небольшой температурный сдвиг 0,5, получаем окончательное выражение:

(A4)

\ (\ dfrac {EC} {EC_ {25}} \ = \ 1 + 0. alexxlab Посмотреть все записи автора alexxlab → Вам также может понравиться Генерация энергии: Генерация электроэнергии 28.12.197029.12.2021 Формулы электрические: Электрические формулы и их описание 26.02.202130.09.2020 Що таке магнітні матеріали: Магнітні матеріали 09.01.202109.11.2020 Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт