Mõistet "kiirus" kohtab kirjanduses üsna sageli. Füüsikast on teada, et mida pikem vahemaa saab üle materiaalne keha(inimene, rong, kosmoselaev) teatud aja jooksul, seda suurem on selle keha kiirus.

Kuidas kiirust mõõta keemiline reaktsioon, mis “ei lähe kuhugi” ega kata vahemaad? Sellele küsimusele vastamiseks peate välja selgitama, mida Alati muutub sisse ükskõik milline keemiline reaktsioon? Kuna igasugune keemiline reaktsioon on aine muutumise protsess, kaob algne aine selles, muutudes reaktsiooniproduktideks. Seega keemilise reaktsiooni käigus aine hulk alati muutub, lähteainete osakeste arv väheneb ja seetõttu ka selle kontsentratsioon (C).

Ühtne riigieksami ülesanne. Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline muutusega:

1. aine kontsentratsioon ajaühikus;
2. aine kogus mahuühiku kohta;
3. aine mass mahuühiku kohta;
4. aine maht reaktsiooni ajal.

Võrrelge nüüd oma vastust õige vastusega:

keemilise reaktsiooni kiirus võrdub reagendi kontsentratsiooni muutusega ajaühikus

Kus C 1 Ja Alates 0- reagentide lõpp- ja algkontsentratsioonid; t 1 Ja t 2- vastavalt katse aeg, viimane ja esialgne ajavahemik.

küsimus. Kumb väärtus on teie arvates suurem: C 1 või Alates 0? t 1 või t 0?

Kuna reagendid kuluvad antud reaktsioonis alati ära, siis

Seega on nende suuruste suhe alati negatiivne ja kiirus ei saa olla negatiivne suurus. Seetõttu ilmub valemis miinusmärk, mis samaaegselt näitab, et kiirus ükskõik milline reaktsioonid aja jooksul (konstantsetes tingimustes) on alati väheneb.

Seega on keemilise reaktsiooni kiirus:

Tekib küsimus: millistes ühikutes tuleb mõõta reagentide (C) kontsentratsiooni ja miks? Sellele vastamiseks peate mõistma, mis tingimus on peamine mis tahes keemilise reaktsiooni toimumiseks.

Et osakesed reageeriksid, peavad nad vähemalt kokku põrkuma. Sellepärast mida suurem on osakeste* arv (moolide arv) ruumalaühiku kohta, seda sagedamini nad põrkuvad, seda suurem on keemilise reaktsiooni tõenäosus.

* Mis on mutt, loe õppetunnist 29.1.

Seetõttu kasutavad nad keemiliste protsesside kiiruste mõõtmisel molaarne kontsentratsioon ained reageerivates segudes.

Aine molaarne kontsentratsioon näitab, mitu mooli seda sisaldub 1 liitris lahuses

Seega, mida suurem on reageerivate ainete molaarne kontsentratsioon, seda rohkem osakesi mahuühiku kohta, mida sagedamini nad põrkuvad, seda suurem (muude võrdsed tingimused) keemilise reaktsiooni kiirus. Seetõttu on keemilise kineetika põhiseadus (see on keemiliste reaktsioonide kiiruse teadus). massilise tegevuse seadus.

Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

A + B →... tüüpi reaktsiooni korral saab seda seadust matemaatiliselt väljendada järgmiselt:

Kui reaktsioon on keerulisem, näiteks 2A + B → või, mis on sama, A + A + B → ..., siis

Seega ilmus kiirusvõrrandisse eksponent « kaks» , mis vastab koefitsiendile 2 reaktsioonivõrrandis. Keerulisemate võrrandite puhul suuri eksponente tavaliselt ei kasutata. See on tingitud asjaolust, et näiteks kolme molekuli A ja kahe molekuli B samaaegse kokkupõrke tõenäosus on äärmiselt väike. Seetõttu toimuvad paljud reaktsioonid mitmes etapis, mille käigus ei põrga kokku rohkem kui kolm osakest ja protsessi iga etapp kulgeb teatud kiirusega. See kiirus ja selle kineetilise kiiruse võrrand määratakse eksperimentaalselt.

Ülaltoodud keemilise reaktsiooni kiiruse võrrandid (3) või (4) kehtivad ainult nende jaoks homogeenne reaktsioonid, st selliste reaktsioonide jaoks, kui reageerivad ained ei ole pinnaga eraldatud. Näiteks reaktsioon toimub vesilahuses ja mõlemad reagendid lahustuvad hästi vees või mis tahes gaasisegus.

Teine asi on, millal see juhtub heterogeenne reaktsioon. Sel juhul on reageerivate ainete, näiteks süsinikdioksiidi, vahel liides gaas reageerib veega lahendus leelised. Sel juhul reageerib iga gaasimolekul võrdselt tõenäoliselt, kuna need molekulid liiguvad kiiresti ja kaootiliselt. Kuidas on lood vedela lahuse osakestega? Need osakesed liiguvad äärmiselt aeglaselt ja leeliseosakestel, mis on "põhjas", pole praktiliselt mingit võimalust reageerida süsinikdioksiid, kui lahust pidevalt ei segata. Reageerivad ainult need osakesed, mis “matavad pinnal”. Nii et heterogeenne reaktsioonid -

reaktsioonikiirus sõltub liidese pinna suurusest, mis lihvimisel suureneb.

Seetõttu purustatakse väga sageli reageerivad ained (näiteks lahustatakse vees), toit näritakse põhjalikult ja küpsetusprotsessis - jahvatatakse, lastakse läbi hakklihamasina jne. Purustamata toiduaine praktiliselt ei ole. seeditav!

Seega koos maksimaalne kiirus(kui muud asjad on võrdsed) toimuvad homogeensed reaktsioonid lahustes ja gaaside vahel (kui need gaasid reageerivad ümbritseva keskkonna tingimustes) ja lahustes, kus molekulid asuvad "lähedal" ja jahvatamine on sama, mis gaasides (ja veelgi enam !), - reaktsioonikiirus on suurem.

Ühtne riigieksami ülesanne. Milline reaktsioon kulgeb kõige kiiremini toatemperatuuril:

1. süsinik hapnikuga;
2. raud vesinikkloriidhappega;
3. triikida lahusega äädikhape
4. leelise ja väävelhappe lahused.

IN sel juhul peame leidma, milline protsess on homogeenne.

Tuleb märkida, et gaasidevahelise keemilise reaktsiooni või heterogeense reaktsiooni kiirus, milles gaas osaleb, sõltub ka rõhust, kuna rõhu suurenemisel gaasid surutakse kokku ja osakeste kontsentratsioon suureneb (vt valem 2). Rõhumuutused ei mõjuta nende reaktsioonide kiirust, milles gaasid ei osale.

Ühtne riigieksami ülesanne. Happelahuse ja raua vahelise keemilise reaktsiooni kiirust see ei mõjuta

1. happe kontsentratsioon;
2. raua lihvimine;
3. reaktsiooni temperatuur;
4. rõhu tõus.

Lõpuks sõltub reaktsiooni kiirus ka ainete reaktsioonivõimest. Näiteks kui hapnik reageerib ainega, siis kui muud tegurid on võrdsed, on reaktsioonikiirus suurem kui sama aine interaktsioonil lämmastikuga. Fakt on see, et hapniku reaktsioonivõime on märgatavalt kõrgem kui lämmastiku oma. Selle nähtuse põhjuseid vaatleme õpetuse järgmises osas (14. õppetund).

Ühtne riigieksami ülesanne. Keemiline reaktsioon vesinikkloriidhappe ja

1. vask;
2. raud;
3. magneesium;
4. tsink

Tuleb märkida, et mitte iga molekulide kokkupõrge ei põhjusta nende keemilist vastasmõju (keemilist reaktsiooni). Vesiniku ja hapniku gaasisegus kl normaalsetes tingimustes sekundis toimub mitu miljardit kokkupõrget. Kuid esimesed reaktsiooni märgid (veepiisad) ilmuvad kolbi alles mõne aasta pärast. Sellistel juhtudel öeldakse, et reaktsioon praktiliselt ei tööta. Aga tema võimalik, kuidas muidu seletada seda, et selle segu kuumutamisel 300 °C-ni läheb kolb kiiresti uduseks ja 700 °C juures toimub kohutav plahvatus! Pole asjata, et vesiniku ja hapniku segu nimetatakse plahvatusohtlikuks gaasiks.

küsimus. Miks teie arvates reaktsioonikiirus kuumutamisel nii järsult suureneb?

Reaktsioonikiirus suureneb, kuna esiteks suureneb osakeste kokkupõrgete arv ja teiseks aktiivne kokkupõrkeid. Just osakeste aktiivsed kokkupõrked põhjustavad nende vastasmõju. Et selline kokkupõrge toimuks, peab osakestel olema teatud hulk energiat.

Energiat, mis osakestel peab olema keemilise reaktsiooni toimumiseks, nimetatakse aktiveerimisenergiaks.

See energia kulub aatomite ja molekulide väliselektronide vaheliste tõukejõudude ületamiseks ning "vanade" hävitamiseks. keemilised sidemed.

Tekib küsimus: kuidas suurendada reageerivate osakeste energiat? Vastus on lihtne - suurendage temperatuuri, kuna temperatuuri tõusuga suureneb osakeste liikumiskiirus ja sellest tulenevalt ka nende kineetiline energia.

Reegel van't Hoff*:

Iga 10 kraadise temperatuuritõusu korral suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30.08.1852–01.03.1911) – Hollandi keemik. Üks füüsikalise keemia ja stereokeemia rajajaid. Nobeli keemiaauhind nr 1 (1901).

Tuleb märkida, et see reegel (mitte seadus!) kehtestati eksperimentaalselt reaktsioonide jaoks, mis olid mõõtmiseks "mugavad", st selliste reaktsioonide jaoks, mis ei kulgenud liiga kiiresti ega liiga aeglaselt ja eksperimenteerijale kättesaadavatel (mitte liiga) temperatuuridel. kõrge ja mitte liiga madal).

küsimus. Mis on teie arvates kõige kiirem viis kartulite küpsetamiseks: keeta või praadida õlikihis?

Kirjeldatud nähtuste tähenduse õigeks mõistmiseks võite võrrelda reageerivaid molekule õpilaste rühmaga, kes on kohe-kohe kõrgele hüppamas. Kui neile antakse 1 m kõrgune tõke, peavad õpilased tõkkest ülesaamiseks üles jooksma (temperatuuri tõstma). Sellegipoolest leidub alati õpilasi ("mitteaktiivseid molekule"), kes ei suuda seda barjääri ületada.

Mida teha? Kui järgite põhimõtet: "Tark inimene ei roni mäkke, tark inimene läheb mäest mööda", siis peaksite lihtsalt tõkke langetama, näiteks 40 cm. Siis saab iga õpilane ületada. barjäär. Peal molekulaarne tase see tähendab: reaktsioonikiiruse suurendamiseks on vaja antud süsteemis aktiveerimisenergiat vähendada.

Reaalsetes keemilistes protsessides täidab seda funktsiooni katalüsaator.

Katalüsaator on aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust jäädes muutmata keemilise reaktsiooni lõpu poole.

Katalüsaator osaleb keemilises reaktsioonis, interaktsioonis ühe või mitme lähteainega. Sel juhul tekivad vaheühendid ja aktivatsioonienergia muutub. Kui vaheühend on aktiivsem (aktiivne kompleks), siis aktivatsioonienergia väheneb ja reaktsioonikiirus suureneb.

Näiteks reaktsioon SO 2 ja O 2 vahel toimub väga aeglaselt, kusjuures normaalsetes tingimustes praktiliselt ei tööta. Kuid NO juuresolekul suureneb reaktsioonikiirus järsult. Esimene EI väga kiiresti reageerib O2-ga:

tulemuseks lämmastikdioksiid kiire reageerib väävel(IV)oksiidiga:

Ülesanne 5.1. Näidake selle näite abil, milline aine on katalüsaator ja milline aktiivne kompleks.

Ja vastupidi, passiivsemate ühendite moodustumisel võib aktivatsioonienergia suureneda nii palju, et reaktsioon nendes tingimustes praktiliselt ei toimu. Selliseid katalüsaatoreid nimetatakse inhibiitorid.

Praktikas kasutatakse mõlemat tüüpi katalüsaatoreid. Nii et spetsiaalsed orgaanilised katalüsaatorid - ensüümid- osaleda absoluutselt kõigis biokeemilistes protsessides: toidu seedimine, lihaste kokkutõmbumine, hingamine. Elu ei saa eksisteerida ilma ensüümideta!

Inhibiitorid on vajalikud metalltoodete kaitsmiseks korrosiooni eest, rasva sisaldavad toiduained oksüdatsioonist (rääsumisest). Mõned ravimid sisaldavad ka inhibiitoreid, mis pärsivad mikroorganismide elutähtsaid funktsioone ja seeläbi hävitavad neid.

Katalüüs võib olla homogeenne või heterogeenne. Homogeense katalüüsi näide on NO (see on katalüsaator) mõju vääveldioksiidi oksüdatsioonile. Heterogeense katalüüsi näide on kuumutatud vase toime alkoholile:

See reaktsioon toimub kahes etapis:

Ülesanne 5.2. Määrake, milline aine on sel juhul katalüsaator? Miks nimetatakse seda tüüpi katalüüsi heterogeenseks?

Praktikas kasutatakse kõige sagedamini heterogeenset katalüüsi, kus katalüsaatoritena toimivad tahked ained: metallid, nende oksiidid jne. Nende ainete pinnal on üksikud punktid(sõlmed kristallvõre), kus katalüütiline reaktsioon tegelikult toimub. Kui need punktid on kaetud võõrkehadega, siis katalüüs peatub. Seda katalüsaatorile kahjulikku ainet nimetatakse katalüütiline mürk. Muud ained - promootorid- vastupidi, need suurendavad katalüütilist aktiivsust.

Katalüsaator võib muuta keemilise reaktsiooni suunda, st katalüsaatorit vahetades saate erinevaid reaktsiooniprodukte. Seega saab alkoholist C2H5OH tsingi- ja alumiiniumoksiidide juuresolekul butadieeni ja kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul etüleeni.

Seega keemilise reaktsiooni käigus muutub süsteemi energia. Kui reaktsiooni ajal energia vabaneb soojuse kujul K, seda protsessi nimetatakse eksotermiline:

Sest endo termilised protsessid soojus neeldub st termiline efekt K< 0 .

Ülesanne 5.3. Määrake, milline kavandatud protsessidest on eksotermiline ja milline endotermiline:

Keemilise reaktsiooni võrrand, milles termiline efekt, nimetatakse reaktsiooni termokeemiliseks võrrandiks. Sellise võrrandi loomiseks on vaja arvutada soojusefekt 1 mooli reagendi kohta.

Ülesanne. 6 g magneesiumi põletamisel vabaneb 153,5 kJ soojust. Kirjutage selle reaktsiooni termokeemiline võrrand.

Lahendus. Loome reaktsiooni võrrandi ja märgime ülaltoodud valemid:

Pärast proportsiooni arvutamist leiame reaktsiooni soovitud termilise efekti:

Selle reaktsiooni termokeemiline võrrand on järgmine:

Sellised ülesanded on antud ülesannetes enamus Ühtse riigieksami valikud! Näiteks.

Ühtne riigieksami ülesanne. Vastavalt termokeemilise reaktsiooni võrrandile

8 g metaani põletamisel eralduv soojushulk on võrdne:

Keemiliste protsesside pöörduvus. Le Chatelier’ põhimõte

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - prantsuse füüsikaline keemik ja metallurg. Formuleeritud tavaõigus tasakaalu nihked (1884).

Reaktsioonid võivad olla pöörduvad või pöördumatud.

Pöördumatu Need on reaktsioonid, mille puhul puuduvad tingimused, mille korral pöördprotsess on võimalik.

Selliste reaktsioonide näideteks on reaktsioonid, mis tekivad piima hapuks muutumisel või maitsva kotleti põletamisel. Nii nagu ei saa hakkliha tagasi läbi hakklihamasina pista (ja jälle lihatükki kätte saada), on võimatu ka kotletti “reanimeerida” või piima värskeks teha.

Kuid esitagem endale lihtne küsimus: kas protsess on pöördumatu?

Sellele küsimusele vastamiseks proovime meeles pidada, kas on võimalik pöördprotsess läbi viia? Jah! Lubjakivi (kriidi) lagundamist kustutamata lubja CaO saamiseks kasutatakse tööstuslikus mastaabis:

Seega on reaktsioon pöörduv, kuna on tingimusi, mille korral mõlemad protsess:

Pealegi on tingimusi, mille alusel edasisuunalise reaktsiooni kiirus on võrdne vastupidise reaktsiooni kiirusega.

Nendel tingimustel on see kehtestatud keemiline tasakaal. Sel ajal reaktsioon ei peatu, kuid saadud osakeste arv on võrdne lagunenud osakeste arvuga. Sellepärast keemilise tasakaalu seisundis ei muutu reageerivate osakeste kontsentratsioonid. Näiteks meie protsessi jaoks keemilise tasakaalu hetkel

märk tähendab tasakaalukontsentratsioon.

Tekib küsimus, mis juhtub tasakaaluga, kui temperatuuri tõsta või alandada või muid tingimusi muuta? Vastus sarnane küsimus sa saad, teades Le Chatelier’ põhimõte:

kui muudate tingimusi (t, p, c), mille korral süsteem on tasakaaluseisundis, nihkub tasakaal protsessi suunas, mis seisab muutustele vastu.

Teisisõnu, tasakaalusüsteem seisab alati vastu igasugusele mõjule väljastpoolt, nagu kapriisne laps, kes teeb „vastupidi“, seisab vastu oma vanemate tahtele.

Vaatame näidet. Luuakse tasakaal reaktsioonis, mille käigus tekib ammoniaak:

Küsimused. Kas reageerivate gaaside moolide arv on sama enne ja pärast reaktsiooni? Kui reaktsioon toimub suletud mahus, millal on rõhk suurem: enne või pärast reaktsiooni?

See on ilmne seda protsessi tekib gaasimolekulide arvu vähenemisega, mis tähendab survet väheneb otsese reaktsiooni käigus. IN tagurpidi reaktsioonid - vastupidi, rõhk segus suureneb.

Küsigem endalt, mis juhtub, kui selles süsteemis suurendama survet? Le Chatelier’ põhimõtte järgi kulgeb edasi reaktsioon, mis “teeb vastupidist”, s.t. alandab survet. See on otsene reaktsioon: vähem molekule gaas - väiksem rõhk.

Niisiis, juures suurendama surve nihkub tasakaal küljele otsene protsess, Kus rõhk langeb, kui molekulide arv väheneb gaasid

Ühtne riigieksami ülesanne. Kell suurendama rõhu tasakaal nihkub õige süsteemis:

Kui reaktsiooni tulemusena molekulide arv gaasid ei muutu, siis rõhu muutus ei mõjuta tasakaaluasendit.

Ühtne riigieksami ülesanne. Rõhu muutus mõjutab tasakaalu nihkumist süsteemis:

Selle ja mis tahes muu reaktsiooni tasakaaluasend sõltub reageerivate ainete kontsentratsioonist: suurendades lähteainete kontsentratsiooni ja vähendades tekkivate ainete kontsentratsiooni, nihutame tasakaalu alati otsereaktsiooni poole (paremale).

Ühtne riigieksami ülesanne.

nihkub vasakule, kui:

1. suurenenud vererõhk;
2. temperatuuri langus;
3. CO kontsentratsiooni suurenemine;
4. CO kontsentratsiooni vähenemine.

Ammoniaagi sünteesi protsess on eksotermiline, st sellega kaasneb soojuse eraldumine, see tähendab temperatuuri tõus segus.

küsimus. Kuidas tasakaal selles süsteemis nihkub millal temperatuuri langus?

Sarnaselt vaidledes teeme ka meie järeldus: vähenedes temperatuuril nihkub tasakaal ammoniaagi moodustumise suunas, kuna selles reaktsioonis eraldub soojust ja temperatuur tõuseb.

küsimus. Kuidas muutub keemilise reaktsiooni kiirus temperatuuri langedes?

Ilmselgelt väheneb temperatuuri langedes mõlema reaktsiooni kiirus järsult, st soovitud tasakaalu saavutamist peate ootama väga kaua. Mida teha? Sel juhul on see vajalik katalüsaator. Kuigi ta ei mõjuta tasakaaluasendit, kuid kiirendab selle seisundi tekkimist.

Ühtne riigieksami ülesanne. Keemiline tasakaal süsteemis

nihkub reaktsioonisaaduse moodustumise suunas, kui:

1. suurenenud vererõhk;
2. temperatuuri tõus;
3. rõhu langus;
4. katalüsaatori kasutamine.

järeldused

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub:

• reageerivate osakeste olemus;
• reagentide kontsentratsioon või liideseala;
• temperatuur;
• katalüsaatori olemasolu.

Tasakaal tekib siis, kui edasisuunalise reaktsiooni kiirus on võrdne kiirusega vastupidine protsess. Sel juhul reagentide tasakaalukontsentratsioon ei muutu. Keemilise tasakaalu seisund sõltub tingimustest ja järgib Le Chatelier' põhimõtet.

7.1. Homogeensed ja heterogeensed reaktsioonid

Kemikaale võib leida erinevatest agregatsiooniseisundid, samas kui nende Keemilised omadused V erinevad osariigid on samad, kuid tegevus on erinev (mida näidati viimases loengus näite abil termiline efekt keemiline reaktsioon).

Vaatleme erinevaid agregatsiooniseisundite kombinatsioone, milles võivad eksisteerida kaks ainet A ja B.

A (g.), B (g.)

A (televiisor), B (televiisor)

A (w.), B (televiisor)

segada

A(tv), B(g.)

A (f.), B (g.)

segada

(lahendus)

heterogeenne

heterogeenne

heterogeenne

homogeenne

heterogeenne

heterogeenne

homogeenne

Hg(l) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Faas on keemilise süsteemi piirkond, mille sees kõik süsteemi omadused on konstantsed (identsed) või muutuvad pidevalt punktist punkti. Igaüks neist on eraldi faasid tahked ained, lisaks on lahuse ja gaasi faasid.

Nimetatakse homogeenseks keemiline süsteem, milles kõik ained on ühes faasis (lahuses või gaasis). Kui faase on mitu, kutsutakse süsteem välja

heterogeenne.

Vastavalt keemiline reaktsioon nimetatakse homogeenseks, kui reagendid on samas faasis. Kui reaktiivid on erinevates faasides, siis keemiline reaktsioon nimetatakse heterogeenseks.

Pole raske mõista, et kuna keemilise reaktsiooni toimumiseks on vajalik reagentide kokkupuude, toimub homogeenne reaktsioon samaaegselt kogu lahuse või reaktsioonianuma mahus, heterogeenne reaktsioon aga kitsal faasidevahelisel piiril – liides. Seega puhtteoreetiliselt toimub homogeenne reaktsioon kiiremini kui heterogeenne.

Nii jõuame kontseptsioonini keemilise reaktsiooni kiirus.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal.

7.2. Keemilise reaktsiooni kiirus

Keemiliste reaktsioonide kiirusi ja mehhanisme uuriv keemiaharu on füüsikalise keemia haru ja seda nimetatakse keemiline kineetika.

Keemilise reaktsiooni kiirus on aine koguse muutus ajaühikus reageeriva süsteemi mahuühiku kohta (homogeense reaktsiooni korral) või pinnaühiku kohta (heterogeense reaktsiooni korral).

Seega, kui maht							või piirkond			liidesed
ei muutu, siis on keemiliste reaktsioonide kiiruste avaldised järgmisel kujul:
hom o

Aine koguse muutumise suhet süsteemi ruumalasse võib tõlgendada kui antud aine kontsentratsiooni muutust.

Pange tähele, et reaktiivide puhul kirjutatakse keemilise reaktsiooni kiiruse avaldis miinusmärgiga, kuna reaktiivide kontsentratsioon väheneb ja keemilise reaktsiooni kiirus on tegelikult positiivne väärtus.

Edasised järeldused põhinevad lihtsatel füüsikalistel kaalutlustel, mis käsitlevad keemilist reaktsiooni mitmete osakeste koostoime tagajärjel.

Elementaarne (või lihtne) on keemiline reaktsioon, mis toimub ühes etapis. Kui etappe on mitu, nimetatakse selliseid reaktsioone kompleks- ehk liit- või brutoreaktsioonideks.

1867. aastal tehti ettepanek kirjeldada keemilise reaktsiooni kiirust massilise tegevuse seadus: elementaarse keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsioonidega stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes.n A +m B P,

A, B – reagendid, P – produktid, n, m – koefitsiendid.

W = k n m

Koefitsienti k nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruskonstandiks,

iseloomustab interakteeruvate osakeste olemust ja ei sõltu osakeste kontsentratsioonist.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal. Nimetatakse suurusi n ja m reaktsioonide järjestus ainete kaupa A ja B vastavalt ning

nende summa (n + m) – reaktsiooni järjekord.

Elementaarreaktsioonide korral võib reaktsiooni järjekord olla 1, 2 ja 3.

Osalevate molekulide arvu alusel nimetatakse 1. järku elementaarreaktsioone monomolekulaarseteks, 2. järku - bimolekulaarseteks, 3. järku - trimolekulaarseteks. Elementaarsed reaktsioonid üle kolmanda järgu on teadmata – arvutused näitavad, et nelja molekuli samaaegne kohtumine ühel hetkel on liiga uskumatu sündmus.

Kuna kompleksreaktsioon koosneb teatud elementaarreaktsioonide jadast, saab selle kiirust väljendada reaktsiooni üksikute etappide kiiruste kaudu. Seetõttu võib keeruliste reaktsioonide järjekord olla mis tahes, sealhulgas murdosa või null ( null järjekord reaktsioon näitab, et reaktsioon toimub konstantse kiirusega ja ei sõltu reageerivate osakeste kontsentratsioonist W = k).

Etappidest kõige aeglasem keeruline protsess mida tavaliselt nimetatakse kiiruse piiramise etapiks.

Kujutage ette, et suur hulk molekule läks tasuta kinosaali, kuid sissepääsu juures oli inspektor, kes kontrollis iga molekuli vanust. Seetõttu siseneb kino ustest ainevoog ja kinosaali sisenevad molekulid ükshaaval, s.t. Nii aeglane.

Elementaarsete esimest järku reaktsioonide näideteks on termilise või radioaktiivse lagunemise protsessid, vastavalt sellele iseloomustab kiiruskonstant k kas keemilise sideme katkemise tõenäosust või lagunemise tõenäosust ajaühikus.

Elementaarsete teist järku reaktsioonide näiteid on palju - see on meile kõige tuttavam reaktsiooniviis - osake A põrkas kokku osakesega B, toimus mingi transformatsioon ja seal juhtus midagi (pange tähele, et produktid ei mõjuta teoreetiliselt midagi - kogu tähelepanu pööratakse ainult reageerivatele osakestele).

Vastupidi, elementaarseid kolmanda järgu reaktsioone on üsna palju, kuna kolme osakese samaaegne kohtumine on üsna haruldane.

Näitena vaatleme keemilise kineetika ennustavat jõudu.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal.

Esimest järku kineetiline võrrand

(illustreeriv lisamaterjal)

Vaatleme homogeenset esimest järku reaktsiooni, mille kiiruskonstant on võrdne k, aine A algkontsentratsioon on võrdne [A]0.

Definitsiooni järgi on homogeense keemilise reaktsiooni kiirus võrdne

K[A]

kontsentratsiooni muutus ajaühikus. Kui aine A –

reaktiiv, pane miinusmärk.

Sellist võrrandit nimetatakse diferentsiaaliks (on

tuletis)

[A]

Selle lahendamiseks kanname kogused vasakule poole

kontsentratsioonid ja paremal - aeg.

Kui kahe funktsiooni tuletised on võrdsed, siis funktsioonid ise

ei tohiks erineda rohkem kui konstandi võrra.

Lahenduste jaoks antud võrrand võtke vasaku külje integraal (üle

kontsentratsioon) ja parem pool (ajaliselt). Et mitte hirmutada

ln[ A ] = −kt +C

kuulajad, piirdume vastusega.

ln sümbol on naturaallogaritm, s.t. number b selline, et

= [A],e = 2,71828…

ln[ A ]- ln0 = - kt

Konstant C leitakse algtingimustest:

t = 0 juures on algkontsentratsioon [A]0

[A]

kordade logaritm –

see on arvu aste, me kasutame astmete omadusi

[A]0

e a− b=

Nüüd vabaneme vastikust logaritmist (vt määratlust

logaritm 6-7 rida kõrgem),

Miks me numbrit tõstame?

võrrandi vasaku ja võrrandi parema poole astmeni.

[A]

E-kt

Korrutage [A]0-ga

[A]0

Esimest järku kineetiline võrrand.

[ A ]= 0 × e − kt

Põhineb

saadud esimese kineetiline võrrand

tellida ehk

arvutatud

aine kontsentratsioon

igal ajal

Meie kursuse eesmärkidel see järeldus on ainult informatiivsel eesmärgil, et näidata teile selle kasutamist matemaatiline aparaat keemilise reaktsiooni edenemise arvutamiseks. Järelikult ei saa pädev keemik matemaatikat tundmata. Õppige matemaatikat!

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal. Reagentide ja saaduste kontsentratsiooni aja sõltuvuses saab esitada kvalitatiivselt järgmisel viisil(Näiteks pöördumatu reaktsioon esimene tellimus)

Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid

1. Reaktiivide olemus

Näiteks järgmiste ainete: H2SO4, CH3COOH, H2S, CH3OH - hüdroksiidiooniga reaktsioonikiirus varieerub sõltuvalt tugevusest H-O võlakirjad. Antud ühenduse tugevuse hindamiseks saate kasutada suhte väärtust positiivne laeng vesinikuaatomil: mida suurem on laeng, seda lihtsam on reaktsioon.

2. Temperatuur

Elukogemus ütleb meile, et reaktsiooni kiirus sõltub temperatuurist ja suureneb temperatuuri tõustes. Näiteks piima hapnemise protsess toimub kiiremini toatemperatuuril kui külmkapis.

Pöördume poole matemaatiline avaldis massilise tegevuse seadus.

W = k n m

Üks kord vasak pool selle avaldise (reaktsioonikiirus) oleneb temperatuurist, seetõttu sõltub avaldise parem pool ka temperatuurist. Sellisel juhul ei sõltu kontsentratsioon loomulikult temperatuurist: näiteks piim säilitab oma 2,5% rasvasisalduse nii külmkapis kui ka toatemperatuuril. Siis, nagu Sherlock Holmes tavatses öelda, on järelejäänud lahendus õige, ükskõik kui kummaline see ka ei tunduks: kiiruskonstant sõltub temperatuurist!

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal. Reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist väljendatakse Arrheniuse võrrandi abil:

− E a

k = k0 eRT,

milles

R = 8,314 J mol-1 K-1 – universaalne gaasikonstant,

E a on reaktsiooni aktiveerimisenergia (vt allpool), seda peetakse tinglikult temperatuurist sõltumatuks;

k 0 on eeleksponentsiaalne tegur (ehk enne eksponentsiaali jääv tegur), mille väärtus on samuti peaaegu sõltumatu temperatuurist ja määratakse ennekõike reaktsiooni järjekorra järgi.

Seega on k0 väärtus ligikaudu 1013 s-1 esimest järku reaktsiooni korral, 10-10 l mol-1 s-1 teist järku reaktsiooni korral,

kolmandat järku reaktsiooni jaoks – 10 -33 l2 mol-2 s-1. Neid väärtusi pole vaja meeles pidada.

Iga reaktsiooni täpsed k0 väärtused määratakse eksperimentaalselt.

Aktiveerimisenergia mõiste saab selgeks järgmiselt jooniselt. Tegelikult on aktiveerimisenergia energia, mis peab reageerival osakesel olema reaktsiooni toimumiseks.

Veelgi enam, kui soojendame süsteemi, suureneb osakeste energia (kriipsuline graafik), samas kui üleminekuolek (≠) jääb samale tasemele. Energiaerinevus üleminekuoleku ja reagentide vahel (aktivatsioonienergia) väheneb ning reaktsioonikiirus vastavalt Arrheniuse võrrandile suureneb.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Massitegevuse seadus. Keemiline tasakaal. Lisaks Arrheniuse võrrandile on olemas Van't Hoffi võrrand, mis

iseloomustab reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist temperatuurikoefitsiendi γ kaudu:

Temperatuurikoefitsient γ näitab, mitu korda suureneb keemilise reaktsiooni kiirus, kui temperatuur muutub 10o võrra.

Van't Hoffi võrrand:

T 2- T 1

W (T2) = W (T1) × γ10

Tavaliselt on koefitsient γ vahemikus 2 kuni 4. Sel põhjusel kasutavad keemikud sageli lähendust, et temperatuuri tõus 20o võrra suurendab reaktsioonikiirust suurusjärgus (st 10 korda).

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub järgmistest teguritest:

1) Reageerivate ainete olemus.

2) Reaktiivide kontaktpind.

3) Reagentide kontsentratsioon.

4) Temperatuur.

5) Katalüsaatorite olemasolu.

Heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub ka:

a) faasiliidese suurus (faasiliidese suurenemisega suureneb heterogeensete reaktsioonide kiirus);

b) faasiliidesele reageerivate ainete tarnimise kiirus ja sealt reaktsioonisaaduste eemaldamise kiirus.

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid:

1. Reaktiivide olemus. Olulist rolli mängib ühendites olevate keemiliste sidemete olemus ja nende molekulide struktuur. Näiteks vesiniku vabanemine tsingi poolt vesinikkloriidhappe lahusest toimub palju kiiremini kui äädikhappe lahusest, kuna H-C1 sideme polaarsus on suurem kui O-N ühendused CH 3 COOH molekulis ehk teisisõnu tänu sellele, et HCl - tugev elektrolüüt, ja CH 3 COOH on vesilahuses nõrk elektrolüüt.

2. Reaktiivide kontaktpind. Mida suurem on reageerivate ainete kontaktpind, seda kiiremini reaktsioon kulgeb. Tahkete ainete pindala saab suurendada neid jahvatades, lahustuvate ainete puhul aga lahustades. Reaktsioonid lahustes tekivad peaaegu koheselt.

3. Reaktiivide kontsentratsioon. Interaktsiooni toimumiseks peavad homogeenses süsteemis reageerivate ainete osakesed põrkuma. Kui suurendatakse reagentide kontsentratsioonid reaktsioonide kiirus suureneb. Seda seletatakse asjaoluga, et aine koguse suurenemisega ruumalaühiku kohta suureneb kokkupõrgete arv reageerivate ainete osakeste vahel. Kokkupõrgete arv on võrdeline reageerivate ainete osakeste arvuga reaktori mahus, st nende molaarsete kontsentratsioonidega.

Väljendatakse reaktsioonikiiruse kvantitatiivset sõltuvust reagentide kontsentratsioonist massilise tegevuse seadus (Guldberg ja Waage, Norra, 1867): keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

Reaktsiooni jaoks:

aA + bB ↔ cC + dD

reaktsioonikiirus vastavalt massimõju seadusele on võrdne:

υ = k[A]υ a ·[B]υ b,(9)

kus [A] ja [B] on lähteainete kontsentratsioonid;

k-reaktsioonikiiruse konstant, mis võrdub reaktsiooni kiirusega reagentide kontsentratsioonidel [A] = [B] = 1 mol/l.

Reaktsioonikiiruse konstant sõltub reagentide olemusest, temperatuurist, kuid ei sõltu ainete kontsentratsioonist.

Avaldist (9) nimetatakse reaktsiooni kineetiline võrrand. Kineetilised võrrandid sisaldavad gaasiliste ja lahustunud ainete kontsentratsioone, kuid ei sisalda tahkete ainete kontsentratsioone:

2SO 2 (g) + 02 (g) = 2SO 3 (g); υ = k 2 · [O2];

CuO (tv.) + H2 (g) = Cu (tv.) + H20 (g); υ = k.

Kineetiliste võrrandite abil saate arvutada, kuidas muutub reaktsiooni kiirus, kui reagentide kontsentratsioon muutub.

Katalüsaatori mõju.

5. Reaktsiooni temperatuur. Aktiivse kokkupõrke teooria

Elementaarse keemilise vastastikmõju toimumiseks peavad reageerivad osakesed omavahel kokku põrkuma. Kuid mitte iga kokkupõrge ei põhjusta keemilist reaktsiooni. Keemiline interaktsioon tekib siis, kui osakesed lähenevad kaugustele, mille juures on võimalik elektrontiheduse ümberjaotumine ja uute keemiliste sidemete moodustumine. Interakteeruvatel osakestel peab olema piisavalt energiat, et ületada nende elektronkihtide vahel tekkivad tõukejõud.

Ülemineku olek- süsteemi olek, milles seoste hävitamine ja loomine on tasakaalus. Süsteem jääb üleminekuolekusse lühikeseks ajaks (10–15 s). Energiat, mis tuleb kulutada süsteemi üleminekuolekusse viimiseks, nimetatakse aktiveerimise energia. Mitmeastmelistes reaktsioonides, mis hõlmavad mitut üleminekuolekut, vastab aktiveerimisenergia kõrgeim väärtus energiat. Pärast üleminekuseisundi ületamist hajuvad molekulid vanade sidemete hävimise ja uute moodustumisega või algsete sidemete muundumisega uuesti laiali. Mõlemad variandid on võimalikud, kuna need tekivad energia vabanemisel. On aineid, mis võivad teatud reaktsiooni aktiveerimisenergiat vähendada.

Aktiivsed molekulid A 2 ja B 2 ühinevad kokkupõrkel vahepealseks aktiivseks kompleksiks A 2 ... B 2, mille käigus A-A ja B-B sidemed nõrgenevad ja seejärel katkevad ning A-B sidemed tugevnevad.

НI moodustumise reaktsiooni “aktiveerimisenergia” (168 kJ/mol) on oluliselt väiksem kui energia, mis on vajalik Н2 ja I2 algmolekulides sideme täielikuks katkestamiseks (571 kJ/mol). Seetõttu reaktsioonitee läbi moodustumise aktiivne (aktiveeritud) kompleks energeetiliselt soodsam kui tee läbi sidemete täieliku katkemise algmolekulides. Valdav enamus reaktsioonidest toimub vahepealsete aktiivsete komplekside moodustumise kaudu. Aktiivse kompleksi teooria põhimõtted töötasid välja G. Eyring ja M. Polyani 20. sajandi 30. aastatel.

Aktiveerimisenergia esindab osakeste liigset kineetilist energiat võrreldes keskmise energiaga, mis on vajalik põrkuvate osakeste keemiliseks muundamiseks. Reaktsioone iseloomustavad erinevad aktiveerimisenergiad (E a). Enamasti jääb neutraalsete molekulide vaheliste keemiliste reaktsioonide aktiveerimisenergia vahemikku 80–240 kJ/mol. Sest biokeemilised protsessid väärtused E a sageli madalam - kuni 20 kJ / mol. Seda seletatakse asjaoluga, et enamik biokeemilisi protsesse kulgeb ensüümi-substraadi komplekside etapis. Energiabarjäärid piiravad reaktsiooni. Tänu sellele põhimõtteliselt võimalikud reaktsioonid(at K< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Reaktsiooni toimumiseks peavad molekulid olema teatud viisil orienteeritud ja neil peab kokkupõrkel olema piisavalt energiat. Õige kokkupõrke orientatsiooni tõenäosust iseloomustab aktiveerimise entroopia ∆S a. Elektrontiheduse ümberjaotumist aktiivses kompleksis soodustab tingimus, kui kokkupõrkel on molekulid A 2 ja B 2 orienteeritud, nagu on näidatud joonisel fig. 3a, samas kui joonisel fig. 3b on reaktsiooni tõenäosus veelgi väiksem - joonisel fig. 3c.

Riis. 3. Molekulide A 2 ja B 2 soodsad (a) ja ebasoodsad (b, c) orientatsioonid kokkupõrkel

Võrrand, mis iseloomustab kiiruse ja reaktsiooni sõltuvust temperatuurist, aktiveerimisenergiast ja aktiveerimise entroopiast, on järgmine:

(10)

Kus k- reaktsioonikiiruse konstant;

A- esimeseks lähenduseks molekulide kokkupõrgete koguarv ajaühikus (sekundis) ruumalaühikus;

e- naturaallogaritmide alus;

R- universaalne gaasikonstant;

T- absoluutne temperatuur;

E a- aktiveerimisenergia;

∆S a- aktiveerimise entroopia muutus.

Võrrandi (11) tuletas Arrhenius 1889. aastal. Eeleksponentsiaalne tegur A võrdeline molekulide kokkupõrgete koguarvuga ajaühikus. Selle mõõde langeb kokku kiiruskonstandi mõõtmega ja sõltub reaktsiooni kogujärjekorrast.

Eksponent võrdne nende aktiivsete kokkupõrgete osaga koguarv, st. põrkuvatel molekulidel peab olema piisav interaktsioonienergia. Nende soovitud orientatsiooni tõenäosus löögi hetkel on võrdeline .

Kiiruse massimõju seadusest (9) arutades öeldi konkreetselt, et kiiruskonstant on konstantne väärtus, mis ei sõltu reaktiivide kontsentratsioonidest. Eeldati, et kõik keemilised muutused toimuvad konstantsel temperatuuril. Samal ajal võib keemilise muundamise kiirus temperatuuri langedes või tõustes oluliselt muutuda. Massimõju seaduse seisukohalt on see kiiruse muutus tingitud kiiruskonstandi sõltuvusest temperatuurist, kuna reageerivate ainete kontsentratsioonid muutuvad vaid vähesel määral vedeliku soojuspaisumise või kokkusurumise tõttu.

Kõige hea teadaolev fakt on reaktsioonide kiiruse suurenemine temperatuuri tõusuga. Seda tüüpi temperatuuri sõltuvus kiirust nimetatakse normaalne (joonis 3 a). Seda tüüpi sõltuvus on iseloomulik kõigile lihtsatele reaktsioonidele.

Riis. 3. Keemiliste reaktsioonide kiiruse temperatuurisõltuvuse tüübid: a - normaalne;

b - ebanormaalne; c - ensümaatiline

Nüüd on aga hästi teada keemilised muundumised, mille kiirus temperatuuri tõustes väheneb, seda tüüpi kiiruse sõltuvust temperatuurist nimetatakse nn. ebanormaalne . Näiteks võib tuua lämmastik(II)oksiidi gaasifaasi reaktsiooni broomiga (joonis 3 b).

Eriline huvi arstide jaoks tähistab see kiiruse sõltuvust temperatuurist ensümaatilised reaktsioonid, st. ensüümidega seotud reaktsioonid. Sellesse klassi kuuluvad peaaegu kõik kehas esinevad reaktsioonid. Näiteks kui vesinikperoksiid laguneb ensüümi katalaasi juuresolekul, sõltub lagunemise kiirus temperatuurist. Vahemikus 273-320 TO Temperatuurisõltuvus on normaalne. Temperatuuri tõustes kiirus suureneb ja temperatuuri langedes väheneb. Kui temperatuur tõuseb üle 320 TO Peroksiidi lagunemise kiiruses on järsk anomaalne langus. Sarnane pilt ilmneb ka teiste ensümaatiliste reaktsioonide puhul (joonis 3c).

Arrheniuse võrrandist k on selge, et kuna T eksponendis sisalduva keemilise reaktsiooni kiirus on temperatuurimuutuste suhtes väga tundlik. Homogeense reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist saab väljendada van’t Hoffi reegliga, mille kohaselt iga 10° temperatuuri tõusuga suureneb reaktsioonikiirus 2-4 korda; nimetatakse arvu, mis näitab, mitu korda suureneb antud reaktsiooni kiirus temperatuuri tõustes 10° võrra reaktsioonikiiruse temperatuuritegur -γ.

Seda reeglit väljendatakse matemaatiliselt järgmise valemiga:

(12)

kus γ on temperatuuri koefitsient, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus, kui temperatuur tõuseb 10 0 võrra; υ 1 –t 1; υ 2 – reaktsioonikiirus temperatuuril t2.

Kui temperatuur tõuseb aritmeetiline progressioon kiirus suureneb geomeetriliselt.

Näiteks kui γ = 2,9, siis temperatuuri tõusuga 100° võrra suureneb reaktsioonikiirus 2,9 10 korda, s.o. 40 tuhat korda. Kõrvalekalded sellest reeglist on biokeemilised reaktsioonid, mille kiirus tõuseb vähesel määral temperatuuri tõustes kümneid kordi. See reegel kehtib ainult ligikaudselt. Reaktsioone, mis hõlmavad suuri molekule (valke), iseloomustab suur temperatuurikoefitsient. Valgu (munaalbumiini) denaturatsiooni kiirus suureneb temperatuuri tõustes 10 °C võrra 50 korda. Pärast teatud maksimumi (50-60 °C) saavutamist väheneb reaktsioonikiirus järsult valgu termilise denatureerimise tulemusena.

Paljude keemiliste reaktsioonide puhul pole massi mõju kiiruse seadus teada. Sellistel juhtudel saab avaldist kasutada konversioonimäära temperatuurisõltuvuse kirjeldamiseks:

Eeleksponent Ja koos ei sõltu temperatuurist, vaid sõltub kontsentratsioonist. Mõõtühik on mol/l∙s.

Teoreetiline sõltuvus võimaldab eelnevalt arvutada kiirust igal temperatuuril, kui on teada aktiveerimisenergia ja eeleksponentsiaal. Seega ennustatakse temperatuuri mõju keemilise muundamise kiirusele.

Komplekssed reaktsioonid

Sõltumatuse põhimõte. Kõik ülalpool käsitletu puudutas suhteliselt lihtsaid reaktsioone, kuid keemias kohtab sageli nn keerulisi reaktsioone. Sellised reaktsioonid hõlmavad neid, mida käsitletakse allpool. Tagasivõtmisel kineetilised võrrandid Nende reaktsioonide puhul kasutatakse sõltumatuse põhimõtet: Kui süsteemis toimub mitu reaktsiooni, siis igaüks neist on teistest sõltumatu ja selle kiirus on võrdeline tema reagentide kontsentratsioonide korrutisega.

Paralleelsed reaktsioonid- Need on reaktsioonid, mis toimuvad samaaegselt mitmes suunas.

Kaaliumkloraadi termiline lagunemine toimub samaaegselt kahes reaktsioonis:

Järjestikused reaktsioonid- Need on reaktsioonid, mis toimuvad mitmes etapis. Need on enamik keemiareaktsioone.

.

Konjugeeritud reaktsioonid. Kui süsteemis toimub mitu reaktsiooni ja ühe tekkimine neist on ilma teiseta võimatu, siis nimetatakse neid reaktsioone nn. konjugeeritud ja nähtus ise - induktsiooni teel .

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

Seda reaktsiooni tavatingimustes praktiliselt ei täheldata, kuid kui süsteemi lisatakse FeO, toimub järgmine reaktsioon:

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

ja samal ajal tekib esimene reaktsioon. Selle põhjuseks on esimeses reaktsioonis osalevate vaheproduktide moodustumine teises reaktsioonis:

FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Keemiline induktsioon- nähtus, mille puhul üks keemiline reaktsioon (sekundaarne) sõltub teisest (esmane).

A+ IN- esmane reaktsioon,

A+C- teisejärguline reaktsioon,

siis A on aktivaator, IN- induktiivpool, C - aktseptor.

Keemilise induktsiooni ajal, erinevalt katalüüsist, vähenevad kõigi reaktsioonis osalejate kontsentratsioonid.

Induktsioonitegur määratakse järgmise võrrandi alusel:

.

Sõltuvalt induktsiooniteguri suurusest on võimalikud järgmised juhtumid.

ma > 0 - summutusprotsess. Aja jooksul reaktsioonikiirus väheneb.

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

Induktsiooni nähtus on oluline, kuna mõnel juhul võib primaarreaktsiooni energia kompenseerida sekundaarses reaktsioonis kuluvat energiat. Sel põhjusel osutub näiteks termodünaamiliselt võimalikuks sünteesida valke aminohapete polükondensatsiooni teel.

Ahelreaktsioonid. Kui keemiline reaktsioon kulgeb aktiivsete osakeste (ioonide, radikaalide) moodustumisega, mis järgnevatesse reaktsioonidesse sisenedes põhjustavad uute aktiivsete osakeste ilmumist, siis nimetatakse seda reaktsioonide jada. ahelreaktsioon.

Vabade radikaalide teket seostatakse energiakuluga sidemete purustamiseks molekulis. Seda energiat saab molekulidele valgustusega edasi anda, elektrilahendus, kuumutamine, kiiritamine neutronite, α- ja β-osakestega. Ahelreaktsioonide läbiviimiseks madalatel temperatuuridel viiakse reageerivasse segusse initsiaatorid - ained, mis moodustavad kergesti radikaale: naatriumi aur, orgaanilised peroksiidid, jood jne.

Vesinikkloriidi moodustumise reaktsioon alates lihtsad ühendused, aktiveeritakse valgusega.

Kogu reaktsioon:

H2 + C122HC1.

Üksikud etapid:

Сl 2 2Сl∙ kloori fotoaktiveerimine (initsiatsioon)

Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ ahela areng

H∙ + Cl 2 = HCl + Cl∙ jne.

H∙ + Cl∙ = HCl avatud ahel

Siin on H∙ ja Cl∙ aktiivsed osakesed (radikaalid).

Selles reaktsioonimehhanismis saab eristada kolme elementaarsete etappide rühma. Esimene on fotokeemiline reaktsioon ahela tuumastumine. Kloori molekulid, mis on neelanud valguskvanti, dissotsieeruvad vabadeks aatomiteks kõrge reaktsioonivõime. Seega toimub ahela tuumastumise käigus valentsiga küllastunud molekulidest vabade aatomite või radikaalide moodustumine. Ahela tuuma moodustumise protsessi nimetatakse ka algatus. Kloori aatomid, millel on paardumata elektronid, on võimelised reageerima molekulaarne vesinik, moodustades vesinikkloriidi ja aatomi vesiniku molekule. Aatomi vesinik omakorda interakteerub kloori molekuliga, mille tulemusena tekib taas vesinikkloriidi molekul ja aatomkloor jne.

Need protsessid, mida iseloomustab samade elementaarsete etappide (lülide) kordamine ja vabade radikaalide säilimine, viivad lähteainete kulumiseni ja reaktsiooniproduktide moodustumiseni. Selliseid reaktsioonirühmi nimetatakse ahela arengu (või jätkumise) reaktsioonid.

Lava ahelreaktsioon, mille puhul toimub vabade radikaalide surm, nimetatakse avatud vooluring. Keti katkemine võib toimuda vabade radikaalide rekombinatsiooni tulemusena, kui selle protsessi käigus vabanev energia saab anda mõnele kolmandale kehale: anuma seinale või inertsete lisandite molekulidele (etapid 4, 5). Seetõttu on ahelreaktsioonide kiirus väga tundlik lisandite olemasolu, anuma kuju ja suuruse suhtes, eriti madala rõhu korral.

Elementaarlülide arvu alates hetkest, mil kett katkema hakkab, nimetatakse ahela pikkuseks. Vaadeldavas näites moodustub iga valguskvandi kohta kuni 10 5 HCl molekuli.

Nimetatakse ahelreaktsioone, mille käigus ei toimu vabade radikaalide arvu "korrutamist". hargnemata või lihtsad ahelreaktsioonid . Igas hargnemata algfaasis ahelprotsessüks radikaal "sünnitab" ühe reaktsiooniprodukti molekuli ja ainult ühe uue radikaali (joonis 41).

Muud näited lihtsatest ahelreaktsioonidest: a) parafiini süsivesinike kloorimine Cl∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ jne; b) reaktsioonid radikaalne polümerisatsioon nt vinüülatsetaadi polümerisatsioon bensoüülperoksiidi juuresolekul, mis laguneb kergesti radikaalideks; c) vesiniku interaktsioon broomiga, mis toimub vastavalt mehhanismile, mis sarnaneb kloori reaktsioonile vesinikuga, ainult lühema ahela pikkusega tänu oma endotermilisusele.

Kui kasvuakti tulemusena ilmub kaks või enam aktiivset osakest, on see ahelreaktsioon hargnenud.

1925. aastal avastasid N. N. Semenov ja tema kaastöötajad elementaarseid etappe sisaldavad reaktsioonid, mille tulemusena ei teki mitte üks, vaid mitu keemiliselt aktiivset osakest - aatomit või radikaali. Mitmete uute vabade radikaalide ilmumine toob kaasa mitme uue ahela ilmumise, s.t. ühe ahela oksad. Selliseid protsesse nimetatakse hargnenud ahelreaktsioonideks (joonis 42).

Väga hargnenud ahelaga protsessi näide on vesiniku oksüdeerimine temperatuuril madalad rõhud ja temperatuur umbes 900 °C. Reaktsioonimehhanismi saab kirjutada järgmiselt.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ ahela initsiatsioon

2. OH∙ + H2 → H2O + H∙ ahela areng

3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: ahela hargnemine

4. O: + H2 → OH∙ +H∙

5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ ahela jätk

6. Н∙ + Н∙ + sein → Н 2 avatud vooluring anuma seinal

7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M avatud vooluahel ruumalas.

M on inertne molekul. Kolmikkokkupõrke käigus tekkinud radikaal HO 2 ∙ on passiivne ega saa ahelat jätkata.

Protsessi esimeses etapis moodustuvad hüdroksüülradikaalid, mis tagavad lihtsa ahela kujunemise. Kolmandas etapis moodustub ühe radikaali algse molekuliga interaktsiooni tulemusena kaks radikaali ja hapnikuaatomil on kaks vaba valentsi. See tagab keti hargnemise.

Ahela hargnemise tulemusena suureneb reaktsioonikiirus algperioodil kiiresti ning protsess lõpeb ahelsüüte-plahvatusega. Kuid hargnenud ahelreaktsioonid lõpevad plahvatuslikult ainult siis, kui hargnemise kiirus on suurem kui ahela lõppemise kiirus. IN muidu protsess on aeglane.

Reaktsioonitingimuste muutumisel (muutub rõhk, temperatuur, segu koostis, reaktsioonianuma seinte suurus ja seisund jne), võib toimuda üleminek aeglasest reaktsioonist plahvatusele ja vastupidi. Seega on ahelreaktsioonides piiravad (kriitilised) olekud, mille juures toimub ahelsüttimine, millest tuleks eristada termilist süttimist, mis tekib eksotermilistes reaktsioonides reageeriva segu üha suureneva kuumutamise tulemusena nõrga soojuse eemaldamisega.

Väävli, fosfori, süsinikmonooksiidi (II), süsinikdisulfiidi jt aurude oksüdatsioon toimub hargnenud ahela mehhanismi kaudu.

Kaasaegne teooria laureaatide poolt välja töötatud ahelprotsessid Nobeli preemia (1956) Nõukogude akadeemik N. N. Semenov ja inglise teadlane Hinshelwood.

Ahelreaktsioone tuleks eristada katalüütilistest reaktsioonidest, kuigi ka viimased on oma olemuselt tsüklilised. Kõige olulisem erinevus ahelreaktsioonide ja katalüütiliste reaktsioonide vahel on see, et ahelmehhanismi korral võib reaktsioon kulgeda spontaansete reaktsioonide tõttu süsteemi energia suurenemise suunas. Katalüsaator ei põhjusta termodünaamiliselt võimatut reaktsiooni. Lisaks puuduvad katalüütilistes reaktsioonides protsessietapid, nagu ahela tuuma moodustumine ja ahela lõpetamine.

Polümerisatsioonireaktsioonid. Ahelreaktsiooni erijuhtum on polümerisatsioonireaktsioon.

Polümerisatsioon on protsess, mille käigus aktiivsete osakeste (radikaalide, ioonide) reaktsiooniga madalmolekulaarsete ühenditega (monomeeridega) kaasneb viimaste järjestikune lisamine koos materjaliahela pikkuse (molekuli pikkuse) suurenemisega, s.t. polümeeri moodustumine.

Monomeerid on orgaanilised ühendid, mis sisaldab reeglina molekulis küllastumata (kaksik-, kolmik-) sidemeid.

Polümerisatsiooniprotsessi peamised etapid:

1. Algatus(valguse, kuumuse jne mõjul):

V: A→A" + A"- homolüütiline lagunemine koos radikaalide (aktiivsed valentsküllastumata osakesed) moodustumisega.

A: B→ A - + B +- heterolüütiline lagunemine ioonide moodustumisega.

2. Keti kõrgus: A" + M→ OLEN"

(või A - + M→ OLEN", või IN + + M→ VM +).

3. Avatud vooluahel: AM" + AM"→ polümeer

(või AM" + B +→ polümeer, VM + + A"→ polümeer).

Ahelprotsessi kiirus on alati suurem kui mitteahelalise protsessi kiirus.

Kineetika– keemiliste reaktsioonide kiiruste teadus.

Keemilise reaktsiooni kiirus– elementaaraktide arv keemiline koostoime voolab ajaühikus ruumalaühikus (homogeenne) või pinnaühikus (heterogeenne).

Tegelik reaktsioonikiirus:

2. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Homogeensete, heterogeensete reaktsioonide jaoks:

1) reageerivate ainete kontsentratsioon;

2) temperatuur;

3) katalüsaator;

4) inhibiitor.

Ainult heterogeensete jaoks:

1) faasiliidese reageerivate ainete tarnimise kiirus;

2) pindala.

Peamine tegur on reagentide olemus - aatomite vaheliste sidemete olemus reagentide molekulides.

NO 2 – lämmastikoksiid (IV) – rebasesaba, CO – vingugaas, vingugaas.

Kui need oksüdeeritakse hapnikuga, siis esimesel juhul toimub reaktsioon kohe, niipea kui avate anuma korgi, teisel juhul pikeneb reaktsioon aja jooksul.

Reagentide kontsentratsiooni arutatakse allpool.

Sinine opalestsents näitab väävli sadestumise hetke; mida suurem kontsentratsioon, seda suurem on kiirus.

Riis. 10

Mida suurem on Na 2 S 2 O 3 kontsentratsioon, seda vähem aega võtab reaktsioon. Graafik (joonis 10) näitab otse proportsionaalne sõltuvus. Reaktsioonikiiruse kvantitatiivset sõltuvust reageerivate ainete kontsentratsioonist väljendab LMA (massimõju seadus), mis ütleb: keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

Niisiis, kineetika põhiseadus on eksperimentaalselt kehtestatud seadus: reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsiooniga, näiteks: (st reaktsiooni korral)

Selle reaktsiooni puhul H 2 + J 2 = 2HJ – kiirust saab väljendada mis tahes aine kontsentratsiooni muutusena. Kui reaktsioon kulgeb vasakult paremale, siis H 2 ja J 2 kontsentratsioon väheneb ning HJ kontsentratsioon suureneb reaktsiooni edenedes. Sest hetkeline kiirus reaktsioone saab kirjutada järgmiselt:

nurksulud näitavad keskendumist.

Füüsiline tähendus k- molekulid on pidevas liikumises, põrkuvad, lendavad lahku ja põrkuvad vastu anuma seinu. Selleks, et keemiline reaktsioon tekiks HJ, peavad H2 ja J2 molekulid põrkuma. Seda suurem on selliste kokkupõrgete arv rohkem molekule H 2 ja J 2 sisalduvad mahus, st mida suuremad on väärtused [H 2 ] ja . Kuid molekulid liiguvad kaasa erinevatel kiirustel ja kahe põrkuva molekuli kogu kineetiline energia on erinev. Kui kiireimad molekulid H 2 ja J 2 põrkuvad, võib nende energia olla nii suur, et molekulid lagunevad joodi ja vesiniku aatomiteks, mis lendavad lahku ja interakteeruvad seejärel teiste molekulidega H 2 + J 2 > 2H+2J, seejärel H+J 2 > HJ + J. Kui põrkuvate molekulide energia on väiksem, kuid piisavalt suur, et nõrgendada H – H ja J – J sidemeid, toimub vesinikjodiidi moodustumise reaktsioon:

Enamiku põrkuvate molekulide puhul on energia väiksem kui H 2 ja J 2 sidemete nõrgendamiseks. Sellised molekulid põrkuvad “vaikselt” ja hajuvad ka “vaikselt” laiali, jäädes omaks, H2 ja J2. Seega ei vii keemilise reaktsioonini mitte kõik, vaid ainult osa kokkupõrkest. Proportsionaalsuskoefitsient (k) näitab efektiivsete kokkupõrgete arvu, mis viivad kokkupõrgete reaktsioonini kontsentratsioonidel [H 2 ] = 1 mol. Suurusjärk k-püsikiirus. Kuidas saab kiirus olla konstantne? Jah, ühtlane kiirus sirgjooneline liikumine nimetatakse konstandiks vektori suurus, mis on võrdne keha liikumise suhtega mis tahes aja jooksul ja selle intervalli väärtusega. Aga molekulid liiguvad kaootiliselt, siis kuidas saab kiirust konst? Aga püsikiirus saab teha ainult konstantsel temperatuuril. Temperatuuri tõustes suureneb kiirete molekulide osakaal, mille kokkupõrge viib reaktsioonini, st kiiruskonstant suureneb. Kuid kiiruskonstandi kasv ei ole piiramatu. Teatud temperatuuril muutub molekulide energia nii suureks, et peaaegu kõik reagentide kokkupõrked on tõhusad. Kui kaks kiiret molekuli põrkuvad, toimub pöördreaktsioon.

Saabub hetk, mil H 2 ja J 2 2HJ tekke ja lagunemise kiirused on võrdsed, kuid see on juba keemiline tasakaal. Reaktsioonikiiruse sõltuvust reagentide kontsentratsioonist saab jälgida, kasutades traditsioonilist naatriumtiosulfaadi lahuse ja väävelhappe lahuse interaktsiooni.

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

H2S2O3 = Sv+H2O+SO2^. (2)

Reaktsioon (1) toimub peaaegu kohe. Reaktsiooni kiirus (2) sõltub konstantsel temperatuuril reageeriva aine H 2 S 2 O 3 kontsentratsioonist. Täpselt sellist reaktsiooni me täheldasime – antud juhul mõõdetakse kiirust aja järgi, mis kulub lahuste ühinemise algusest kuni opalestsentsi ilmnemiseni. Artiklis L. M. Kuznetsova Kirjeldatakse naatriumtiosulfaadi reaktsiooni vesinikkloriidhappega. Ta kirjutab, et kui lahused tühjendatakse, tekib opalestsents (hägusus). Aga see väide L.M. Kuznetsova eksib, sest opalestsents ja hägusus on kaks erinevat asja. Opalestsents (opaalist ja ladina keelest escentia– järelliide, mis tähendab nõrka efekti) – valguse hajumine häguse keskkonna poolt nende optilise ebahomogeensuse tõttu. Valguse hajumine– keskkonnas igas suunas levivate valguskiirte kõrvalekalle algsest suunast. Kolloidosakesed on võimelised valgust hajutama (Tyndall-Faraday efekt) – see seletab opalestsentsi, kolloidlahuse kerget hägusust. Selle katse läbiviimisel tuleb arvesse võtta sinist opalestsentsi ja seejärel kolloidse väävli suspensiooni koagulatsiooni. Suspensiooni sama tihedust märgib ülevalt läbi lahuse kihi vaadeldava mis tahes mustri (nt tassi põhjas olev võrk) nähtav kadumine. Aega loetakse stopperi abil tühjendamise hetkest.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O ja H 2 SO 4 lahused.

Esimene valmistatakse 7,5 g soola lahustamisega 100 ml vees, mis vastab 0,3 M kontsentratsioonile. Sama kontsentratsiooniga H 2 SO 4 lahuse valmistamiseks peate mõõtma 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 ja lahustage see 120 ml vees. Valage valmistatud Na 2 S 2 O 3 lahus kolme klaasi: esimesse 60 ml, teise 30 ml, kolmandasse 10 ml. Teise klaasi lisatakse 30 ml destilleeritud vett ja kolmandasse klaasi 50 ml. Seega on kõigis kolmes klaasis 60 ml vedelikku, kuid esimeses on soola kontsentratsioon tinglikult = 1, teises - ½ ja kolmandas - 1/6. Pärast lahuste valmistamist valage esimesse soolalahusega klaasi 60 ml H 2 SO 4 lahust ja lülitage sisse stopper jne. Arvestades, et reaktsioonikiirus väheneb Na 2 S 2 O 3 lahuse lahjendamisel, seda saab määrata ajaga pöördvõrdelise suurusena v = 1/? ja koostage graafik, mis kujutab kontsentratsiooni abstsissteljele ja reaktsioonikiirust ordinaatteljel. Sellest järeldub, et reaktsioonikiirus sõltub ainete kontsentratsioonist. Saadud andmed on toodud tabelis 3. Seda katset saab läbi viia bürettidega, kuid see nõuab sooritajalt palju harjutamist, sest graafik võib olla vale.

Tabel 3

Kiirus ja reaktsiooniaeg

Kinnitatakse Guldberg-Waage seadus - keemiaprofessor Gulderg ja noor teadlane Waage).

Mõelgem järgmine tegur- temperatuur.

Temperatuuri tõustes suureneb enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus. Seda sõltuvust kirjeldab Van't Hoffi reegel: "Iga 10 °C temperatuuritõusu korral suureneb keemiliste reaktsioonide kiirus 2–4 korda."

Kus ? – temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus, kui temperatuur tõuseb 10 °C võrra;

v 1 – reaktsioonikiirus temperatuuril t 1;

v 2 – reaktsioonikiirus temperatuuril t2.

Näiteks reaktsioon 50 °C juures võtab aega kaks minutit, kui kaua kulub protsessi lõpule jõudmiseks 70 °C juures, kui temperatuurikoefitsient ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Isegi kerge temperatuuri tõus põhjustab molekuli aktiivsete kokkupõrgete reaktsioonikiiruse järsu tõusu. Aktivatsiooniteooria järgi osalevad protsessis vaid need molekulid, mille energia on teatud koguse võrra suurem molekulide keskmisest energiast. See üleliigne energia on aktiveerimisenergia. Selle füüsikaline tähendus on energia, mis on vajalik molekulide aktiivseks kokkupõrkeks (orbitaalide ümberpaigutamiseks). Aktiivsete osakeste arv ja seega ka reaktsiooni kiirus suureneb temperatuuri tõustes vastavalt eksponentsiaalsele seadusele vastavalt Arrheniuse võrrandile, mis peegeldab kiiruskonstandi sõltuvust temperatuurist.

Kus A - Arrheniuse proportsionaalsuskoefitsient;

k- Boltzmanni konstant;

E A – aktiveerimisenergia;

R – gaasikonstant;

T- temperatuuri.

Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni kiirust ilma kulumata.

Katalüüs– reaktsioonikiiruse muutumise nähtus katalüsaatori juuresolekul. On homogeenne ja heterogeenne katalüüs. Homogeenne– kui reaktiivid ja katalüsaator on samas agregatsiooniseisundis. Heterogeenne– kui reaktiivid ja katalüsaator on erinevates agregatsiooniseisundites. Katalüüsi kohta vt eraldi (edaspidi).

Inhibiitor– aine, mis aeglustab reaktsioonikiirust.

Järgmine tegur on pindala. Mida suurem on reagendi pindala, seda suurem on kiirus. Vaatleme näite varal dispersiooniastme mõju reaktsioonikiirusele.

CaCO 3 – marmor. Kastame plaaditud marmori soolavanni happeline HCl, oodake viis minutit, see lahustub täielikult.

Pulbermarmor - teeme sellega sama protseduuri, see lahustub kolmekümne sekundiga.

Mõlema protsessi võrrand on sama.

CaCO3 (s) + HCl (g) = CaCl2 (s) + H2O (l) + CO 2 (g) ^.

Seega on pulbrilise marmori lisamisel aega vähem kui plaatmarmori lisamisel sama massi jaoks.

Liidese pinna suurenemisega suureneb heterogeensete reaktsioonide kiirus.

Keemilised reaktsioonid toimuvad erineva kiirusega. Mõned neist valmivad täielikult sekundi väikeste murdosadega, teised viiakse läbi minutites, tundides, päevades; on teada reaktsioonid, mille ilmnemiseks kulub mitu aastat. Lisaks võib sama reaktsioon teatud tingimustel, näiteks kõrgendatud temperatuuridel, kulgeda kiiresti ja teistes aeglaselt, näiteks jahutamisel; Pealegi võib sama reaktsiooni kiiruse erinevus olla väga suur.

Keemilise reaktsiooni kiirust arvestades tuleb eristada homogeenses süsteemis toimuvaid reaktsioone (homogeensed reaktsioonid) ja heterogeenses süsteemis toimuvaid reaktsioone (heterogeensed reaktsioonid).

MÄÄRATLUS

Süsteem keemias on tavaks nimetada kõnealust ainet või ainete kogumit. Sel juhul on süsteem vastu väliskeskkond- süsteemi ümbritsevad ained.

On olemas homogeensed ja heterogeensed süsteemid. Homogeenne nimetatakse ühest faasist koosnevat süsteemi heterogeenne- mitmest faasist koosnev süsteem. Faas on süsteemi osa, mis on selle teistest osadest eraldatud liidesega, mille ülemineku käigus omadused järsult muutuvad.

Homogeense süsteemi näide on mis tahes gaasisegu 9kõik gaasid mitte väga kõrged rõhud lahustuvad piiramatult üksteises) või mitme aine lahus ühes lahustis.

Heterogeensete süsteemide näideteks on järgmised süsteemid: vesi jääga, küllastunud lahus settega, kivisüsi ja väävel õhus.

Kui reaktsioon toimub homogeenses süsteemis, toimub see kogu selle süsteemi mahus. Kui reaktsioon toimub heterogeense süsteemi moodustavate ainete vahel, saab see toimuda ainult süsteemi moodustavate faaside vahelisel liidesel. Sellega seoses määratletakse homogeense reaktsiooni kiirus ja heterogeense reaktsiooni kiirus erinevalt.

MÄÄRATLUS

Homogeense reaktsiooni kiirus on aine kogus, mis reageerib või tekib reaktsiooni käigus ajaühikus süsteemi mahuühiku kohta.

Heterogeense reaktsiooni kiirus on aine kogus, mis reageerib või tekib reaktsiooni käigus ajaühikus faasi pinnaühiku kohta.

Mõlemad määratlused saab sisse kirjutada matemaatiline vorm. Tutvustame järgmist tähistust: υ homogeen - reaktsioonikiirus homogeenses süsteemis; υ h eterogeen - reaktsioonikiirus heterogeenses süsteemis n - reaktsiooni tulemusena tekkiva mis tahes aine moolide arv; V on süsteemi maht; t-aeg; S on faasi pindala, millel reaktsioon toimub; Δ - juurdekasvu märk (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). Siis

υ homogeen = Δn/ (V × Δt);

υ heterogeen = Δn/ (S × Δt).

Esimest võrrandit saab lihtsustada. Aine koguse (n) ja süsteemi mahu (V) suhe on aine molaarkontsentratsioon (c): c=n/V, kust Δc=Δn/V ja lõpuks:

υ homogeen = Δc / Δt.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Koostage kahe raudoksiidi valemid, kui raua massiosad neis on 77,8% ja 70,0%.
Lahendus	Leiame iga vaskoksiidi massiosa: ω1 (O) = 100% - ω1 (Fe) = 100% - 77,8% = 22,2%; ω 2 (O) = 100% - ω 2 (Fe) = 100% - 70,0% = 30,0%. Tähistagem ühendis sisalduvate elementide moolide arvu “x” (raud) ja “y” (hapnik). Seejärel näeb molaarsuhe välja selline (suhtelised väärtused aatomi massid, võetud perioodilisustabel DI. Mendelejev ümardatuna täisarvudeks): x:y = ω1 (Fe)/Ar(Fe): ω1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. See tähendab, et esimese raudoksiidi valem on FeO. x:y = ω2(Fe)/Ar(Fe): w2(O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2:3. See tähendab, et teise raudoksiidi valem on Fe 2 O 3.
Vastus	FeO, Fe2O3

NÄIDE 2

Harjutus	Kirjutage vesiniku, joodi ja hapniku ühendi valem, kui selles sisalduvate elementide massiosad on: ω(H) = 2,2%, ω(I) = 55,7%, ω(O) = 42,1%.
Lahendus	Elemendi X massiosa molekulis koostisega NX arvutatakse kasutades järgmine valem: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Tähistagem ühendis sisalduvate elementide moolide arvu "x" (vesinik), "y" (jood), "z" (hapnik). Seejärel näeb molaarsuhe välja selline (D.I. Mendelejevi perioodilisest tabelist võetud suhteliste aatommasside väärtused ümardatakse täisarvudeks): x:y:z = ω(H)/Ar(H): ω(I)/Ar(I): ω(O)/Ar(O); x:y:z = 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z = 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1:6. See tähendab, et vesiniku, joodi ja hapniku ühendi valem on H5IO6.
Vastus	H5IO6