7.1 تفاعلات متجانسة وغير متجانسة

يمكن أن تكون المواد الكيميائية في حالات تجميع مختلفة ، في حين أن خواصها الكيميائية في حالات مختلفة هي نفسها ، لكن النشاط مختلف (والذي تم عرضه في المحاضرة الأخيرة باستخدام مثال التأثير الحراري لتفاعل كيميائي).

ضع في اعتبارك مجموعات مختلفة من الحالات التجميعية التي يمكن أن تكون فيها المادتان A و B.

المرحلة هي منطقة من نظام كيميائي تكون فيها جميع خصائص النظام ثابتة (كما هي) أو تتغير باستمرار من نقطة إلى أخرى. مراحل منفصلة لكل من المواد الصلبة ، بالإضافة إلى ذلك ، هناك مراحل من المحلول والغاز.

متجانس يسمى نظام كيميائي، حيث تكون جميع المواد في نفس المرحلة (في محلول أو في غاز). إذا كانت هناك عدة مراحل ، فسيتم استدعاء النظام

غير متجانسة.

على التوالى تفاعل كيميائيتسمى متجانسة إذا كانت المتفاعلات في نفس المرحلة. إذا كانت المواد المتفاعلة في مراحل مختلفة ، إذن تفاعل كيميائييسمى غير متجانسة.

من السهل أن نفهم أنه نظرًا لأن التفاعل الكيميائي يتطلب ملامسة الكواشف ، يحدث تفاعل متجانس في نفس الوقت في الحجم الكامل للمحلول أو وعاء التفاعل ، بينما يحدث التفاعل غير المتجانس عند حدود ضيقة بين المراحل - عند الواجهة. وهكذا ، من الناحية النظرية البحتة ، يحدث تفاعل متجانس أسرع من التفاعل غير المتجانس.

وهكذا ، ننتقل إلى المفهوم معدل التفاعل الكيميائي.

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي.

7.2 معدل التفاعل الكيميائي

فرع الكيمياء الذي يدرس معدلات وآليات التفاعلات الكيميائية هو فرع من الكيمياء الفيزيائية ويسمى حركية الكيميائية.

معدل التفاعل الكيميائيهو التغير في كمية المادة لكل وحدة زمنية لكل وحدة حجم للنظام المتفاعل (لتفاعل متجانس) أو لكل وحدة مساحة سطحية (لتفاعل غير متجانس).

يمكن تفسير نسبة التغيير في كمية المادة إلى حجم النظام على أنه تغيير في تركيز مادة معينة.

لاحظ أنه بالنسبة إلى الكواشف في التعبير عن معدل التفاعل الكيميائي ، يتم وضع علامة الطرح ، حيث ينخفض ​​تركيز الكواشف ، ويكون معدل التفاعل الكيميائي في الواقع قيمة موجبة.

تستند الاستنتاجات الإضافية إلى اعتبارات فيزيائية بسيطة تعتبر تفاعلًا كيميائيًا نتيجة تفاعل العديد من الجسيمات.

الابتدائي (أو البسيط) هو تفاعل كيميائي يحدث في مرحلة واحدة. إذا كانت هناك عدة مراحل ، فإن هذه التفاعلات تسمى التفاعلات المعقدة أو المركبة أو الإجمالية.

في عام 1867 ، تم اقتراح وصف معدل التفاعل الكيميائي قانون العمل الجماهيري: معدل تفاعل كيميائي أولي يتناسب مع تركيزات المواد المتفاعلة في قوى المعاملات المتكافئة n A + m B P،

A ، B - الكواشف ، P - المنتجات ، n ، m - المعاملات.

W = ك ن م

يُطلق على المعامل k ثابت معدل التفاعل الكيميائي ،

يميز طبيعة الجسيمات المتفاعلة ولا يعتمد على تركيز الجسيمات.

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي. تسمى الكميات n و m ترتيب رد الفعل حسب المادة A و B على التوالي و

مجموعهم (ن + م) - ترتيب رد الفعل.

بالنسبة للتفاعلات الأولية ، يمكن أن يكون ترتيب التفاعل 1 و 2 و 3.

التفاعلات الأولية بالترتيب 1 تسمى أحادية الجزيء ، بالترتيب 2 - ثنائي الجزيء ، بالترتيب 3 - ثلاثي الجزيئات وفقًا لعدد الجزيئات المعنية. التفاعلات الأولية الأعلى من الترتيب الثالث غير معروفة - تظهر الحسابات أن التقاء أربعة جزيئات في وقت واحد عند نقطة واحدة هو حدث لا يُصدق.

نظرًا لأن التفاعل المعقد يتكون من تسلسل معين من التفاعلات الأولية ، يمكن التعبير عن معدله من حيث معدلات المراحل الفردية للتفاعل. لذلك ، بالنسبة للتفاعلات المعقدة ، يمكن أن يكون الترتيب أيًا ، بما في ذلك الكسر أو الصفر (يشير الترتيب الصفري للتفاعل إلى أن التفاعل يحدث بمعدل ثابت ولا يعتمد على تركيز الجسيمات المتفاعلة W = k).

عادةً ما يُطلق على أبطأ مراحل العملية المعقدة مرحلة التحديد (مرحلة تحديد المعدل).

تخيل أن عددًا كبيرًا من الجزيئات ذهب إلى سينما مجانية ، لكن هناك مفتشًا عند المدخل يتحقق من عمر كل جزيء. لذلك ، يدخل تيار من المادة إلى باب السينما ، وتدخل الجزيئات إلى السينما واحدة تلو الأخرى ، أي. بطيء جدا.

أمثلة على التفاعلات الأولية من الدرجة الأولى هي عمليات الانحلال الحراري أو الإشعاعي ، على التوالي ، يميز معدل ثابت k إما احتمال كسر رابطة كيميائية ، أو احتمال الانحلال لكل وحدة زمنية.

هناك الكثير من الأمثلة على التفاعلات الأولية من الدرجة الثانية - هذه هي الطريقة الأكثر شيوعًا بالنسبة لنا لمتابعة التفاعلات - طار الجسيم أ إلى الجسيم ب ، وحدث نوع من التحول وحدث شيء هناك (لاحظ أن المنتجات من الناحية النظرية تفعل ذلك لا تؤثر على أي شيء - كل الاهتمام يعطى فقط لتفاعل الجسيمات).

على العكس من ذلك ، هناك عدد غير قليل من التفاعلات الأولية من الدرجة الثالثة ، لأنه من النادر جدًا أن تلتقي ثلاث جسيمات في نفس الوقت.

كتوضيح ، ضع في اعتبارك القوة التنبؤية للحركية الكيميائية.

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي.

معادلة حركية من الدرجة الأولى

(مادة إضافية توضيحية)

دعونا نفكر في تفاعل متجانس من الدرجة الأولى ، ثابت معدله يساوي k ، والتركيز الأولي للمادة A يساوي [A] 0.

لأغراض الدورة التدريبية الخاصة بنا ، هذا الاستنتاج هو لأغراض إعلامية فقط ، من أجل توضيح استخدام الجهاز الرياضي لحساب مسار تفاعل كيميائي. لذلك ، لا يمكن أن يفشل الكيميائي المختص في معرفة الرياضيات. تعلم الرياضيات!

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي. يمكن رسم رسم بياني لتركيز المواد المتفاعلة والنواتج مقابل الوقت نوعيًا على النحو التالي (باستخدام مثال تفاعل من الدرجة الأولى لا رجعة فيه)

العوامل التي تؤثر على معدل التفاعل

1. طبيعة المتفاعلات

على سبيل المثال ، معدل تفاعل المواد التالية: H2 SO4 ، CH3 COOH ، H2 S ، CH3 OH - مع أيون الهيدروكسيد سوف يختلف اعتمادًا على قوة رابطة الهيدروكسيد. لتقييم قوة هذه الرابطة ، يمكنك استخدام قيمة الشحنة الموجبة النسبية على ذرة الهيدروجين: كلما زادت الشحنة ، كلما كان التفاعل أسهل.

2. درجة الحرارة

تخبرنا تجربة الحياة أن معدل التفاعل يعتمد على درجة الحرارة ويزيد مع زيادة درجة الحرارة. على سبيل المثال ، تحدث عملية تحمض اللبن بشكل أسرع في درجة حرارة الغرفة وليس في الثلاجة.

دعونا ننتقل إلى التعبير الرياضي لقانون الفعل الجماهيري.

W = ك ن م

نظرًا لأن الجانب الأيسر من هذا التعبير (معدل التفاعل) يعتمد على درجة الحرارة ، فإن الجانب الأيمن من التعبير يعتمد أيضًا على درجة الحرارة. في الوقت نفسه ، لا يعتمد التركيز بالطبع على درجة الحرارة: على سبيل المثال ، يحتفظ الحليب بمحتواه من الدهون بنسبة 2.5 ٪ في الثلاجة وفي درجة حرارة الغرفة. ثم ، كما اعتاد شيرلوك هولمز أن يقول ، الحل المتبقي هو الحل الصحيح ، بغض النظر عن مدى غرابة ذلك: يعتمد معدل ثابت على درجة الحرارة!

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي. يتم التعبير عن اعتماد ثابت معدل التفاعل على درجة الحرارة باستخدام معادلة أرهينيوس:

- أ

ك = k0 eRT ،

حيث

R = 8.314 J mol-1 K-1 - ثابت غاز عالمي ،

E a هي طاقة التنشيط للتفاعل (انظر أدناه) ، وتعتبر بشكل مشروط مستقلة عن درجة الحرارة ؛

k 0 هو عامل ما قبل الأسي (أي العامل الذي يقف قبل الأس e) ، والذي تكون قيمته أيضًا مستقلة تقريبًا عن درجة الحرارة ويتم تحديدها ، أولاً وقبل كل شيء ، بترتيب التفاعل.

وبالتالي ، فإن قيمة k0 هي تقريبًا 1013 ث -1 لتفاعل من الدرجة الأولى ، و 10-10 لتر مول -1 ث -1 لتفاعل من الدرجة الثانية ،

لتفاعل من الدرجة الثالثة - 10-33 لتر 2 مول -2 ثانية -1. هذه القيم لا يجب حفظها.

يتم تحديد القيم الدقيقة لـ k0 لكل تفاعل بشكل تجريبي.

يتضح مفهوم طاقة التنشيط من الشكل التالي. في الواقع ، طاقة التنشيط هي الطاقة التي يجب أن يمتلكها الجسيم المتفاعل حتى يحدث التفاعل.

علاوة على ذلك ، إذا قمنا بتسخين النظام ، فإن طاقة الجسيمات تزداد (الرسم البياني المنقط) ، بينما تظل حالة الانتقال (≠) على نفس المستوى. يتم تقليل الفرق في الطاقة بين الحالة الانتقالية والمتفاعلات (طاقة التنشيط) ، ويزداد معدل التفاعل وفقًا لمعادلة أرهينيوس.

معدل التفاعل الكيميائي. قانون الجماهير النشطة. التوازن الكيميائي. بالإضافة إلى معادلة أرهينيوس ، هناك معادلة فانت هوف ، والتي

يميز اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة عن طريق معامل درجة الحرارة γ:

يُظهر معامل درجة الحرارة γ عدد المرات التي يزداد فيها معدل التفاعل الكيميائي عندما تتغير درجة الحرارة بمقدار 10 درجات.

معادلة فانت هوف:

تي 2 - تي 1

W (T 2) = W (T 1) × γ10

عادةً ما يكون المعامل في النطاق من 2 إلى 4. لهذا السبب ، غالبًا ما يستخدم الكيميائيون التقريب بأن زيادة درجة الحرارة بمقدار 20 درجة تؤدي إلى زيادة معدل التفاعل بترتيب من حيث الحجم (أي 10 مرات).

دعنا نحدد المفهوم الأساسي للخواص الحركية الكيميائية - معدل التفاعل الكيميائي:

معدل التفاعل الكيميائي هو عدد الأفعال الأولية لتفاعل كيميائي يحدث لكل وحدة زمنية لكل وحدة حجم (للتفاعلات المتجانسة) أو لكل وحدة سطح (للتفاعلات غير المتجانسة).

معدل التفاعل الكيميائي هو التغير في تركيز المواد المتفاعلة لكل وحدة زمنية.

التعريف الأول هو الأكثر صرامة ؛ يترتب على ذلك أنه يمكن أيضًا التعبير عن معدل التفاعل الكيميائي على أنه تغيير في وقت أي معلمة لحالة النظام ، اعتمادًا على عدد الجسيمات في أي مادة متفاعلة ، يشار إليها بوحدة الحجم أو السطح - الموصلية الكهربائية ، الكثافة الضوئية ، ثابت العزل ، إلخ. إلخ. ومع ذلك ، في أغلب الأحيان في الكيمياء ، يتم النظر في اعتماد تركيز الكواشف في الوقت المناسب. في حالة التفاعلات الكيميائية أحادية الجانب (التي لا رجعة فيها) (من الآن فصاعدًا ، يتم النظر في التفاعلات الأحادية فقط) ، من الواضح أن تركيزات المواد الأولية تتناقص باستمرار بمرور الوقت (ΔС المرجع< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). يُفترض أن يكون معدل التفاعل موجبًا ، وبالتالي فإن التعريف الرياضي هو متوسط ​​معدل التفاعل في الفترة الزمنية Δt تتم كتابتها على النحو التالي:

(II.1)

في فترات زمنية مختلفة ، يكون لمتوسط ​​معدل تفاعل كيميائي قيم مختلفة ؛ معدل التفاعل الحقيقي (الفوري) يُعرَّف بأنه مشتق من التركيز فيما يتعلق بالوقت:

(ثانيا -2)

التمثيل البياني للاعتماد على تركيز الكواشف في الوقت المناسب منحنى حركي (الشكل 2.1).

أرز. 2.1 المنحنيات الحركية لمواد البدء (أ) ونواتج التفاعل (ب).

يمكن تحديد معدل التفاعل الحقيقي بيانياً برسم مماس للمنحنى الحركي (الشكل 2.2) ؛ معدل التفاعل الحقيقي في وقت معين يساوي في القيمة المطلقة ظل منحدر الظل:

أرز. 2.2 تعريف الرسم الخامس.

(ثانيا -3)

وتجدر الإشارة إلى أنه في حالة عدم تطابق معاملات القياس المتكافئ في معادلة التفاعل الكيميائي ، فإن معدل التفاعل سيعتمد على التغيير في تركيز الكاشف الذي تم تحديده. من الواضح ، في رد الفعل

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

تختلف تركيزات الهيدروجين والأكسجين والماء بدرجات متفاوتة:

ΔC (H 2) \ u003d ΔC (H 2 O) \ u003d 2 ΔC (O 2).

يعتمد معدل التفاعل الكيميائي على العديد من العوامل: طبيعة المواد المتفاعلة ، وتركيزها ، ودرجة حرارتها ، وطبيعة المذيب ، وما إلى ذلك.

تتمثل إحدى المهام التي تواجه الخواص الحركية الكيميائية في تحديد تركيبة خليط التفاعل (أي تركيزات جميع المواد المتفاعلة) في أي وقت ، ومن الضروري معرفة اعتماد معدل التفاعل على التركيزات. بشكل عام ، كلما زاد تركيز المواد المتفاعلة ، زاد معدل التفاعل الكيميائي. أساس الحركية الكيميائية هو ما يسمى. الفرضية الأساسية للحركية الكيميائية:

معدل التفاعل الكيميائي يتناسب طرديا مع ناتج تراكيز المواد المتفاعلة إلى حد ما.

أي لرد الفعل

AA + bB + dD + ... → eE + ...

يمكن أن تكون مكتوبة

(ثانيا - 4)

معامل التناسب k هو معدل التفاعل الكيميائي ثابت. ثابت المعدل يساوي عدديًا معدل التفاعل بتركيزات جميع المواد المتفاعلة التي تساوي 1 مول / لتر.

يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل على تركيزات المواد المتفاعلة تجريبياً ويسمى المعادلة الحركية تفاعل كيميائي. من الواضح أنه من أجل كتابة المعادلة الحركية ، من الضروري تحديد قيمة ثابت المعدل وقيم الأسس بشكل تجريبي بتركيزات المواد المتفاعلة. الأس عند تركيز كل من المواد المتفاعلة في المعادلة الحركية لتفاعل كيميائي (في المعادلة (II.4) x و y و z على التوالي) هو رد فعل النظام الخاص لهذا المكون. مجموع الأسس في المعادلة الحركية لتفاعل كيميائي (x + y + z) هو ترتيب رد الفعل العام . يجب التأكيد على أن ترتيب التفاعل يتم تحديده فقط من البيانات التجريبية ولا يرتبط بالمعاملات المتكافئة للمتفاعلات في معادلة التفاعل. معادلة تفاعل القياس المتكافئ هي معادلة توازن المواد ولا يمكن بأي حال من الأحوال تحديد طبيعة مسار هذا التفاعل في الوقت المناسب.

في الحركية الكيميائية ، من المعتاد تصنيف التفاعلات وفقًا للترتيب العام للتفاعل. دعونا نفكر في اعتماد تركيز المواد المتفاعلة في الوقت المناسب للتفاعلات غير القابلة للعكس (أحادية الاتجاه) ذات الترتيب الصفري والأول والثاني.

يُفهم معدل التفاعل الكيميائي على أنه تغيير في تركيز أحد المواد المتفاعلة لكل وحدة زمنية مع حجم ثابت للنظام.

عادة ، يتم التعبير عن التركيز بالمول / لتر والوقت بالثواني أو الدقائق. على سبيل المثال ، إذا كان التركيز الأولي لأحد المواد المتفاعلة 1 مول / لتر ، وبعد 4 ثوانٍ من بداية التفاعل أصبح 0.6 مول / لتر ، فإن متوسط ​​معدل التفاعل سيكون مساوياً لـ (1-0.6) / 4 = 0 ، 1 مول / (لتر * ث).

يتم حساب متوسط ​​معدل التفاعل بالصيغة:

يعتمد معدل التفاعل الكيميائي على:

طبيعة المتفاعلات.

تتفاعل المواد ذات الرابطة القطبية في المحاليل بشكل أسرع ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أن هذه المواد في المحاليل تشكل أيونات تتفاعل بسهولة مع بعضها البعض.

تتفاعل المواد ذات الروابط التساهمية غير القطبية والمنخفضة القطبية بمعدلات مختلفة ، وهذا يعتمد على نشاطها الكيميائي.

H 2 + F 2 = 2HF (ينتقل بسرعة كبيرة مع انفجار في درجة حرارة الغرفة)

H 2 + Br 2 \ u003d 2HBr (يسير ببطء ، حتى عند تسخينه)

قيم التلامس السطحي للمواد المتفاعلة (غير المتجانسة)

تركيزات متفاعلة

يتناسب معدل التفاعل طرديًا مع ناتج تراكيز المواد المتفاعلة التي تم رفعها إلى قوة معاملاتها المتكافئة.

درجات الحرارة

يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة من خلال قاعدة van't Hoff:

مع زيادة درجة الحرارة لكل 10 0 يزيد معدل معظم ردود الفعل بمقدار 2-4 مرات.

وجود محفز

المحفزات هي مواد تغير معدل التفاعلات الكيميائية.

يسمى التغيير في معدل التفاعل في وجود محفز الحفز.

ضغط

مع زيادة الضغط ، يزداد معدل التفاعل (للتجانس)

السؤال رقم 26. قانون العمل الجماعي. ثابت السرعة. طاقة التفعيل.

قانون العمل الجماعي.

معدل تفاعل المواد مع بعضها يعتمد على تركيزها

ثابت السرعة.

معامل التناسب في المعادلة الحركية لتفاعل كيميائي ، معبراً عن اعتماد معدل التفاعل على التركيز

يعتمد معدل ثابت على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة ، لكنه لا يعتمد على تركيزاتها.

طاقة التفعيل.

الطاقة التي يجب نقلها إلى جزيئات (جزيئات) المواد المتفاعلة من أجل تحويلها إلى نشطة

تعتمد طاقة التنشيط على طبيعة المواد المتفاعلة والتغيرات في وجود المحفز.

تؤدي زيادة التركيز إلى زيادة العدد الإجمالي للجزيئات ، وبالتالي الجسيمات النشطة.

السؤال رقم 27. ردود أفعال عكسية ولا رجوع فيها. التوازن الكيميائي ، ثابت التوازن. مبدأ لو شاتيلير.

ردود الفعل التي تستمر في اتجاه واحد فقط وتنتهي بالتحول الكامل لمواد البداية إلى مواد نهائية تسمى لا رجعة فيها.

ردود الفعل العكسية هي تلك التي تسير في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين.

في معادلات التفاعلات العكسية ، يتم وضع سهمين يشيران في اتجاهين متعاكسين بين الجانبين الأيسر والأيمن. مثال على هذا التفاعل هو تخليق الأمونيا من الهيدروجين والنيتروجين:

3H 2 + N 2 \ u003d 2NH 3

لا رجعة فيه مثل هذه ردود الفعل ، وخلالها:

تترسب المنتجات الناتجة أو تنطلق كغاز ، على سبيل المثال:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \ u003d BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \ u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

تكوين الماء:

HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

ردود الفعل العكسية لا تصل إلى النهاية وتنتهي مع المؤسسة التوازن الكيميائي.

التوازن الكيميائي هو حالة نظام من المواد المتفاعلة تكون فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية.

تتأثر حالة التوازن الكيميائي بتركيز المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة والغازات - الضغط. عندما تتغير إحدى هذه المعلمات ، ينزعج التوازن الكيميائي.

توازن ثابت.

المعلمة الأكثر أهمية التي تميز تفاعل كيميائي عكسي هي ثابت التوازن K. إذا كتبنا للتفاعل القابل للعكس المدروس A + D C + D شرط المساواة بين معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية في حالة التوازن - k1 [A] يساوي [B] يساوي k2 [C] يساوي [D] يساوي ، حيث [C] يساوي [D] يساوي / [A] يساوي [B] يساوي = k1 / k2 = K ، ثم تسمى قيمة K بالتوازن ثابت التفاعل الكيميائي.

لذلك ، عند التوازن ، تكون نسبة تركيز منتجات التفاعل إلى ناتج تركيز المواد المتفاعلة ثابتة إذا كانت درجة الحرارة ثابتة (ثوابت المعدل k1 و k2 ، وبالتالي ، يعتمد ثابت التوازن K على درجة الحرارة ، ولكن لا تعتمد على تركيز المواد المتفاعلة). إذا شاركت عدة جزيئات من مواد البدء في التفاعل وتشكلت عدة جزيئات من المنتج (أو المنتجات) ، فإن تركيزات المواد في التعبير عن ثابت التوازن ترفع إلى القوى المقابلة لمعاملاتها المتكافئة. لذلك بالنسبة للتفاعل 3H2 + N2 2NH3 ، تتم كتابة التعبير عن ثابت التوازن بالشكل K = 2 يساوي / 3 متساوي. لا يمكن استخدام الطريقة الموصوفة لاشتقاق ثابت التوازن ، بناءً على معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية ، في الحالة العامة ، نظرًا لأنه بالنسبة للتفاعلات المعقدة ، لا يتم التعبير عن اعتماد المعدل على التركيز عادةً بمعادلة بسيطة أو غير معروف على الاطلاق. ومع ذلك ، فقد ثبت في الديناميكا الحرارية أن الصيغة النهائية لثابت التوازن صحيحة.

بالنسبة للمركبات الغازية ، بدلاً من التركيزات ، يمكن استخدام الضغط عند كتابة ثابت التوازن ؛ من الواضح أن القيمة العددية للثابت يمكن أن تتغير في هذه الحالة إذا كان عدد الجزيئات الغازية على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة غير متماثل.

مبدأ لو شاتيلير.

إذا كان هناك تأثير خارجي على نظام في حالة توازن ، فإن التوازن يتحول في اتجاه التفاعل الذي يصد هذا التأثير.

يتأثر التوازن الكيميائي بما يلي:

تغير درجة الحرارة. مع ارتفاع درجة الحرارة ، يتحول التوازن نحو تفاعل ماص للحرارة. مع انخفاض درجة الحرارة ، يتحول التوازن نحو تفاعل طارد للحرارة.

تغير في الضغط. مع زيادة الضغط ، يتحول التوازن في اتجاه تقليل عدد الجزيئات. مع انخفاض الضغط ، يتحول التوازن في اتجاه زيادة عدد الجزيئات.

معدل التفاعل الكيميائي- تغيير في كمية إحدى المواد المتفاعلة لكل وحدة زمنية في وحدة مساحة التفاعل.

تؤثر العوامل التالية على معدل التفاعل الكيميائي:

• طبيعة المتفاعلات.
• تركيز المواد المتفاعلة
• سطح التلامس للمواد المتفاعلة (في التفاعلات غير المتجانسة) ؛
• درجة الحرارة؛
• عمل المحفزات.

نظرية الاصطدامات النشطةيسمح بشرح تأثير بعض العوامل على معدل التفاعل الكيميائي. الأحكام الرئيسية لهذه النظرية:

• تحدث التفاعلات عندما تصطدم جسيمات المواد المتفاعلة التي لها طاقة معينة.
• كلما زادت جسيمات الكاشف ، كلما اقتربت من بعضها البعض ، زاد احتمال تصادمها وتفاعلها.
• فقط الاصطدامات الفعالة تؤدي إلى رد الفعل ، أي تلك التي يتم فيها تدمير أو إضعاف "الروابط القديمة" وبالتالي يمكن تكوين روابط "جديدة". للقيام بذلك ، يجب أن تمتلك الجسيمات طاقة كافية.
• يسمى الحد الأدنى من الطاقة الزائدة المطلوبة للتصادم الفعال للجسيمات المتفاعلة طاقة التنشيط Ea.
• يتجلى نشاط المواد الكيميائية في طاقة التنشيط المنخفضة للتفاعلات التي تنطوي عليها. كلما انخفضت طاقة التنشيط ، زاد معدل التفاعل.على سبيل المثال ، في التفاعلات بين الكاتيونات والأنيونات ، تكون طاقة التنشيط منخفضة جدًا ، لذلك تستمر هذه التفاعلات على الفور تقريبًا.

تأثير تركيز المواد المتفاعلة على معدل التفاعل

مع زيادة تركيز المواد المتفاعلة ، يزداد معدل التفاعل. للدخول في تفاعل ، يجب أن يقترب جسيمان كيميائيان من بعضهما البعض ، لذلك يعتمد معدل التفاعل على عدد الاصطدامات بينهما. تؤدي الزيادة في عدد الجسيمات في حجم معين إلى حدوث تصادمات أكثر تكرارًا وزيادة معدل التفاعل.

تؤدي الزيادة في الضغط أو النقصان في الحجم الذي يشغله الخليط إلى زيادة معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي.

على أساس البيانات التجريبية في عام 1867 ، قام العالمان النرويجيان ك. صاغ بيكيتوف القانون الأساسي للحركية الكيميائية ، الذي يحدد اعتماد معدل التفاعل على تركيزات المواد المتفاعلة -

قانون العمل الجماهيري (LMA):

يتناسب معدل التفاعل الكيميائي مع ناتج تراكيز المواد المتفاعلة ، التي تؤخذ لقوى مساوية لمعاملاتها في معادلة التفاعل. ("التمثيل الشامل" هو مرادف للمفهوم الحديث لـ "التركيز")

أأ +ب =cC +يأين كهو ثابت معدل التفاعل

يتم إجراء ZDM فقط للتفاعلات الكيميائية الأولية التي تحدث في مرحلة واحدة. إذا استمر التفاعل بالتتابع عبر عدة مراحل ، فسيتم تحديد المعدل الإجمالي للعملية بأكملها من خلال أبطأ جزء منها.

عبارات لمعدلات أنواع مختلفة من ردود الفعل

يشير ZDM إلى تفاعلات متجانسة. إذا كان التفاعل غير متجانس (الكواشف في حالات تجميع مختلفة) ، فعندئذٍ تدخل الكواشف السائلة أو الغازية فقط في معادلة MDM ، ويتم استبعاد المواد الصلبة ، مما يؤثر فقط على معدل ثابت k.

جزيئية التفاعلهو الحد الأدنى لعدد الجزيئات المشاركة في عملية كيميائية أولية. حسب الجزيئية ، تنقسم التفاعلات الكيميائية الأولية إلى جزيئية (A →) وجزيئية (A + B →) ؛ التفاعلات الجزيئية نادرة للغاية.

معدل التفاعلات غير المتجانسة

• يعتمد على مساحة سطح ملامسة المواد، بمعنى آخر. على درجة طحن المواد ، واكتمال خلط الكواشف.
• مثال على ذلك حرق الأخشاب. سجل كامل يحترق ببطء نسبيًا في الهواء. إذا قمت بزيادة سطح ملامسة الخشب للهواء ، وتقسيم جذوع الأشجار إلى شرائح ، سيزداد معدل الاحتراق.
• يُسكب الحديد التلقائي الاشتعال على ورقة من ورق الترشيح. أثناء الخريف ، تصبح جزيئات الحديد ساخنة وتشعل النار في الورق.

تأثير درجة الحرارة على معدل التفاعل

في القرن التاسع عشر ، اكتشف العالم الهولندي Van't Hoff بشكل تجريبي أنه عندما ترتفع درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية ، تزداد معدلات العديد من التفاعلات بمقدار 2-4 مرات.

حكم فانت هوف

لكل زيادة في درجة الحرارة بمقدار 10 درجات مئوية ، يزداد معدل التفاعل بمعامل 2-4.

هنا γ (الحرف اليوناني "جاما") - ما يسمى بمعامل درجة الحرارة أو معامل فان هوف ، يأخذ القيم من 2 إلى 4.

لكل تفاعل محدد ، يتم تحديد معامل درجة الحرارة تجريبياً. إنه يوضح بالضبط عدد المرات التي يزداد فيها معدل تفاعل كيميائي معين (وثابت معدله) مع كل 10 درجات زيادة في درجة الحرارة.

تُستخدم قاعدة van't Hoff لتقريب التغيير في ثابت معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة أو نقصانها. تم إنشاء علاقة أكثر دقة بين ثابت المعدل ودرجة الحرارة بواسطة الكيميائي السويدي Svante Arrhenius:

كيف أكثره رد فعل محدد ، و الأصغر(عند درجة حرارة معينة) سيكون معدل ثابت k (ومعدل) هذا التفاعل. تؤدي الزيادة في T إلى زيادة معدل ثابت ؛ ويفسر ذلك حقيقة أن الزيادة في درجة الحرارة تؤدي إلى زيادة سريعة في عدد الجزيئات "النشطة" القادرة على التغلب على حاجز التنشيط E a.

تأثير المحفز على معدل التفاعل

من الممكن تغيير معدل التفاعل باستخدام مواد خاصة تغير آلية التفاعل وتوجهها على طول مسار أكثر ملاءمة من الناحية النشطة مع طاقة تنشيط أقل.

المحفزات- هذه هي المواد التي تشارك في تفاعل كيميائي وتزيد من سرعته ، ولكن في نهاية التفاعل تبقى دون تغيير نوعيًا وكميًا.

مثبطات- المواد التي تبطئ التفاعلات الكيميائية.

يسمى تغيير معدل التفاعل الكيميائي أو اتجاهه بمساعدة محفز الحفز .

موضوعي:دراسة معدل التفاعل الكيميائي واعتماده على عوامل مختلفة: طبيعة المواد المتفاعلة ، التركيز ، درجة الحرارة.

التفاعلات الكيميائية تسير بمعدلات مختلفة. معدل التفاعل الكيميائييسمى التغيير في تركيز المادة المتفاعلة لكل وحدة زمنية. إنه يساوي عدد أعمال التفاعل لكل وحدة زمنية لكل وحدة حجم لتفاعل يحدث في نظام متجانس (للتفاعلات المتجانسة) ، أو لكل واجهة وحدة للتفاعلات التي تحدث في نظام غير متجانس (للتفاعلات غير المتجانسة).

متوسط ​​معدل التفاعل ضد cf. في الفترة الزمنية من t1قبل T2يتحدد بالعلاقة:

أين من 1و من 2هو التركيز المولي لأي مشارك في التفاعل عند نقاط زمنية t1و T2على التوالى.

تشير علامة "-" الموجودة أمام الكسر إلى تركيز المواد الأولية ، مع < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, Δمع > 0.

العوامل الرئيسية التي تؤثر على معدل التفاعل الكيميائي هي: طبيعة المواد المتفاعلة ، وتركيزها ، وضغطها (إذا كانت الغازات متورطة في التفاعل) ، ودرجة الحرارة ، والمحفز ، ومنطقة الواجهة للتفاعلات غير المتجانسة.

معظم التفاعلات الكيميائية هي عمليات معقدة تحدث في عدة مراحل ، أي تتكون من عدة عمليات أولية. التفاعلات الأولية أو البسيطة هي ردود الفعل التي تحدث في مرحلة واحدة.

بالنسبة للتفاعلات الأولية ، يتم التعبير عن اعتماد معدل التفاعل على التركيز بواسطة قانون التأثير الجماعي.

عند درجة حرارة ثابتة ، يكون معدل التفاعل الكيميائي متناسبًا طرديًا مع ناتج تركيزات المواد المتفاعلة ، المأخوذة بقدرات تساوي المعاملات المتكافئة.

لرد فعل عام

أ أ + ب ب ... → ج ج ،

وفقا لقانون العمل الجماهيري الخامسيتم التعبير عنها من خلال العلاقة

ت = ك ∙ ث (أ) أ ∙ ج (ب) ب,

أين ج (أ)و ج (ب)هي التركيزات المولية للمواد المتفاعلة A و B ؛

لهو ثابت معدل هذا التفاعل ، يساوي الخامس، لو ج (أ) أ= 1 و ج (ب) ب= 1 ، واعتمادًا على طبيعة المواد المتفاعلة ، درجة الحرارة ، المحفز ، مساحة سطح الواجهة للتفاعلات غير المتجانسة.

يُطلق على التعبير عن اعتماد معدل التفاعل على التركيز المعادلة الحركية.

في حالة ردود الفعل المعقدة ، ينطبق قانون العمل الجماعي على كل مرحلة على حدة.

بالنسبة للتفاعلات غير المتجانسة ، تتضمن المعادلة الحركية فقط تركيزات المواد الغازية والمذابة ؛ نعم لحرق الفحم

C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)

صيغة معادلة السرعة

v \ u003d K · s (O 2)

بضع كلمات عن الجزيئية والترتيب الحركي للتفاعل.

مفهوم "جزيئية التفاعل"تنطبق فقط على ردود الفعل البسيطة. تحدد جزيئية التفاعل عدد الجسيمات المشاركة في التفاعل الأولي.

هناك تفاعلات أحادية وثنائية وثلاثية الجزيئية ، يشارك فيها جسيم واحد ، وجسيمان ، وثلاثة جسيمات ، على التوالي. احتمال الاصطدام المتزامن لثلاثة جسيمات صغير. العملية الأولية للتفاعل لأكثر من ثلاثة جسيمات غير معروفة. أمثلة على التفاعلات الأولية:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (جزيء واحد)

H 2 + I 2 → 2HI (ثنائي الجزيء)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (ثلاثي الجزيئات)

تتطابق جزيئية التفاعلات البسيطة مع الترتيب الحركي الكلي للتفاعل. يحدد ترتيب التفاعل طبيعة اعتماد المعدل على التركيز.

الترتيب الحركي الكلي (الكلي) للتفاعل هو مجموع الأسس عند تركيزات المواد المتفاعلة في معادلة معدل التفاعل ، ويتم تحديدها تجريبياً.

مع ارتفاع درجة الحرارة ، يزداد معدل معظم التفاعلات الكيميائية. يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة تقريبًا بواسطة قاعدة van't Hoff.

لكل 10 درجات زيادة في درجة الحرارة ، يزيد معدل معظم التفاعلات بمعامل 2-4.

أين و هي معدلات التفاعل ، على التوالي ، عند درجات الحرارة T2و t1 (t2> t1);

γ هو معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل ، وهذا رقم يوضح عدد مرات زيادة معدل تفاعل كيميائي مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 0.

باستخدام قاعدة van't Hoff ، من الممكن فقط تقدير تأثير درجة الحرارة تقريبًا على معدل التفاعل. إن الوصف الأكثر دقة لاعتماد معدل تفاعل درجة الحرارة ممكن في إطار نظرية تنشيط Arrhenius.

إحدى طرق تسريع التفاعل الكيميائي هي التحفيز ، والتي تتم بمساعدة المواد (المحفزات).

المحفزات- هذه هي المواد التي تغير معدل التفاعل الكيميائي بسبب المشاركة المتكررة في التفاعل الكيميائي الوسيط مع كواشف التفاعل ، ولكن بعد كل دورة من التفاعل الوسيط تستعيد تركيبها الكيميائي.

يتم تقليل آلية عمل المحفز إلى انخفاض في طاقة التنشيط للتفاعل ، أي انخفاض في الفرق بين متوسط ​​طاقة الجزيئات النشطة (المركب النشط) ومتوسط ​​طاقة جزيئات المواد الأولية. هذا يزيد من معدل التفاعل الكيميائي.