화학 반응 속도에 영향을 미치는 물질. 화학 반응 속도 및 이에 따른 요인: 반응 물질의 성질, 농도, 화학 반응 온도, 반응 물질의 접촉 표면, 촉매

13.10.2019

화학 반응 속도

"화학 반응 속도"라는 주제는 아마도 학교 커리큘럼에서 가장 복잡하고 논란의 여지가 있는 주제일 것입니다. 이는 물리화학의 한 분야인 화학적 동역학 자체의 복잡성 때문입니다. "화학 반응 속도"라는 개념의 정의 자체가 이미 모호합니다(예를 들어 신문 "Khimiya", No. 28, L.S. Guzey의 기사 참조).
와 함께. 12). 학교 커리큘럼 내에서 운동 과정의 정량적 설명이 가능한 대상의 범위가 매우 좁기 때문에 반응 속도에 대한 질량 작용 법칙을 화학 시스템에 적용하려고 할 때 더 많은 문제가 발생합니다. 나는 특히 화학 평형에서 화학 반응 속도에 대해 질량 작용 법칙을 사용하는 것이 부정확하다는 점에 주목하고 싶습니다.
동시에 학교에서 이 주제를 고려하는 것을 완전히 거부하는 것은 잘못된 것입니다. 화학 반응 속도에 대한 아이디어는 많은 자연 및 기술 과정을 연구할 때 매우 중요하며, 화학 반응 없이는 효소를 포함한 촉매 및 촉매에 대해 이야기하는 것이 불가능합니다. 물질의 변형을 논의할 때 주로 화학 반응 속도에 대한 정성적 아이디어가 사용되지만, 특히 기본 반응의 경우 가장 단순한 정량적 관계를 도입하는 것이 여전히 바람직합니다.
출판된 기사는 학교 화학 수업에서 논의할 수 있는 화학 동역학 문제를 충분히 자세히 논의합니다. 학교 화학 과정에서 이 주제에 대해 논쟁의 여지가 있고 논쟁의 여지가 있는 측면을 제외하는 것은 대학에서 화학 교육을 계속하려는 학생들에게 특히 중요합니다. 결국 학교에서 습득한 지식은 과학적 현실과 충돌하는 경우가 많습니다.

화학 반응은 발생하는 데 걸리는 시간에 따라 크게 달라질 수 있습니다. 실온에서 수소와 산소의 혼합물은 오랜 시간 동안 사실상 변하지 않은 상태로 유지될 수 있지만 충격을 받거나 점화되면 폭발이 일어납니다. 철판은 천천히 녹슬고, 백린탄 조각이 공기 중에서 자연적으로 발화합니다. 진행을 제어할 수 있으려면 특정 반응이 얼마나 빨리 발생하는지 아는 것이 중요합니다.

기본 개념

주어진 반응이 얼마나 빨리 진행되는지에 대한 정량적 특성은 화학 반응 속도, 즉 시약 소비 속도 또는 생성물 출현 속도입니다. 이 경우 반응에 참여하는 물질 중 어떤 물질이 논의되고 있는지는 중요하지 않습니다. 왜냐하면 모두 반응식을 통해 상호 연결되어 있기 때문입니다. 물질 중 하나의 양을 변경함으로써 다른 모든 물질의 양에 대한 해당 변화를 판단할 수 있습니다.

화학 반응 속도 () 반응물이나 생성물의 양의 변화를 말한다. () 단위 시간당 () 단위 부피당 (V):

= /(V ).

이 경우 반응 속도는 일반적으로 mol/(ls)로 표시됩니다.

위의 표현은 균질한 매체, 예를 들어 가스 사이 또는 용액에서 발생하는 균질한 화학 반응을 나타냅니다.

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl.

고체와 기체, 고체와 액체 등의 접촉면에서 이종 화학반응이 일어난다. 이종 반응에는 예를 들어 금속과 산의 반응이 포함됩니다.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

이 경우 반응속도는 반응물이나 생성물의 양의 변화이다. () 단위 시간당() 단위 표면당(S):

= /(에스 ).

불균일 반응 속도는 mol/(m 2 s)로 표시됩니다.

화학 반응을 제어하려면 반응 속도를 결정하는 것뿐만 아니라 어떤 조건이 반응에 영향을 미치는지 알아내는 것도 중요합니다. 화학 반응의 속도와 이에 대한 다양한 요인의 영향을 연구하는 화학 분야를 화학적 동역학.

반응 입자의 충돌 빈도

화학반응의 속도를 결정하는 가장 중요한 요소는 집중.

반응물의 농도가 증가하면 일반적으로 반응 속도가 증가합니다. 반응이 일어나기 위해서는 두 개의 화학 입자가 함께 모여야 하므로 반응 속도는 두 화학 입자 사이의 충돌 횟수에 따라 달라집니다. 주어진 부피에서 입자 수가 증가하면 충돌이 더 자주 발생하고 반응 속도가 증가합니다.

균질 반응의 경우 하나 이상의 반응물의 농도를 높이면 반응 속도가 빨라집니다. 농도가 감소하면 반대 효과가 관찰됩니다. 용액 내 물질의 농도는 반응구에서 반응물이나 용매를 추가하거나 제거하여 변경할 수 있습니다. 가스에서는 반응 혼합물에 이 물질을 추가로 첨가하여 물질 중 하나의 농도를 높일 수 있습니다. 혼합물이 차지하는 부피를 줄임으로써 모든 기체 물질의 농도를 동시에 증가시킬 수 있습니다. 동시에 반응 속도도 빨라집니다. 볼륨을 높이면 반대 결과가 발생합니다.

이질적인 반응의 속도는 다음에 따라 달라집니다. 물질 간 접촉 표면적, 즉. 물질의 분쇄 정도, 시약 혼합의 완전성, 고체의 결정 구조 상태에 관한 것입니다. 결정 구조의 교란은 고체의 반응성을 증가시킵니다. 강한 결정 구조를 파괴하려면 추가 에너지가 필요합니다.

나무가 타는 것을 생각해 보세요. 전체 통나무는 공기 중에서 상대적으로 천천히 연소됩니다. 나무와 공기의 접촉 표면을 늘려 통나무를 조각으로 쪼개면 연소 속도가 높아집니다. 동시에, 나무는 산소가 약 20%만 포함된 공기보다 순수한 산소 속에서 훨씬 더 빨리 연소됩니다.

화학 반응이 일어나려면 입자(원자, 분자, 이온)가 충돌해야 합니다. 충돌의 결과로 원자가 재배열되고 새로운 화학 결합이 발생하여 새로운 물질이 형성됩니다. 두 입자가 충돌할 확률은 매우 높지만 세 입자가 동시에 충돌할 확률은 훨씬 적습니다. 4개의 입자가 동시에 충돌할 가능성은 거의 없습니다. 따라서 대부분의 반응은 여러 단계에서 발생하며 각 단계에서 3개 이하의 입자가 상호 작용합니다.

브롬화수소의 산화 반응은 400~600°C에서 눈에 띄는 속도로 발생합니다.

4НВr + O 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

반응식에 따르면 다섯 개의 분자가 동시에 충돌해야 합니다. 그러나 그러한 사건이 발생할 확률은 사실상 0입니다. 더욱이 실험 연구에 따르면 산소나 브롬화수소 농도를 높이면 반응 속도가 같은 횟수만큼 증가하는 것으로 나타났습니다. 그리고 이것은 모든 산소 분자에 대해 4개의 브롬화수소 분자가 소비된다는 사실에도 불구하고 그렇습니다.

이 프로세스를 자세히 조사해 보면 여러 단계로 발생한다는 것을 알 수 있습니다.

1) HBr + O 2 = HOOBr(느린 반응);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr(빠른 반응);

3) HOWr + HBr = H 2 O + Br 2 (빠른 반응).

위와 같은 반응을 소위 기본 반응, 반영하다 반응 메커니즘산소에 의한 브롬화수소의 산화. 각 중간 반응에는 두 개의 분자만 관여한다는 점에 유의하는 것이 중요합니다. 처음 두 방정식을 추가하고 세 번째 방정식을 두 번 추가하면 전체 반응 방정식이 제공됩니다. 전체 반응 속도는 브롬화수소 한 분자와 산소 한 분자가 상호 작용하는 가장 느린 중간 반응에 의해 결정됩니다.

기본 반응의 속도는 몰 농도의 곱에 정비례합니다. 와 함께 (와 함께단위 부피당 물질의 양이며, 와 함께 = /V) 화학양론적 계수와 동일한 거듭제곱을 취한 시약( 대중행동의 법칙화학 반응 속도에 대해). 이는 시약 공식 앞의 화학양론적 계수가 상호 작용하는 입자의 수에 해당하는 경우 실제 화학 공정의 메커니즘을 반영하는 반응 방정식에만 적용됩니다.

반응에서 상호작용하는 분자의 수에 따라 반응은 단분자, 이분자, 삼분자 반응으로 분류됩니다. 예를 들어, 분자 요오드가 원자로 해리되는 경우: I 2 = 2I는 단분자 반응입니다.

요오드와 수소의 상호 작용: I 2 + H 2 = 2HI – 이분자 반응. 서로 다른 분자의 화학 반응에 대한 대량 작용 법칙은 다르게 작성됩니다.

단분자 반응:

A = B + C,

= kcㅏ,

어디 케이– 반응 속도 상수.

이중 분자 반응:

= kcㅏ 씨안에.

삼분자 반응:

= kc 2A 씨안에.

활성화 에너지

화학 입자의 충돌은 충돌 입자가 특정 값을 초과하는 에너지를 갖는 경우에만 화학적 상호 작용으로 이어집니다. 분자 A 2와 B 2로 구성된 기체 물질의 상호 작용을 고려해 봅시다.

A 2 + B 2 = 2AB.

화학 반응이 진행되는 동안 원자의 재배열이 발생하고 출발 물질의 화학 결합이 끊어지고 반응 생성물의 결합이 형성됩니다. 반응하는 분자가 충돌할 때 소위 활성화된 복합체, 전자 밀도가 재분배되고 최종 반응 생성물이 얻어집니다.

물질을 활성화된 복합체 상태로 전환하는 데 필요한 에너지를 활성화 에너지.

화학물질의 활성은 이를 포함하는 반응의 낮은 활성화 에너지에서 나타납니다. 활성화에너지가 낮을수록 반응속도는 빨라진다. 예를 들어 양이온과 음이온 사이의 반응에서는 활성화 에너지가 매우 작기 때문에 이러한 반응은 거의 순간적으로 일어납니다. 활성화 에너지가 높으면 충돌의 아주 작은 부분이 새로운 물질의 형성으로 이어집니다. 따라서 실온에서 수소와 산소 사이의 반응 속도는 사실상 0입니다.

따라서 반응속도는 다음의 영향을 받습니다. 반응물의 성질. 예를 들어 금속과 산의 반응을 고려해 보겠습니다. 동일한 조각의 구리, 아연, 마그네슘 및 철을 묽은 황산이 들어 있는 시험관에 떨어뜨리면 반응 속도를 특징짓는 수소 가스 기포의 방출 강도가 이들 금속에 따라 크게 다르다는 것을 알 수 있습니다. 마그네슘이 들어 있는 시험관에서는 수소의 급격한 진화가 관찰되고, 아연이 들어 있는 시험관에서는 기포가 좀 더 차분하게 방출됩니다. 철이 함유된 시험관에서는 반응이 더욱 느리게 진행됩니다(그림). 구리는 묽은 황산과 전혀 반응하지 않습니다. 따라서 반응 속도는 금속의 활성에 따라 달라집니다.

황산(강산)을 아세트산(약산)으로 대체하면 모든 경우에서 반응 속도가 크게 느려집니다. 금속과 산의 반응 속도는 금속과 산이라는 두 시약의 성질에 의해 영향을 받는다는 결론을 내릴 수 있습니다.

홍보 온도화학 입자의 운동 에너지가 증가합니다. 활성화 에너지보다 높은 에너지를 갖는 입자의 수가 증가합니다. 온도가 증가함에 따라 입자 충돌 횟수도 증가하여 반응 속도가 어느 정도 증가합니다. 그러나 운동에너지를 높여 충돌 효율을 높이는 것이 충돌 횟수를 늘리는 것보다 반응 속도에 더 큰 영향을 미칩니다.

온도가 10도 증가하면 속도는 온도 속도 계수와 동일한 수만큼 증가합니다.

= 티+10 /티 .

에서 온도가 상승하면 티~ 전에 티"
반응 속도 비율 티" 그리고 티같음
전력에 대한 속도의 온도 계수 ( 티" – 티)/10:

티" /티 = (티"–티)/10.

많은 균질 반응의 경우 온도 속도 계수는 24입니다(반트 호프의 법칙). 온도에 대한 반응 속도의 의존성은 산화 구리(II)와 묽은 황산의 상호 작용의 예를 사용하여 관찰할 수 있습니다. 실온에서 반응은 매우 느리게 진행됩니다. 가열하면 황산구리(II)가 형성되어 반응 혼합물이 빠르게 파란색으로 변합니다.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

촉매 및 억제제

특정 물질을 도입하면 많은 반응이 가속화되거나 느려질 수 있습니다. 첨가된 물질은 반응에 참여하지 않으며 반응 과정에서 소모되지 않지만 반응 속도에 중요한 영향을 미칩니다. 이러한 물질은 반응 메커니즘(활성화된 복합체의 구성 포함)을 변경하고 활성화 에너지를 낮추어 화학 반응을 가속화합니다. 반응을 가속시키는 물질을 말한다. 촉매, 그리고 그러한 반응 가속 현상은 촉매작용.

촉매가 없을 때 많은 반응은 매우 느리게 진행되거나 전혀 진행되지 않습니다. 그러한 반응 중 하나는 과산화수소의 분해입니다.

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2.

과산화수소 수용액이 담긴 용기에 고체 이산화망간 조각을 떨어 뜨리면 산소가 빠르게 방출되기 시작합니다. 이산화망간을 제거한 후에는 반응이 사실상 중단됩니다. 이 과정에서 이산화망간이 소비되지 않고 단지 반응을 촉매할 뿐임을 계량함으로써 쉽게 확인할 수 있습니다.

촉매와 반응물의 응집 상태가 동일하거나 다른지에 따라 균질 촉매와 불균일 촉매가 구별됩니다.

균일 촉매작용에서 촉매는 원래 반응물 중 하나와 반응하여 중간체를 형성함으로써 반응 속도를 높일 수 있습니다. 예를 들어:

불균일 촉매작용에서는 일반적으로 촉매 표면에서 화학 반응이 발생합니다.

촉매는 본질적으로 널리 퍼져 있습니다. 살아있는 유기체에서 물질의 거의 모든 변형은 유기 촉매, 즉 효소의 참여로 발생합니다.

촉매는 특정 공정의 속도를 높이기 위해 화학 생산에 사용됩니다. 그 외에도 화학 반응을 늦추는 물질도 사용됩니다. 억제제. 특히 억제제의 도움으로 금속은 부식으로부터 보호됩니다.

화학 반응 속도에 영향을 미치는 요인

속도를 높이세요	속도를 줄이세요
화학적 활성 시약의 존재	화학적으로 불활성인 시약의 존재
시약 농도 증가	시약 농도 감소
고체 및 액체 시약의 표면적 증가	고체 및 액체 시약의 표면적 감소
온도 상승	온도 강하
촉매의 존재	억제제의 존재

작업

1. 화학 반응의 속도를 정의합니다. 다음 반응에 대한 질량 작용의 운동 법칙에 대한 표현식을 작성하십시오.

a) 2C(sol) + O 2 (g) = 2CO(g);

b) 2НI (g.) = H 2 (g.) + I 2 (g.).

2. 화학반응의 속도를 결정하는 것은 무엇인가? 온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성을 수학적 표현으로 나타내십시오.

3. (일정한 부피에서) 반응 속도에 어떤 영향을 미치는지 나타냅니다.

a) 시약의 농도를 높이는 것;

b) 고체 시약을 분쇄하는 단계;
c) 온도 감소;
d) 촉매 도입;
e) 시약의 농도를 낮추는 것;
f) 온도 상승;
g) 억제제의 도입;
h) 제품의 농도를 줄입니다.

4. 화학 반응 속도 계산

CO (g.) + H 2 O (g.) = CO 2 (g.) + H 2 (g.)

1 리터 용량의 용기에서 시작 후 1 분 30 초 후에 수소 물질의 양이 0.32 mol이고 2 분 10 초 후에 0.44 mol이되었습니다. CO 농도를 높이면 반응 속도에 어떤 영향을 미치나요?

5. 한 반응의 결과, 일정 시간에 걸쳐 6.4g의 요오드화수소가 생성되었고, 동일한 조건의 또 다른 반응에서는 6.4g의 이산화황이 생성되었습니다. 이러한 반응의 속도를 비교하십시오. 온도가 증가함에 따라 이러한 반응 속도는 어떻게 변합니까?

6. 반응 속도 결정

CO (g.) + Cl 2 (g.) = COCl 2 (g.),

반응 시작 후 20초가 지나면 일산화탄소 물질의 초기 양이 6mol에서 3배로 감소합니다(반응기의 부피는 100l입니다). 염소 대신 활성이 낮은 브롬을 사용하면 반응 속도는 어떻게 변합니까? 투여하면 반응률이 어떻게 변하나요?
a) 촉매; b) 억제제?

7. 반응은 어떤 경우인가요?

CaO (tv.) + CO 2 (g.) = CaCO 3 (tv.)

더 빠르게 흐릅니다. 큰 조각이나 산화칼슘 분말을 사용할 때? 계산하다:
a) 물질의 양 b) 10초 동안 형성된 탄산칼슘의 질량, 반응 속도가 0.1 mol/(ls)인 경우 반응기의 부피는 1 l입니다.

8. 마그네슘 시료와 염산 HCl의 상호 작용을 통해 반응 시작 후 30초 후에 0.02mol의 염화마그네슘을 얻을 수 있습니다. 0.06mol의 염화마그네슘을 얻는 데 걸리는 시간을 구하십시오.

E) 70°C에서 40°C로 반응 속도가 8배 감소했습니다.
g) 60°C에서 40°C로 반응 속도가 6.25배 감소했습니다.
h) 40°C에서 10°C로 반응 속도가 27배 감소했습니다.

11. 자동차 소유자는 새 페인트로 자동차를 칠한 후 지침에 따라 105°C에서 3시간 동안 건조해야 한다는 것을 발견했습니다. 이 공정의 기초가 되는 중합 반응의 온도 계수가 다음과 같다면 페인트가 25°C에서 건조되는 데 시간이 얼마나 걸릴까요? a) 2; b) 3; 4시에?

작업에 대한 답변

1. 가) = kc(O2); 나) = kc(하이)2.

2. 티+10 = 티 .

3. a, b, d, f의 경우 반응 속도가 증가합니다. 감소 – c, d, g; 변하지 않는다 - h.

4. 0.003mol/(l·s). CO 농도가 증가하면 반응 속도가 증가합니다.

5. 첫 번째 반응 속도가 2배 느려집니다.

6. 0.002mol/(l·s).

7. a) 1몰; b) 100g.

9. 반응 속도 d, g, h가 2배 증가합니다. 4번 – a, b, f; 8번 - c, d.

10. 온도 계수:

반응 b, e의 경우 2; = 2.5 – c, g; = 3 – d, h; = 3.5 – a, g.

a) 768시간(32일, 즉 1개월 이상)
b) 19,683시간(820일, 즉 2년 이상)
c) 196,608시간(8,192일, 즉 22년)

시스템. 그러나 이 값은 반응이 일어날 실제 가능성을 반영하지 않습니다. 속도그리고 메커니즘.

화학 반응을 완전히 이해하려면 구현 중에 어떤 시간 패턴이 존재하는지에 대한 지식이 있어야 합니다. 화학 반응 속도그리고 그 상세한 메커니즘. 반응 속도와 메커니즘을 연구합니다. 화학적 동역학- 화학 공정의 과학.

화학적 동역학의 관점에서 반응은 다음과 같이 분류될 수 있습니다. 단순하고 복잡하게.

간단한 반응– 중간 화합물의 형성 없이 발생하는 공정. 참여하는 입자의 수에 따라 다음과 같이 나뉩니다. 단분자, 이분자, 삼분자. 3개 이상의 입자가 충돌할 가능성은 거의 없으므로 삼분자 반응은 매우 드물고, 4분자 반응은 알려져 있지 않습니다. 복잡한 반응– 여러 기본 반응으로 구성된 프로세스.

모든 프로세스는 고유한 속도로 진행되며, 이는 특정 기간 동안 발생하는 변화에 따라 결정될 수 있습니다. 평균 화학 반응 속도물질의 양을 변화시켜 표현 N단위 시간당 단위 부피 V당 소비되거나 수용되는 물질 t.

υ = ± DN/ dt· V

물질이 소비되면 "-" 기호를 표시하고, 축적되면 "+" 기호를 표시합니다.

일정한 볼륨에서:

υ = ± DC/ dt,

반응 속도 단위 mol/l·s

일반적으로 υ는 상수 값이며 우리가 모니터링하는 반응과 관련된 물질에 따라 달라지지 않습니다.

반응 시간에 대한 시약 또는 생성물의 농도 의존성은 다음과 같은 형태로 표시됩니다. 운동 곡선, 이는 다음과 같습니다:

위 식을 다음 식으로 변환하면 실험 데이터에서 υ를 계산하는 것이 더 편리합니다.

대중행동의 법칙. 반응의 차수와 속도상수

제형 중 하나 대중행동의 법칙다음과 같이 들립니다: 기본 균질 화학 반응의 속도는 반응물 농도의 곱에 정비례합니다.

연구 중인 프로세스가 다음 형식으로 표현되는 경우:

a A + b B = 제품

그러면 화학반응의 속도를 표현할 수 있다. 운동 방정식:

υ = k [A] a [B] b또는

υ = k·C a A·C b B

여기 [ ㅏ] 그리고 [비] (CA 그리고CB) - 시약의 농도,

와비– 단순 반응의 화학양론적 계수,

케이– 반응 속도 상수.

수량의 화학적 의미 케이- 이것 속도 반응단일 농도로. 즉, 물질 A와 B의 농도가 1이면 υ = 케이.

복잡한 화학 공정에서는 계수가 와비화학량론적 내용과 일치하지 않습니다.

다음과 같은 여러 조건이 충족되면 대량 행동의 법칙이 충족됩니다.

반응은 열적으로 활성화됩니다. 열 운동 에너지.
시약의 농도는 고르게 분포됩니다.
프로세스 중에 환경의 속성과 조건은 변경되지 않습니다.
환경의 특성이 영향을 주어서는 안 됩니다. 케이.

복잡한 프로세스에 대중행동의 법칙 적용할 수 없습니다. 이는 복잡한 프로세스가 여러 기본 단계로 구성되고 그 속도는 모든 단계의 전체 속도에 의해 결정되지 않고 가장 느린 단계에 의해서만 결정된다는 사실로 설명할 수 있습니다. 제한.

각 반응에는 고유한 반응이 있습니다. 주문하다. 정의하다 개인(부분) 주문시약별 및 일반(전체) 주문. 예를 들어, 공정의 화학 반응 속도를 표현하는 경우

a A + b B = 제품

υ = 케이·[ ㅏ] ㅏ·[ 비] 비

ㅏ– 시약으로 주문 ㅏ

비 — 시약으로 주문 안에

일반 절차 ㅏ + 비 = N

을 위한 간단한 프로세스반응 차수는 반응 종의 수(화학양론적 계수와 일치)를 나타내며 정수 값을 취합니다. 을 위한 복잡한 프로세스반응의 순서는 화학량론적 계수와 일치하지 않으며 무엇이든 될 수 있습니다.

화학 반응 속도 υ에 영향을 미치는 요인을 결정합시다.

반응물의 농도에 따른 반응 속도의 의존성
대량 행동의 법칙에 의해 결정됩니다. υ = 케이[ ㅏ] ㅏ·[ 비] 비

반응물의 농도가 증가함에 따라 υ가 증가한다는 것은 명백합니다. 화학 공정에 참여하는 물질 간의 충돌 횟수가 증가합니다. 또한, 반응의 순서를 고려하는 것이 중요합니다. n=1일부 시약의 경우 속도는 이 물질의 농도에 정비례합니다. 어떤 시약의 경우 n=2, 농도를 두 배로 늘리면 반응 속도가 2 2 = 4배 증가하고, 농도를 3배 늘리면 반응 속도가 3 2 = 9배 빨라집니다.

동력학– 화학 반응 속도에 관한 과학.

화학 반응 속도- 단위 부피당(균질) 또는 단위 표면당(이종) 단위 시간당 발생하는 화학적 상호작용의 기본 행위 수.

실제 반응 속도:

2. 화학반응 속도에 영향을 미치는 요인

동종, 이종 반응의 경우:

1) 반응 물질의 농도;

2) 온도;

3) 촉매;

4) 억제제.

이기종에만 해당:

1) 상 경계면에 반응 물질이 공급되는 속도;

2) 표면적.

주요 요인은 반응물의 성질, 즉 반응물의 분자 내 원자 사이의 결합의 성질입니다.

NO 2 – 산화질소(IV) – 여우꼬리, CO – 일산화탄소, 일산화탄소.

산소로 산화되면 첫 번째 경우에는 용기 뚜껑을 열자마자 반응이 즉시 발생하고 두 번째 경우에는 시간이 지남에 따라 반응이 연장됩니다.

반응물의 농도는 아래에서 논의될 것이다.

청색 유백광은 황이 침전되는 순간을 나타내며, 농도가 높을수록 속도가 빨라집니다.

쌀. 10

Na 2 S 2 O 3의 농도가 높을수록 반응 시간이 짧아집니다. 그래프(그림 10)는 정비례 관계를 보여줍니다. 반응 물질의 농도에 대한 반응 속도의 정량적 의존성은 LMA(질량 작용의 법칙)로 표현됩니다. 즉, 화학 반응 속도는 반응 물질 농도의 곱에 정비례합니다.

그래서, 동역학의 기본 법칙경험적으로 확립된 법칙: 반응 속도는 반응물의 농도에 비례합니다. 예: (즉, 반응의 경우)

이 반응의 경우 H 2 + J 2 = 2HJ – 속도는 모든 물질의 농도 변화로 표현될 수 있습니다. 반응이 왼쪽에서 오른쪽으로 진행되면 H 2 와 J 2 의 농도는 감소하고, 반응이 진행됨에 따라 HJ의 농도는 증가하게 됩니다. 순간 반응 속도에 대해 다음과 같은 표현식을 쓸 수 있습니다.

대괄호는 농도를 나타냅니다.

물리적 의미 케이-분자는 연속적으로 움직이고, 충돌하고, 날아가고, 용기의 벽에 부딪칩니다. HJ를 형성하는 화학 반응이 일어나기 위해서는 H2와 J2 분자가 충돌해야 합니다. 이러한 충돌 횟수가 많을수록 부피에 더 많은 H 2 및 J 2 분자가 포함됩니다. 즉, [H 2 ] 및 . 그러나 분자는 서로 다른 속도로 움직이며 충돌하는 두 분자의 총 운동 에너지도 달라집니다. 가장 빠른 분자 H 2와 J 2가 충돌하면 에너지가 너무 높아서 분자가 요오드와 수소 원자로 부서지고 떨어져 날아간 다음 다른 분자 H 2 + J 2와 상호 작용할 수 있습니다. > 2H+2J, 이어서 H + J 2 > HJ + J. 충돌하는 분자의 에너지가 적지만 H – H 및 J – J 결합을 약화시킬 만큼 높으면 요오드화수소의 형성 반응이 발생합니다.

대부분의 충돌 분자의 경우 에너지는 H 2 와 J 2 의 결합을 약화시키는 데 필요한 에너지보다 적습니다. 이러한 분자는 "조용히" 충돌하고 또한 "조용히" 분산되어 원래의 H 2 및 J 2로 유지됩니다. 따라서 전부는 아니지만 충돌의 일부만이 화학 반응을 일으킵니다. 비례 계수(k)는 [H 2 ] = 1 mol 농도에서 충돌 반응을 일으키는 유효 충돌 횟수를 나타냅니다. 크기 케이-불변 속도. 속도는 어떻게 일정할 수 있나요? 예, 균일한 직선 운동의 속도는 일정 기간 동안 신체의 움직임과 이 간격의 값의 비율과 동일한 일정한 벡터량입니다. 그런데 분자는 혼란스럽게 움직인다. 그러면 속도가 어떻게 일정할 수 있는가? 그러나 일정한 속도는 일정한 온도에서만 가능합니다. 온도가 증가함에 따라 충돌로 인해 반응이 일어나는 빠른 분자의 비율이 증가합니다. 즉, 속도 상수가 증가합니다. 그러나 속도상수의 증가는 무제한이 아니다. 특정 온도에서는 분자의 에너지가 너무 커서 반응물의 거의 모든 충돌이 효과적입니다. 두 개의 빠른 분자가 충돌하면 역반응이 발생합니다.

H 2 와 J 2 로부터 2HJ의 형성 속도와 분해 속도가 같아지는 순간이 올 것입니다. 그러나 이것은 이미 화학적 평형입니다. 반응물의 농도에 대한 반응 속도의 의존성은 티오황산나트륨 용액과 황산 용액의 상호작용에 대한 전통적인 반응을 사용하여 추적할 수 있습니다.

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

H 2 S 2 O 3 = Sv+H 2 O+SO 2 ^. (2)

반응 (1)은 거의 즉시 발생합니다. 반응(2)의 속도는 일정한 온도에서 반응물 H 2 S 2 O 3 의 농도에 따라 달라집니다. 이것이 바로 우리가 관찰한 반응입니다. 이 경우 속도는 용액이 병합되는 시작부터 유백색이 나타날 때까지의 시간으로 측정됩니다. 기사에서 L. M. 쿠즈네초바 티오황산나트륨과 염산의 반응이 설명되어 있습니다. 그녀는 용액이 배수되면 유백색(탁도)이 발생한다고 썼습니다. 그러나 L.M. Kuznetsova의 이 진술은 유백색과 탁도가 서로 다른 것이기 때문에 잘못된 것입니다. 유백색 (오팔과 라틴어에서 유래) 센시아– 약한 효과를 의미하는 접미사) – 광학적 불균일성으로 인해 탁한 매체에 의한 빛의 산란. 광산란– 원래 방향에서 모든 방향으로 매체에 전파되는 광선의 편차. 콜로이드 입자는 빛을 산란시킬 수 있습니다(Tyndall-Faraday 효과). 이는 콜로이드 용액의 약간 탁한 현상인 유백광을 설명합니다. 이 실험을 수행할 때 청색 유백광과 황 콜로이드 현탁액의 응고를 고려해야 합니다. 현탁액의 동일한 밀도는 용액 층을 통해 위에서 관찰한 모든 패턴(예: 컵 바닥의 격자)이 눈에 띄게 사라지는 것으로 나타납니다. 배수 순간부터 스톱워치를 사용하여 시간을 계산합니다.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O 및 H 2 SO 4 용액.

첫 번째는 0.3M 농도에 해당하는 H 2 O 100ml에 소금 7.5g을 용해하여 제조됩니다. 동일한 농도의 H 2 SO 4 용액을 준비하려면 1.8 ml의 H 2 SO 4 (k)를 측정해야 합니다. ? = = 1.84 g/cm 3 를 넣고 120 ml의 H 2 O에 녹입니다. 준비된 Na 2 S 2 O 3 용액을 3개의 유리잔에 붓습니다. 첫 번째 유리에는 60ml, 두 번째 유리에는 30ml, 세 번째 유리에는 10ml입니다. 두 번째 잔에 증류수 30ml를 넣고, 세 번째 잔에 50ml를 넣는다. 따라서 세 잔 모두에 60ml의 액체가 있지만 첫 번째 잔의 소금 농도는 조건부로 = 1, 두 번째 잔은 ½, 세 번째 잔은 1/6입니다. 용액이 준비된 후, 소금 용액이 담긴 첫 번째 잔에 H 2 SO 4 용액 60 ml를 붓고 스톱워치 등을 켜십시오. Na 2 S 2 O 3 용액이 희석됨에 따라 반응 속도가 감소한다는 점을 고려하면, 시간에 반비례하는 양으로 결정될 수 있다. v = 1/? 가로축에 농도를, 세로축에 반응속도를 표시하여 그래프를 구성합니다. 이것으로부터 결론은 반응 속도가 물질의 농도에 달려 있다는 것입니다. 얻은 데이터는 표 3에 나열되어 있습니다. 이 실험은 뷰렛을 사용하여 수행할 수 있지만 그래프가 정확하지 않을 수 있으므로 수행자의 많은 연습이 필요합니다.

표 3

속도와 반응 시간

Guldberg-Waage 법칙이 확인되었습니다 - Gulderg 화학 교수와 젊은 과학자 Waage).

다음 요소인 온도를 고려해 봅시다.

온도가 증가하면 대부분의 화학 반응 속도가 증가합니다. 이러한 의존성은 Van't Hoff의 법칙으로 설명됩니다. "온도가 10°C 증가할 때마다 화학 반응 속도는 2~4배 증가합니다."

어디 ? – 온도가 10℃ 증가할 때 반응속도가 몇 배나 증가하는지를 나타내는 온도계수;

V 1 – 온도에서의 반응 속도 티 1 ;

v 2 –온도에서의 반응 속도 t2.

예를 들어, 50°C에서 반응이 2분 정도 소요된다면, 온도 계수가 다음과 같다면 70°C에서 공정이 완료되는 데는 얼마나 걸릴까요? ? = 2?

티 1 = 120초 = 2분; 티 1 = 50℃; 티 2 = 70℃

온도가 약간만 상승해도 분자의 활성 충돌 반응 속도가 급격히 증가합니다. 활성화 이론에 따르면, 에너지가 분자의 평균 에너지보다 일정량 이상 큰 분자만이 이 과정에 참여합니다. 이 과잉 에너지가 활성화 에너지이다. 물리적 의미는 분자의 활성 충돌(궤도 재배열)에 필요한 에너지입니다. 활성 입자의 수, 즉 반응 속도는 온도에 대한 속도 상수의 의존성을 반영하는 Arrhenius 방정식에 따라 지수 법칙에 따라 온도에 따라 증가합니다.

어디 ㅏ -아레니우스 비례계수;

케이-볼츠만 상수;

EA –활성화 에너지;

R –가스 상수;

티-온도.

촉매는 소모되지 않고 반응 속도를 가속시키는 물질이다.

촉매작용– 촉매가 있을 때 반응 속도가 변하는 현상. 균질한 촉매작용과 이질적인 촉매작용이 있습니다. 동종의– 시약과 촉매가 동일한 응집 상태에 있는 경우. 이기종– 시약과 촉매가 서로 다른 응집 상태에 있는 경우. 촉매작용에 대해서는 별도로 참조하십시오(추가).

억제제– 반응속도를 늦추는 물질.

다음 요소는 표면적입니다. 반응물의 표면적이 클수록 속도는 빨라진다. 예를 들어 분산 정도가 반응 속도에 미치는 영향을 고려해 보겠습니다.

CaCO3 – 대리석. 타일 대리석을 염산 HCl에 담그고 5분 정도 기다리면 완전히 용해됩니다.

가루 대리석 - 동일한 절차를 수행하면 30초 안에 용해됩니다.

두 프로세스의 방정식은 동일합니다.

CaCO 3 (s) + HCl (g) = CaCl 2 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

따라서 분말 대리석을 추가할 때 동일한 질량에 대해 슬래브 대리석을 추가할 때보다 시간이 더 짧습니다.

계면 표면이 증가하면 이종 반응 속도가 증가합니다.

모든 공정과 마찬가지로 화학 반응은 시간이 지남에 따라 발생하므로 하나 또는 다른 속도가 특징입니다.

화학 반응의 속도와 발생 메커니즘을 연구하는 화학 분야,~라고 불리는 화학적 동역학. 화학 동역학은 "상"과 "계"의 개념으로 작동합니다. 단계 – 이는 인터페이스에 의해 다른 부분과 분리된 시스템의 일부입니다.

시스템은 동종일 수도 있고 이질적일 수도 있습니다. 동종 시스템구성하다 단상. 예를 들어, 공기 또는 가스 혼합물, 염 용액. 이기종 시스템구성하다 두 개 이상의 단계. 예를 들어 액체 물 – 얼음 – 증기, 소금 용액 + 침전물.

균질계에서 일어나는 반응, 라고 불린다 동종의. 예를 들어, N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)입니다. 그들은 전체적으로 흐릅니다. 이종 시스템에서 발생하는 반응, 호출된다 이질적인. 예를 들어, C(k) + O 2 (g) = CO 2 (g)입니다. 그들은 위상 인터페이스에서 흐릅니다.

화학 반응 속도단호한 단위 부피당 단위 시간당 반응 중에 반응하거나 형성되는 물질의 양(균질한 반응을 위해) 또는 단위 인터페이스당(이기종 시스템의 경우).

반응 속도는 반응물의 성질, 농도, 온도, 촉매의 존재 여부에 따라 달라집니다.

1. 반응 물질의 성질.

반응은 덜 강한 결합이 파괴되고 더 강한 결합을 가진 물질이 형성되는 방향으로 진행됩니다. 따라서 H 2 및 N 2 분자의 결합을 끊으려면 높은 에너지가 필요합니다. 그러한 분자는 약간 반응성이 있습니다. 극성이 높은 분자(HCl, H 2 O)의 결합을 끊는 데는 에너지가 덜 필요하고 반응 속도는 훨씬 빠릅니다. 전해질 용액 내 이온 간의 반응은 거의 즉각적으로 발생합니다.

2. 집중력.

농도가 증가함에 따라 반응 물질 분자의 충돌이 더 자주 발생하여 반응 속도가 증가합니다.

반응물의 농도에 대한 화학 반응 속도의 의존성이 표현됩니다. 대량행동의 법칙(LMA): 일정한 온도에서 화학 반응 속도는 반응 물질 농도의 곱에 정비례합니다.

일반적으로 동종의반응

nA(g) + mB(g) = pAB(g)

반응 속도 의존성은 다음 방정식으로 표현됩니다.

여기서 CA와 C B는 반응물의 농도(mol/l)입니다. k는 반응 속도 상수입니다. 특정 반응 2NO(g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g)에 대해 ZDM의 수학적 표현은 다음과 같습니다.

υ = k∙∙

반응 속도 상수 k는 반응물의 성질, 온도 및 촉매에 따라 달라지지만 반응물의 농도에는 의존하지 않습니다. 속도 상수의 물리적 의미는 반응물의 단위 농도에서의 반응 속도와 같다는 것입니다.

을 위한 이질적인반응(물질이 서로 다른 응집 상태에 있는 경우) 반응 속도는 가스 또는 용해된 물질의 농도에만 의존하며 고체상의 농도는 EDM의 수학적 표현에 포함되지 않습니다.

nA(k) + mB(g) = pAB(g)

예를 들어, 산소 내 탄소의 연소 속도는 산소 농도에만 비례합니다.

C(k) + O2(g) = CO2(k)

3. 온도.

온도가 증가하면 분자의 이동 속도가 증가하고, 이로 인해 분자 간의 충돌 횟수도 증가합니다. 반응이 일어나려면 충돌하는 분자에 일정한 초과 에너지가 있어야 합니다. 분자가 충돌하기 전에 보유해야 하는 과도한 에너지로 인해 새로운 물질이 형성될 수 있습니다., 라고 불리는 활성화 에너지. 활성화 에너지 ( 에)는 kJ/mol로 표시됩니다. 그 가치는 반응 물질의 특성에 따라 달라집니다. 각 반응에는 고유한 활성화 에너지가 있습니다. 활성화 에너지를 갖는 분자, 라고 불리는 활동적인. 온도가 증가하면 활성 분자 수가 증가하므로 화학 반응 속도가 증가합니다.

온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성이 표현됩니다. 반트 호프의 법칙: 온도가 10°C 증가할 때마다 반응 속도는 2~4배 증가합니다..

여기서 υ 2 및 υ 1 은 온도 t 2 및 t 1에서의 반응 속도이고,

γ는 반응속도의 온도계수로, 온도가 10℃ 증가할 때 반응속도가 몇 배 증가하는지를 나타낸다.

4. 반응 물질의 표면에 접촉하십시오.

이종 시스템의 경우 접촉 표면이 클수록 반응이 더 빨리 발생합니다. 고체의 표면적은 분쇄하여 늘릴 수 있고, 용해성 물질의 경우 용해하여 표면적을 늘릴 수 있습니다.

5. 촉매.

반응에 참여하여 반응 속도를 증가시키며 반응이 끝날 때까지 변하지 않는 물질, 라고 불린다 촉매. 촉매의 영향으로 인한 반응 속도의 변화를 촉매작용. 촉매작용이 있다 동종의그리고 이질적인.

에게 동종의여기에는 촉매가 반응물과 동일한 응집 상태에 있는 공정이 포함됩니다.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g)

균일 촉매의 작용은 다소 강한 중간 활성 화합물을 형성하고, 그로부터 완전히 재생되는 것입니다.

에게 이질적인촉매작용이란 촉매와 반응물이 서로 다른 응집 상태에 있는 과정을 말하며, 반응은 촉매 표면에서 일어난다.

N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)

불균일 촉매의 작용 메커니즘은 균질 촉매보다 더 복잡합니다. 이러한 과정에서 중요한 역할은 고체 물질 표면의 기체 및 액체 물질 흡수 현상, 즉 흡착 현상에 의해 수행됩니다. 흡착의 결과로 반응 물질의 농도가 증가하고 화학적 활성이 증가하여 반응 속도가 증가합니다.

물리화학: 강의 노트 Berezovchuk A V

2. 화학반응 속도에 영향을 미치는 요인

동종, 이종 반응의 경우:

1) 반응 물질의 농도;

2) 온도;

3) 촉매;

4) 억제제.

이기종에만 해당:

1) 상 경계면에 반응 물질이 공급되는 속도;

2) 표면적.

주요 요인은 반응물의 성질, 즉 반응물의 분자 내 원자 사이의 결합의 성질입니다.

NO 2 – 산화질소(IV) – 여우꼬리, CO – 일산화탄소, 일산화탄소.

산소로 산화되면 첫 번째 경우에는 용기 뚜껑을 열자마자 반응이 즉시 발생하고 두 번째 경우에는 시간이 지남에 따라 반응이 연장됩니다.

반응물의 농도는 아래에서 논의될 것이다.

청색 유백광은 황이 침전되는 순간을 나타내며, 농도가 높을수록 속도가 빨라집니다.

쌀. 10

그래서, 동역학의 기본 법칙경험적으로 확립된 법칙: 반응 속도는 반응물의 농도에 비례합니다. 예: (즉, 반응의 경우)

대괄호는 농도를 나타냅니다.

물리적 의미 케이-분자는 연속적으로 움직이고, 충돌하고, 날아가고, 용기의 벽에 부딪칩니다. HJ를 형성하는 화학 반응이 일어나기 위해서는 H2와 J2 분자가 충돌해야 합니다. 이러한 충돌 횟수가 많을수록 부피에 더 많은 H 2 및 J 2 분자가 포함됩니다. 즉, [H 2 ] 및 . 그러나 분자는 서로 다른 속도로 움직이며 충돌하는 두 분자의 총 운동 에너지도 달라집니다. 가장 빠른 분자 H 2와 J 2가 충돌하면 에너지가 너무 높아서 분자가 요오드와 수소 원자로 부서지고 떨어져 날아간 다음 다른 분자 H 2 + J 2와 상호 작용할 수 있습니다. ? 2H+2J, 이어서 H + J 2 ? HJ + J. 충돌하는 분자의 에너지가 적지만 H – H 및 J – J 결합을 약화시킬 만큼 높으면 요오드화수소의 형성 반응이 발생합니다.

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

H 2 S 2 O 3 = S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O 및 H 2 SO 4 용액.

표 3

속도와 반응 시간

Guldberg-Waage 법칙이 확인되었습니다 - Gulderg 화학 교수와 젊은 과학자 Waage).

다음 요소인 온도를 고려해 봅시다.

어디 ? – 온도가 10℃ 증가할 때 반응속도가 몇 배나 증가하는지를 나타내는 온도계수;

V 1 – 온도에서의 반응 속도 티 1 ;

v 2 –온도에서의 반응 속도 t2.

예를 들어, 50°C에서 반응이 2분 정도 소요된다면, 온도 계수가 다음과 같다면 70°C에서 공정이 완료되는 데는 얼마나 걸릴까요? ? = 2?

티 1 = 120초 = 2분; 티 1 = 50℃; 티 2 = 70℃

어디 ㅏ -아레니우스 비례계수;

케이-볼츠만 상수;

EA –활성화 에너지;

R –가스 상수;

티-온도.

촉매는 소모되지 않고 반응 속도를 가속시키는 물질이다.

억제제– 반응속도를 늦추는 물질.

다음 요소는 표면적입니다. 반응물의 표면적이 클수록 속도는 빨라진다. 예를 들어 분산 정도가 반응 속도에 미치는 영향을 고려해 보겠습니다.

CaCO3 – 대리석. 타일 대리석을 염산 HCl에 담그고 5분 정도 기다리면 완전히 용해됩니다.

가루 대리석 - 동일한 절차를 수행하면 30초 안에 용해됩니다.

두 프로세스의 방정식은 동일합니다.

CaCO3(고체) + HCl(g) = CaCl2(고체) + H2O(액체) + CO2(g) ?.

따라서 분말 대리석을 추가할 때 동일한 질량에 대해 슬래브 대리석을 추가할 때보다 시간이 더 짧습니다.

계면 표면이 증가하면 이종 반응 속도가 증가합니다.

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2. 화학반응의 등온식 방정식 반응이 가역적으로 진행되면 ?G = 0. 반응이 비가역적으로 진행되면 ?G? 0이고 변화를 계산할 수 있습니까?G. 어디? – 반응 범위 – 반응 중에 얼마나 많은 몰이 변했는지 보여주는 값입니다. 나는 sp – 특징

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