Keemilised reaktsioonid toimuvad erineva kiirusega: väikese kiirusega stalaktiitide ja stalagmiitide moodustumisel, keskmise kiirusega toidu valmistamisel, koheselt plahvatuse ajal. Vesilahustes toimuvad reaktsioonid väga kiiresti.

Keemilise reaktsiooni kiiruse kindlaksmääramine, samuti selle sõltuvuse selgitamine protsessi tingimustest on keemilise kineetika - teaduse keemiliste reaktsioonide mustrid aja jooksul - ülesanne.

Kui keemilised reaktsioonid toimuvad homogeenses keskkonnas, näiteks lahuses või gaasifaasis, siis toimub reageerivate ainete interaktsioon kogu mahu ulatuses. Selliseid reaktsioone nimetatakse homogeenne.

(v homog) on ​​defineeritud kui aine koguse muutus ajaühikus mahuühikus:

kus Δn on ühe aine (kõige sagedamini algse, kuid see võib olla ka reaktsiooniprodukt) moolide arvu muutus; Δt - ajavahemik (s, min); V on gaasi või lahuse maht (l).

Kuna aine koguse ja ruumala suhe tähistab molaarset kontsentratsiooni C, siis

Seega määratletakse homogeense reaktsiooni kiirus kui ühe aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus:

kui süsteemi helitugevus ei muutu.

Kui reaktsioon toimub ainete vahel, mis asuvad erinevates agregatsiooniseisundid(näiteks tahke aine ja gaasi või vedeliku vahel) või ainete vahel, mis ei suuda moodustada homogeenset keskkonda (näiteks segunematute vedelike vahel), siis läbib see ainult ainete kontaktpinnal. Selliseid reaktsioone nimetatakse heterogeenne.

Määratletakse aine koguse muutusena ajaühikus ühikulisel pinnal.

kus S on ainete kokkupuutepind (m 2, cm 2).

Aine koguse muutus, millega reaktsioonikiirus määratakse, on uurija poolt vaadeldav väline tegur. Tegelikult viiakse kõik protsessid läbi mikrotasandil. Ilmselgelt peavad mõned osakesed reageerimiseks esmalt kokku põrkuma ja põrkuma tõhusalt: mitte palle nagu palle laiali paiskuma. erinevad küljed, vaid nii, et osakestes olevad “vanad sidemed” hävivad või nõrgenevad ja saaks tekkida “uued” ning selleks peab osakestel olema piisavalt energiat.

Arvutatud andmed näitavad, et näiteks gaasides ulatuvad molekulide kokkupõrked atmosfäärirõhul miljarditesse sekundis, see tähendab, et kõik reaktsioonid peaksid toimuma koheselt. Aga see pole tõsi. Selgub, et ainult väga väikesel osal molekulidest on tõhusate kokkupõrgeteni viimiseks vajalik energia.

Minimaalne liigenergia, mis osakesel (või osakeste paaril) peab olema tõhusa kokkupõrke toimumiseks, nimetatakse aktiveerimise energia Ea.

Seega on kõikide reaktsiooni sisenevate osakeste teel energiabarjäär, mis on võrdne aktiveerimisenergiaga E a. Kui see on väike, on palju osakesi, mis suudavad sellest üle saada, ja reaktsioonikiirus on kõrge. Vastasel juhul on vaja "tõuget". Kui hoiate piirituslambi süütamiseks tikku, suhtlete lisaenergiat E a, vajalik alkoholimolekulide efektiivseks kokkupõrkeks hapniku molekulidega (barjääri ületamiseks).

Kiirus keemiline reaktsioon oleneb paljudest teguritest. Peamised neist on: reagentide olemus ja kontsentratsioon, rõhk (gaasidega seotud reaktsioonides), temperatuur, katalüsaatorite toime ja reagentide pind heterogeensete reaktsioonide korral.

Temperatuur

Temperatuuri tõustes suureneb enamikul juhtudel keemilise reaktsiooni kiirus oluliselt. 19. sajandil Hollandi keemik J. X. van't Hoff sõnastas reegli:

Iga 10 °C temperatuuri tõus toob kaasa temperatuuri tõusureaktsioonikiirus 2-4 korda(seda väärtust nimetatakse reaktsiooni temperatuurikoefitsiendiks).

Temperatuuri tõustes suureneb veidi molekulide keskmine kiirus, nende energia ja kokkupõrgete arv, kuid järsult suureneb efektiivsetes kokkupõrgetes osalevate “aktiivsete” molekulide osakaal, mis ületavad reaktsiooni energiabarjääri. Matemaatiliselt väljendatakse seda sõltuvust seosega:

kus v t 1 ja v t 2 on vastavalt reaktsioonikiirused lõpptemperatuuril t 2 ja algtemperatuuril t 1 ning γ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb iga 10 °C tõusuga temperatuuril.

Reaktsioonikiiruse suurendamiseks ei ole aga temperatuuri tõstmine alati kasutatav, kuna lähteained võivad hakata lagunema, lahustid või ained ise aurustuda jne.

Endotermilised ja eksotermilised reaktsioonid

Metaani reaktsiooniga atmosfäärihapnikuga kaasneb teatavasti suure hulga soojuse eraldumine. Seetõttu kasutatakse seda igapäevaelus toiduvalmistamiseks, vee soojendamiseks ja kütmiseks. Torude kaudu kodudesse tarnitav maagaas koosneb 98% ulatuses metaanist. Kaltsiumoksiidi (CaO) reaktsiooniga veega kaasneb ka suure hulga soojuse eraldumine.

Mida need faktid viidata võivad? Kui moodustuvad uued keemilised sidemed vabaneb reaktsiooniproduktides rohkem energiat, kui on vaja keemiliste sidemete purustamiseks reagentides. Liigne energia vabaneb soojuse ja mõnikord ka valgusena.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energia (valgus, soojus));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energia (soojus)).

Sellised reaktsioonid peaksid tekkima kergesti (kuna kivi veereb kergesti allamäge).

Reaktsioone, mille käigus vabaneb energia, nimetatakse EKSTREMALNE(ladina sõnast "exo" - välja).

Näiteks on paljud redoksreaktsioonid eksotermilised. Üks neist ilusatest reaktsioonidest on molekulisisene oksüdatsioon-redutseerimine, mis toimub samas soolas - ammooniumdikromaadis (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).

Teine asi on tagasilöök. Need on analoogsed kivi mäest üles veeretamisega. Metaani pole siiani olnud võimalik saada CO 2 -st ja veest ning kaltsiumhüdroksiidist Ca(OH) 2 kustutatud lubja CaO saamiseks on vaja tugevat kuumutamist. See reaktsioon toimub ainult pideva energiavooluga väljastpoolt:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energia (soojus))

See viitab sellele, et keemiliste sidemete purustamine Ca(OH) 2-s nõuab rohkem energiat, kui saab vabaneda CaO ja H 2 O molekulides uute keemiliste sidemete moodustumisel.

Nimetatakse reaktsioone, milles energia neeldub ENDTERMALNE(alates "endo" - sissepoole).

Reagentide kontsentratsioon

Rõhu muutus, kui reaktsioonis osalevad gaasilised ained, toob kaasa ka nende ainete kontsentratsiooni muutumise.

Osakeste vahelise keemilise koostoime tekkimiseks peavad need tõhusalt põrkuma. Mida suurem on reagentide kontsentratsioon, seda rohkem on kokkupõrkeid ja vastavalt ka reaktsioonikiirus. Näiteks atsetüleen põleb puhtas hapnikus väga kiiresti. Sel juhul tekib metalli sulamiseks piisav temperatuur. Suurele hulgale katsematerjalile tuginedes formuleerisid norralased K. Guldenberg ja P. Waage 1867. aastal ning neist sõltumatult 1865. aastal vene teadlane N. I. Beketov keemilise kineetika põhiseaduse, millega tehti kindlaks reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist. reageerivatest ainetest.

Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende koefitsientidega reaktsioonivõrrandis.

Seda seadust nimetatakse ka massilise tegevuse seadus.

Reaktsiooni A + B = D korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:

Reaktsiooni 2A + B = D korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:

Siin on C A, C B ainete A ja B kontsentratsioonid (mol/l); k 1 ja k 2 on proportsionaalsuse koefitsiendid, mida nimetatakse reaktsioonikiiruse konstantideks.

Reaktsioonikiiruse konstandi füüsikalist tähendust ei ole raske kindlaks teha - see on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega, mille puhul reagentide kontsentratsioonid on 1 mol/l või nende korrutis on võrdne ühikuga. Sel juhul on selge, et reaktsioonikiiruse konstant sõltub ainult temperatuurist ja ei sõltu ainete kontsentratsioonist.

Massitegevuse seadus ei võta arvesse tahkes olekus reagentide kontsentratsiooni, sest nad reageerivad pindadel ja nende kontsentratsioon on tavaliselt konstantne.

Näiteks kivisöe põlemisreaktsiooni korral tuleks reaktsioonikiiruse avaldis kirjutada järgmiselt:

st reaktsioonikiirus on võrdeline ainult hapniku kontsentratsiooniga.

Kui reaktsioonivõrrand kirjeldab ainult kogu keemilist reaktsiooni, mis toimub mitmes etapis, siis sellise reaktsiooni kiirus võib kompleksselt sõltuda lähteainete kontsentratsioonidest. See sõltuvus määratakse eksperimentaalselt või teoreetiliselt kavandatud reaktsioonimehhanismi põhjal.

Katalüsaatorite toime

Reaktsiooni kiirust on võimalik tõsta spetsiaalsete ainete abil, mis muudavad reaktsioonimehhanismi ja suunavad seda mööda energeetiliselt soodsamat, väiksema aktivatsioonienergiaga teed. Neid nimetatakse katalüsaatoriteks (ladinakeelsest sõnast katalysis - hävitamine).

Katalüsaator toimib kogenud giidina, suunates turistide gruppi mitte läbi mägedes asuva kõrgkuru (selle ületamine nõuab palju pingutust ja aega ning pole kõigile kättesaadav), vaid mööda temale teadaolevaid ümbersõiduteid, mida mööda mäest saab palju lihtsamalt ja kiiremini üle.

Tõsi, ringteed kasutades pääseb mitte täpselt sinna, kuhu põhipääs viib. Kuid mõnikord on see just see, mida nõutakse! Täpselt nii toimivad katalüsaatorid, mida nimetatakse selektiivseks. Selge on see, et ammoniaaki ja lämmastikku pole vaja põletada, kuid lämmastikhappe tootmisel kasutatakse lämmastikoksiidi (II).

Katalüsaatorid- need on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis ja muudavad selle kiirust või suunda, kuid jäävad reaktsiooni lõppedes kvantitatiivselt ja kvalitatiivselt muutumatuks.

Keemilise reaktsiooni kiiruse või selle suuna muutmist katalüsaatori abil nimetatakse katalüüsiks. Katalüsaatoreid kasutatakse laialdaselt erinevates tööstusharudes ja transpordis (katalüüsmuundurid, mis muudavad autode heitgaaside lämmastikoksiidid kahjutuks lämmastikuks).

Katalüüsi on kahte tüüpi.

Homogeenne katalüüs, milles nii katalüsaator kui ka reagendid on samas agregatsiooni olekus (faasis).

Heterogeenne katalüüs, milles katalüsaator ja reagendid on erinevates faasides. Näiteks vesinikperoksiidi lagunemine tahke mangaan(IV)oksiidi katalüsaatori juuresolekul:

Katalüsaator ise reaktsiooni tulemusena ei kulu, kuid kui selle pinnale adsorbeeruvad muud ained (neid nimetatakse katalüütilisteks mürkideks), muutub pind töövõimetuks ja vajalik on katalüsaatori regenereerimine. Seetõttu puhastatakse lähteained enne katalüütilise reaktsiooni läbiviimist põhjalikult.

Näiteks väävelhappe tootmisel kontaktmeetodil kasutatakse tahket katalüsaatorit - vanaadium(V)oksiidi V 2 O 5:

Metanooli tootmisel kasutatakse tahket "tsink-kroom" katalüsaatorit (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Bioloogilised katalüsaatorid – ensüümid – töötavad väga tõhusalt. Keemilise olemuselt on need valgud. Tänu neile toimuvad elusorganismides madalatel temperatuuridel suurel kiirusel keerulised keemilised reaktsioonid.

Teada on ka teisi huvitavaid aineid – inhibiitoreid (ladina keelest inhibere – viivitama). Nad Koos suur kiirus reageerivad aktiivsete osakestega, moodustades madala aktiivsusega ühendeid. Selle tulemusena aeglustub reaktsioon järsult ja seejärel peatub. Soovimatute protsesside vältimiseks lisatakse sageli erinevatele ainetele spetsiaalselt inhibiitoreid.

Näiteks vesinikperoksiidi lahused stabiliseeritakse inhibiitorite abil.

Reageerivate ainete olemus (koostis, struktuur)

Tähendus aktiveerimisenergiad on tegur, mille kaudu mõjutab reageerivate ainete olemuse mõju reaktsioonikiirusele.

Kui aktiveerimisenergia on madal (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкнове­ний между частицами реагирующих веществ при­водит к их взаимодействию, и скорость такой ре­акции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

Kui aktiveerimisenergia on kõrge(> 120 kJ/mol), tähendab see, et ainult väike osa interakteeruvate osakeste kokkupõrgetest põhjustab reaktsiooni. Seetõttu on sellise reaktsiooni kiirus väga madal. Näiteks ammoniaagi sünteesi reaktsiooni kulgu tavatemperatuuril on peaaegu võimatu märgata.

Kui keemiliste reaktsioonide aktiveerimisenergiad on vahepealsed (40120 kJ/mol), on selliste reaktsioonide kiirused keskmised. Sellised reaktsioonid hõlmavad naatriumi interaktsiooni vee või etüülalkoholiga, broomi vee värvitumist etüleeniga, tsingi vastasmõju vesinikkloriidhappega jne.

Reageerivate ainete kokkupuutepind

Ainete, st heterogeensete ainete pinnal toimuvate reaktsioonide kiirus sõltub, kui muud asjaolud on võrdsed, selle pinna omadustest. Teadaolevalt lahustub pulbriline kriit vesinikkloriidhappes palju kiiremini kui sama kaaluga kriit.

Reaktsioonikiiruse suurenemine on peamiselt tingitud lähteainete kontaktpinna suurendamine, aga ka mitmed muud põhjused, näiteks "õige" struktuuri rikkumine kristallvõre. See toob kaasa asjaolu, et saadud mikrokristallide pinnal olevad osakesed on palju reaktiivsemad kui samad osakesed "siledal" pinnal.

Tööstuses kasutatakse heterogeensete reaktsioonide läbiviimiseks "keevkihti", et suurendada reageerivate ainete kontaktpinda, lähteainete tarnimist ja toodete eemaldamist. Näiteks väävelhappe tootmisel põletatakse püriite "keevkihi" abil.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

Mendelejevi tabel

Lahustuvuse tabel

Kiirusreaktsioon määratakse ühe reagendi molaarse kontsentratsiooni muutusega:

V = ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DC / Dt)

Kus C 1 ja C 2 on ainete molaarsed kontsentratsioonid vastavalt ajahetkedel t 1 ja t 2 (märk (+) - kui kiiruse määrab reaktsiooniprodukt, märk (-) - lähteaine järgi).

Reaktsioonid tekivad siis, kui reageerivate ainete molekulid põrkuvad. Selle kiiruse määrab kokkupõrgete arv ja tõenäosus, et need viivad transformatsioonini. Kokkupõrgete arvu määrab reageerivate ainete kontsentratsioon ja reaktsiooni tõenäosuse põrkuvate molekulide energia.
Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid.
1. Reageerivate ainete olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reaktiivi molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja tugevama sidemega ainete tekke suunas. Seega nõuab H 2 ja N 2 molekulide sidemete purustamine suuri energiaid; sellised molekulid on kergelt reaktiivsed. Väga polaarsete molekulide (HCl, H 2 O) sidemete purustamine nõuab vähem energiat ja reaktsioonikiirus on palju suurem. Ioonide vahelised reaktsioonid elektrolüütide lahustes toimuvad peaaegu koheselt.
Näited
Fluor reageerib vesinikuga plahvatuslikult temperatuuril toatemperatuuril, broom reageerib vesinikuga aeglaselt ja kuumutamisel.
Kaltsiumoksiid reageerib intensiivselt veega, eraldades soojust; vaskoksiid - ei reageeri.

2. Keskendumine. Kontsentratsiooni suurenemisega (osakeste arv ruumalaühikus) esineb sagedamini reageerivate ainete molekulide kokkupõrkeid - reaktsioonikiirus suureneb.
Massitegevuse seadus (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Reaktsioonikiiruse konstant k sõltub reagentide olemusest, temperatuurist ja katalüsaatorist, kuid ei sõltu reagentide kontsentratsioonist.
Kiiruskonstandi füüsikaline tähendus on see, et see on võrdne reaktsioonikiirusega reagentide ühikkontsentratsioonidel.
Heterogeensete reaktsioonide korral ei arvestata reaktsioonikiiruse väljendusse tahke faasi kontsentratsiooni.

3. Temperatuur. Iga 10°C temperatuuritõusu korral suureneb reaktsioonikiirus 2-4 korda (van't Hoffi reegel). Kui temperatuur tõuseb t 1 -lt t 2 -le, saab reaktsioonikiiruse muutuse arvutada järgmise valemi abil:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(kus Vt 2 ja Vt 1 on reaktsioonikiirused vastavalt temperatuuridel t 2 ja t 1; g on selle reaktsiooni temperatuurikoefitsient).
Van't Hoffi reegel kehtib ainult kitsas temperatuurivahemikus. Täpsem on Arrheniuse võrrand:

• e -Ea/RT

Kus
A on reagentide olemusest sõltuv konstant;
R on universaalne gaasikonstant;

Ea on aktiveerimisenergia, st. energia, mis peab põrkuvatel molekulidel olema, et kokkupõrge viiks keemilise muundumiseni.
Keemilise reaktsiooni energiadiagramm.

Eksotermiline reaktsioon	Endotermiline reaktsioon

A - reaktiivid, B - aktiveeritud kompleks (üleminekuseisund), C - tooted.
Mida suurem on aktiveerimisenergia Ea, seda rohkem suureneb reaktsiooni kiirus temperatuuri tõustes.

4. Reageerivate ainete kontaktpind. Heterogeensete süsteemide puhul (kui ained on erinevates agregatsiooniseisundites), mida suurem on kontaktpind, seda kiiremini toimub reaktsioon. Tahkete ainete pindala saab suurendada neid jahvatades, lahustuvate ainete puhul aga lahustades.

5. Katalüüs. Aineid, mis osalevad reaktsioonides ja suurendavad selle kiirust, jäädes reaktsiooni lõppedes muutumatuks, nimetatakse katalüsaatoriteks. Katalüsaatorite toimemehhanism on seotud vaheühendite moodustumise tõttu reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemisega. Kell homogeenne katalüüs reaktiivid ja katalüsaator moodustavad ühe faasi (on samas agregatsiooniseisundis), kusjuures heterogeenne katalüüs- erinevad faasid (on erinevates agregatsiooniseisundites). Mõnel juhul saab soovimatute keemiliste protsesside tekkimist järsult aeglustada, lisades reaktsioonikeskkonnale inhibiitoreid ("nähtus"). negatiivne katalüüs").

Keemilise reaktsiooni kiirus

Teema “Keemilise reaktsiooni kiirus” on ehk kõige keerulisem ja vastuolulisem kooli õppekavas. Selle põhjuseks on füüsikalise keemia ühe haru, keemilise kineetika enda keerukus. Juba mõiste "keemilise reaktsiooni kiirus" määratlus on mitmetähenduslik (vt nt L.S. Guzey artiklit ajalehes "Khimiya", 2001, nr 28,
Koos. 12). Rohkem rohkem probleeme tekib, kui proovitakse rakendada massimõju seadust reaktsioonikiiruse kohta mis tahes keemilised süsteemid, sest objektide hulk, mille kineetiliste protsesside kvantitatiivne kirjeldus on raamistikus võimalik kooli õppekava, väga kitsas. Tahaksin eriti märkida massimõju seaduse ebaõiget kasutamist keemilise reaktsiooni kiiruse määramiseks keemilises tasakaalus.
Samas oleks vale selle teema koolis käsitlemisest täielikult keelduda. Ideed keemilise reaktsiooni kiiruse kohta on paljude looduslike ja tehnoloogiliste protsesside uurimisel väga olulised, ilma nendeta ei saa rääkida katalüüsist ja katalüsaatoritest, sealhulgas ensüümidest. Kuigi ainete muundumiste käsitlemisel kasutatakse peamiselt kvalitatiivseid ideid keemilise reaktsiooni kiiruse kohta, on kõige lihtsamate kvantitatiivsete seoste kasutuselevõtt siiski soovitav, eriti elementaarreaktsioonide puhul.
Avaldatud artiklis käsitletakse piisavalt üksikasjalikult keemilise kineetika küsimusi, mida saab arutada aadressil koolitunnid keemia. Selle teema vastuoluliste ja vastuoluliste aspektide väljajätmine kooli keemiakursusest on eriti oluline nende üliõpilaste jaoks, kes jätkavad keemiaõpinguid ülikoolis. Koolis omandatud teadmised lähevad ju sageli vastuollu teadusliku reaalsusega.

Keemilised reaktsioonid võivad nende toimumise aja jooksul oluliselt erineda. Vesiniku ja hapniku segu toatemperatuuril võib pikka aega jääb praktiliselt muutumatuks, kuid plahvatab löögi või süttimise korral. Raudplaat roostetab aeglaselt ja valge fosfori tükk süttib õhu käes iseeneslikult. Selle edenemise kontrollimiseks on oluline teada, kui kiiresti konkreetne reaktsioon toimub.

Põhimõisted

Antud reaktsiooni kulgemise kvantitatiivne tunnus on keemilise reaktsiooni kiirus, st reaktiivide kulumise kiirus või toodete ilmumise kiirus. Sel juhul pole vahet, millistest reaktsioonis osalevatest ainetest arutatakse, kuna need kõik on omavahel seotud reaktsioonivõrrandi kaudu. Ühe aine kogust muutes saab hinnata kõigi teiste koguste vastavaid muutusi.

Keemilise reaktsiooni kiirus () nimetatakse reagendi või toote koguse muutuseks () ajaühiku kohta () mahuühiku kohta (V):

= /(V ).

Reaktsiooni kiirus sisse sel juhul tavaliselt väljendatakse mol/(l s).

Ülaltoodud väljend viitab homogeensetele keemilistele reaktsioonidele, mis toimuvad homogeenses keskkonnas, näiteks gaaside vahel või lahuses:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

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

Heterogeensed keemilised reaktsioonid toimuvad tahke ja gaasi, tahke aine ja vedeliku kokkupuutepinnal jne. Heterogeensed reaktsioonid hõlmavad näiteks metallide reaktsioone hapetega:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Sel juhul reaktsiooni kiirus on reagendi või produkti koguse muutus () ajaühiku kohta() pinnaühiku kohta (S):

= /(S ).

Heterogeense reaktsiooni kiirust väljendatakse mol/(m 2 s).

Keemiliste reaktsioonide kontrollimiseks on oluline mitte ainult määrata nende kiirust, vaid ka teada saada, millised tingimused neid mõjutavad. Keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirust ja mõju sellele erinevaid tegureid, kutsus keemiline kineetika.

Reageerivate osakeste kokkupõrkesagedus

Kõige olulisem tegur, mis määrab keemilise reaktsiooni kiiruse, kontsentratsioon.

Reagentide kontsentratsiooni suurenedes reaktsioonikiirus tavaliselt suureneb. Reaktsiooni toimumiseks peavad kaks keemilist osakest kokku saama, seega sõltub reaktsiooni kiirus nendevaheliste kokkupõrgete arvust. Osakeste arvu suurenemine antud mahus põhjustab sagedasemaid kokkupõrkeid ja reaktsioonikiiruse suurenemist.

Homogeensete reaktsioonide korral suurendab ühe või mitme reagendi kontsentratsiooni suurendamine reaktsiooni kiirust. Kui kontsentratsioon väheneb, täheldatakse vastupidist efekti. Ainete kontsentratsiooni lahuses saab muuta reageerivate ainete või lahusti lisamise või eemaldamise teel reaktsioonisfäärist. Gaasides saab ühe aine kontsentratsiooni suurendada, lisades reaktsioonisegusse selle aine lisakoguseid. Kõigi kontsentratsioonid gaasilised ained saab samal ajal suurendada, vähendades segu poolt hõivatud mahtu. Samal ajal suureneb reaktsioonikiirus. Helitugevuse suurendamine toob kaasa vastupidise tulemuse.

Heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub ainete vahelise kokkupuute pindala, st. ainete jahvatusastme, reaktiivide segamise täielikkuse, samuti kristallstruktuuride oleku kohta tahked ained. Kõik häired kristallstruktuuris põhjustavad tahkete ainete reaktsioonivõime tõusu, sest tugeva kristalse struktuuri hävitamiseks on vaja lisaenergiat.

Kaaluge puidu põletamist. Terve palk põleb õhus suhteliselt aeglaselt. Kui suurendate puidu ja õhu kokkupuute pinda, tükeldades palgi laastudeks, suureneb põlemiskiirus. Samas põleb puit puhtas hapnikus palju kiiremini kui õhus, mis sisaldab vaid umbes 20% hapnikku.

Keemilise reaktsiooni toimumiseks peavad osakesed – aatomid, molekulid või ioonid – põrkuma. Kokkupõrgete tagajärjel aatomid asetsevad ümber ja tekivad uued keemilised sidemed, mis viib uute ainete tekkeni. Kahe osakese kokkupõrke tõenäosus on üsna suur, kolme osakese samaaegse kokkupõrke tõenäosus on palju väiksem. Nelja osakese samaaegne kokkupõrge on äärmiselt ebatõenäoline. Seetõttu toimub enamik reaktsioone mitmes etapis, millest igaühes ei interakteeru rohkem kui kolm osakest.

Vesinikbromiidi oksüdatsioonireaktsioon toimub märgatava kiirusega temperatuuril 400–600 °C:

4НВr + O 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

Reaktsioonivõrrandi järgi peab korraga põrkuma viis molekuli. Sellise sündmuse tõenäosus on aga praktiliselt null. Pealegi on eksperimentaalsed uuringud näidanud, et kontsentratsiooni – kas hapniku või vesinikbromiidi – suurendamine suurendab reaktsiooni kiirust sama palju kordi. Ja seda hoolimata asjaolust, et iga hapnikumolekuli kohta kulub neli vesinikbromiidi molekuli.

Selle protsessi üksikasjalik uurimine näitab, et see toimub mitmes etapis:

1) HBr + O 2 = HOOBr (aeglane reaktsioon);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr (kiire reaktsioon);

3) HOWr + HBr = H 2 O + Br 2 (kiire reaktsioon).

Ülaltoodud reaktsioonid, nn elementaarsed reaktsioonid, peegeldama reaktsioonimehhanism vesinikbromiidi oksüdeerimine hapnikuga. Oluline on märkida, et igas vahereaktsioonis osaleb ainult kaks molekuli. Esimese kahe võrrandi ja kahekordse kolmanda võrrandi liitmine annab üldise reaktsioonivõrrandi. Reaktsiooni üldkiiruse määrab kõige aeglasem vahereaktsioon, milles interakteeruvad üks vesinikbromiidi molekul ja üks hapniku molekul.

Elementaarreaktsioonide kiirus on otseselt võrdeline molaarsete kontsentratsioonide korrutisega Koos (Koos on aine kogus mahuühiku kohta, Koos = /V) reaktiivid, mille võimsus on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega ( massilise tegevuse seadus keemilise reaktsiooni kiiruse jaoks). See kehtib ainult reaalsete keemiliste protsesside mehhanisme kajastavate reaktsioonivõrrandite kohta, kui stöhhiomeetrilised koefitsiendid reaktiivi valemite ees vastavad interakteeruvate osakeste arvule.

Reaktsioonis interakteeruvate molekulide arvu alusel jaotatakse reaktsioonid monomolekulaarseteks, bimolekulaarseteks ja trimolekulaarseteks. Näiteks molekulaarse joodi dissotsiatsioon aatomiteks: I 2 = 2I on monomolekulaarne reaktsioon.

Joodi interaktsioon vesinikuga: I 2 + H 2 = 2HI – bimolekulaarne reaktsioon. Erineva molekulaarsusega keemiliste reaktsioonide massimõju seadus on kirjutatud erinevalt.

Monomolekulaarsed reaktsioonid:

A = B + C,

= kc A,

Kus k- reaktsioonikiiruse konstant.

Bimolekulaarsed reaktsioonid:

= kc A c IN.

Trimolekulaarsed reaktsioonid:

= kc 2 A c IN.

Aktiveerimisenergia

Keemiliste osakeste kokkupõrge viib keemilise vastastikmõjuni ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab mingi kindla väärtuse. Vaatleme molekulidest A 2 ja B 2 koosnevate gaasiliste ainete vastasmõju:

A 2 + B 2 = 2AB.

Keemilise reaktsiooni käigus toimub aatomite ümberpaigutamine, millega kaasneb keemiliste sidemete katkemine lähteainetes ja sidemete moodustumine reaktsiooniproduktides. Reageerivate molekulide põrkumisel tekib nn aktiveeritud kompleks, milles elektrontihedus jaotatakse ümber ja alles siis saadakse reaktsiooni lõppprodukt:

Ainete aktiveeritud kompleksi olekusse üleminekuks vajalikku energiat nimetatakse aktiveerimise energia.

Tegevus keemilised ained avaldub nendega seotud reaktsioonide madalas aktivatsioonienergias. Mida väiksem on aktiveerimisenergia, seda suurem on reaktsioonikiirus. Näiteks katioonide ja anioonide vahelistes reaktsioonides on aktiveerimisenergia väga väike, nii et sellised reaktsioonid toimuvad peaaegu silmapilkselt. Kui aktiveerimisenergia on kõrge, siis väga väike osa kokkupõrgetest viib uute ainete tekkeni. Seega on vesiniku ja hapniku vahelise reaktsiooni kiirus toatemperatuuril praktiliselt null.

Niisiis mõjutab reaktsiooni kiirust reagentide olemus. Vaatleme näiteks metallide reaktsioone hapetega. Kui tilgutate lahjendatud väävelhappega katseklaasidesse identseid vase-, tsingi-, magneesiumi- ja rauatükke, näete, et reaktsiooni kiirust iseloomustav gaasilise vesiniku mullide vabanemise intensiivsus erineb nende metallide puhul oluliselt. Magneesiumiga katseklaasis täheldatakse vesiniku kiiret eraldumist, tsingiga katseklaasis eralduvad gaasimullid mõnevõrra rahulikumalt. Reaktsioon kulgeb rauaga katseklaasis veelgi aeglasemalt (joonis). Vask ei reageeri lahjendatud väävelhappega üldse. Seega sõltub reaktsiooni kiirus metalli aktiivsusest.

Väävelhappe (tugev hape) asendamisel äädikhappega (nõrk hape) aeglustub reaktsioonikiirus kõigil juhtudel oluliselt. Võime järeldada, et metalli reaktsiooni kiirust happega mõjutavad mõlema reagendi - nii metalli kui ka happe - iseloom.

Edendamine temperatuuri toob kaasa keemiliste osakeste kineetilise energia suurenemise, s.o. suurendab aktiveerimisenergiast suurema energiaga osakeste arvu. Temperatuuri tõustes suureneb ka osakeste kokkupõrgete arv, mis suurendab teatud määral reaktsioonikiirust. Kokkupõrgete efektiivsuse suurendamine kineetilise energia suurendamise kaudu mõjutab aga reaktsioonikiirust rohkem kui kokkupõrgete arvu suurendamine.

Kui temperatuur tõuseb kümne kraadi võrra, suureneb kiirus mitu korda, mis on võrdne temperatuuri kiiruse koefitsiendiga:

= T+10 /T .

Kui temperatuur tõuseb alates T enne T"
reaktsioonikiiruse suhe T"Ja T võrdub
temperatuuri koefitsient kiiruse ja võimsuse suhtes ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Paljude homogeensete reaktsioonide puhul on temperatuuri koefitsient 24 (van't Hoffi reegel). Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist saab jälgida vask(II)oksiidi ja lahjendatud väävelhappe vastasmõju näitel. Toatemperatuuril kulgeb reaktsioon väga aeglaselt. Kuumutamisel muutub reaktsioonisegu vask(II)sulfaadi moodustumise tõttu kiiresti siniseks:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

Katalüsaatorid ja inhibiitorid

Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ega kulu selle kulgemise ajal ära, kuid mõjutavad oluliselt reaktsiooni kiirust. Need ained muudavad reaktsioonimehhanismi (sh aktiveeritud kompleksi koostist) ja alandavad aktivatsioonienergiat, mis kiirendab keemilisi reaktsioone. Reaktsioone kiirendavaid aineid nimetatakse katalüsaatorid, ja reaktsiooni sellise kiirenduse nähtus on see katalüüs.

Paljud reaktsioonid katalüsaatorite puudumisel kulgevad väga aeglaselt või üldse mitte. Üks selline reaktsioon on vesinikperoksiidi lagunemine:

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

Kui tilgutate tahket mangaandioksiidi tükikese vesinikperoksiidi vesilahusega anumasse, algab hapniku kiire vabanemine. Pärast mangaandioksiidi eemaldamist reaktsioon praktiliselt peatub. Kaaludes on lihtne veenduda, et selles protsessis mangaandioksiidi ei kuluta – see ainult katalüüsib reaktsiooni.

Sõltuvalt sellest, kas katalüsaator ja reagendid on samas või erinevas agregatsiooniseisundis, eristatakse homogeenset ja heterogeenset katalüüsi.

Homogeenses katalüüsis võib katalüsaator reaktsiooni kiirendada, moodustades ühe algse reagendiga reageerides vaheühendeid. Näiteks:

Heterogeense katalüüsi korral toimub tavaliselt katalüsaatori pinnal keemiline reaktsioon:

Katalüsaatorid on looduses laialt levinud. Peaaegu kõik ainete muundumised elusorganismides toimuvad orgaaniliste katalüsaatorite - ensüümide - osalusel.

Katalüsaatoreid kasutatakse keemiatööstuses teatud protsesside kiirendamiseks. Lisaks neile kasutatakse ka keemilisi reaktsioone aeglustavaid aineid - inhibiitorid. Inhibiitorite abil kaitstakse metalle korrosiooni eest.

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Suurenda kiirust	Vähenda kiirust
Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu	Keemiliselt mitteaktiivsete reaktiivide olemasolu
Reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine	Reaktiivide kontsentratsiooni vähendamine
Tahkete ja vedelate reaktiivide pindala suurendamine	Tahkete ja vedelate reaktiivide pindala vähendamine
Temperatuuri tõus	Temperatuuri langus
Katalüsaatori olemasolu	Inhibiitori olemasolu

ÜLESANDED

1. Määrake keemilise reaktsiooni kiirus. Kirjutage massimõju kineetilise seaduse avaldis järgmiste reaktsioonide jaoks:

a) 2C (sool) + O2 (g) = 2CO (g);

b) 2НI (g.) = H2 (g.) + I 2 (g.).

2. Mis määrab keemilise reaktsiooni kiiruse? Andke matemaatiline avaldis keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvusele temperatuurist.

3. Märkige, kuidas see mõjutab reaktsiooni kiirust (konstantse mahu korral):

a) reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine;

b) tahke reaktiivi jahvatamine;
c) temperatuuri langus;
d) katalüsaatori sisestamine;
e) reaktiivide kontsentratsiooni vähendamine;
f) temperatuuri tõus;
g) inhibiitori sisseviimine;
h) toodete kontsentratsiooni vähendamine.

4. Arvutage keemilise reaktsiooni kiirus

CO (g) + H2O (g) = CO 2 (g) + H2 (g)

1-liitrises anumas, kui 1 minuti pärast 30 s pärast selle käivitamist oli vesiniku aine kogus 0,32 mol ja 2 minuti 10 s pärast 0,44 mol. Kuidas mõjutab CO kontsentratsiooni suurendamine reaktsiooni kiirust?

5. Ühe reaktsiooni tulemusena tekkis teatud aja jooksul 6,4 g vesinikjodiidi ja teises reaktsioonis samadel tingimustel 6,4 g vääveldioksiidi. Võrrelge nende reaktsioonide kiirust. Kuidas muutuvad nende reaktsioonide kiirused temperatuuri tõustes?

6. Määrake reaktsiooni kiirus

CO (g.) + Cl2 (g.) = COCl2 (g.),

kui 20 s pärast reaktsiooni algust vähenes vingugaasi esialgne kogus 6 mol-lt 3 korda (reaktori maht on 100 l). Kuidas muutub reaktsiooni kiirus, kui kloori asemel kasutatakse vähem aktiivset broomi? Kuidas muutub reaktsiooni kiirus manustamisel?
a) katalüsaator; b) inhibiitor?

7. Millisel juhul on reaktsioon

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

voolab kiiremini: kui kasutada suuri tükke või kaltsiumoksiidi pulbrit? Arvutama:
a) aine kogus; b) 10 s-ga moodustunud kaltsiumkarbonaadi mass, kui reaktsioonikiirus on 0,1 mol/(l s), on reaktori maht 1 l.

8. Magneesiumiproovi interaktsioon vesinikkloriidhappe HCl-ga võimaldab saada 0,02 mol magneesiumkloriidi 30 s pärast reaktsiooni algust. Määrake, kui kaua kulub 0,06 mol magneesiumkloriidi saamiseks.

E) temperatuuril 70 kuni 40 °C vähenes reaktsioonikiirus 8 korda;
g) temperatuuril 60 °C kuni 40 °C vähenes reaktsioonikiirus 6,25 korda;
h) temperatuuril 40 °C kuni 10 °C vähenes reaktsioonikiirus 27 korda.

11. Auto omanik värvis selle uue värviga ja avastas siis, et vastavalt juhistele peaks see 105 ° C juures kuivama 3 tundi. Kui kaua kulub värvi kuivamiseks 25 °C juures, kui selle protsessi aluseks oleva polümerisatsioonireaktsiooni temperatuuritegur on: a) 2; b) 3; kell 4?

VASTUSED ÜLESANDELE

1. a) = kc(O2); b) = kc(HI)2.

2. T+10 = T .

3. Reaktsioonikiirus suureneb juhtudel a, b, d, f; väheneb – c, d, g; ei muutu - h.

4. 0,003 mol/(l s). Kui CO kontsentratsioon suureneb, suureneb reaktsiooni kiirus.

5. Esimese reaktsiooni kiirus on 2 korda väiksem.

6. 0,002 mol/(l s).

7. a) 1 mol; b) 100 g.

9. Reaktsioonide kiirus d, g, h suureneb 2 korda; 4 korda – a, b, f; 8 korda - c, d.

10. Temperatuuri koefitsient:

2 reaktsioonide b, e jaoks; = 2,5 – c, g; = 3 – d, h; = 3,5 – a, g.

a) 768 tundi (32 päeva, s.o rohkem kui 1 kuu);
b) 19 683 tundi (820 päeva, s.o rohkem kui 2 aastat);
c) 196 608 tundi (8192 päeva, s.o 22 aastat).

Elus puutume kokku erinevate keemiliste reaktsioonidega. Mõned neist, nagu raua roostetamine, võivad kesta mitu aastat. Teised, näiteks suhkru kääritamine alkoholiks, võtavad mitu nädalat. Küttepuud ahjus põlevad paari tunniga ja bensiin mootoris sekundi murdosaga.

Seadmete kulude vähendamiseks suurendavad keemiatehased reaktsioonide kiirust. Ja mõned protsessid, näiteks toidu riknemine ja metallide korrosioon, tuleb aeglustada.

Keemilise reaktsiooni kiirus saab väljendada kui aine hulga muutus (n, moodul) ajaühikus (t) - võrrelge liikuva keha kiirust füüsikas koordinaatide muutusena ajaühikus: υ = Δx/Δt. Et kiirus ei sõltuks anuma mahust, milles reaktsioon toimub, jagame avaldise reageerivate ainete mahuga (v), st saame aine koguse muutus ajaühikus mahuühikus või ühe aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus:

n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

kus c = n / v on aine kontsentratsioon,

Δ (loe "delta") on väärtuse muutuse üldtunnustatud tähis.

Kui ainetel on võrrandis erinevad koefitsiendid, on selle valemi abil arvutatud reaktsioonikiirus nende kõigi jaoks erinev. Näiteks 2 mooli vääveldioksiidi reageeris täielikult 1 mooli hapnikuga 10 sekundi jooksul 1 liitris:

2SO2 + O2 = 2SO3

Hapniku kiirus on järgmine: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Vääveldioksiidi kiirus: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- seda ei pea eksami ajal pähe õppima ja ütlema, näide on toodud, et mitte segadusse sattuda, kui see küsimus tekib.

Heterogeensete reaktsioonide (kaasa arvatud tahked ained) kiirust väljendatakse sageli kontaktpindade pindalaühiku kohta:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reaktsioone nimetatakse heterogeenseteks, kui reagendid on erinevates faasides:

• tahke aine teise tahke, vedeliku või gaasiga,
• kaks segunematut vedelikku
• vedelik gaasiga.

Ühes faasis toimuvad ainete vahel homogeensed reaktsioonid:

• hästi segatud vedelike vahel,
• gaasid,
• ained lahustes.

Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tingimused

1) Reaktsioonikiirus sõltub reagentide olemus. Lihtsamalt öeldes reageerivad erinevad ained erinevatel kiirustel. Näiteks tsink reageerib ägedalt vesinikkloriidhappega, raud aga üsna aeglaselt.

2) Mida suurem on reaktsioonikiirus, seda kiiremini kontsentratsioon ained. Tsink reageerib palju kauem tugevalt lahjendatud happega.

3) Reaktsioonikiirus suureneb oluliselt suurenedes temperatuuri. Näiteks selleks, et kütus põleks, on vaja see süüdata, st temperatuuri tõsta. Paljude reaktsioonide puhul kaasneb temperatuuri tõusuga 10 °C 2–4-kordne kiiruse tõus.

4) Kiirus heterogeenne reaktsioonid suurenevad suurenedes reageerivate ainete pinnad. Tahked ained tavaliselt selleks otstarbeks jahvatatakse. Näiteks selleks, et raua- ja väävlipulbrid kuumutamisel reageeriksid, peab raud olema peene saepuru kujul.

Pange tähele, et sel juhul on kaudne valem (1)! Valem (2) väljendab kiirust pindalaühiku kohta, mistõttu see ei saa sõltuda pindalast.

5) Reaktsiooni kiirus sõltub katalüsaatorite või inhibiitorite olemasolust.

Katalüsaatorid- ained, mis kiirendavad keemilisi reaktsioone, kuid mida ei tarbita. Näiteks võib tuua vesinikperoksiidi kiire lagunemise katalüsaatori - mangaan(IV)oksiidi - lisamisega:

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

Mangaan(IV)oksiid jääb põhja ja seda saab uuesti kasutada.

Inhibiitorid- ained, mis aeglustavad reaktsiooni. Näiteks veeküttesüsteemi lisatakse korrosiooniinhibiitoreid, et pikendada torude ja akude eluiga. Autodes lisatakse piduri- ja jahutusvedelikule korrosiooniinhibiitoreid.

Veel paar näidet.

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 samadel tingimustel, näiteks koos kõrgendatud temperatuurid, jätkake kiiresti, kuid teistes, näiteks jahtumise ajal, aeglaselt; 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 ei ole 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). Siis näeb molaarsuhe välja selline (suhteliste aatommasside väärtused, mis on 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 koostisega NX molekulis arvutatakse järgmise valemi abil: 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