화학 반응은 한 물질이 다른 물질로 변형되는 것입니다.
어떤 유형의 화학 반응이라도 다른 속도로 수행됩니다. 예를 들어, 지구의 창자에서 지구화학적 변형(결정질 수화물의 형성, 염의 가수분해, 미네랄의 합성 또는 분해)이 수천, 수백만 년 동안 발생합니다. 그리고 화약, 수소, 초석, 베르톨레 소금의 연소와 같은 반응은 몇 초 안에 일어납니다.
화학 반응 속도는 단위 시간당 반응 물질(또는 반응 생성물) 양의 변화를 나타냅니다. 가장 일반적으로 사용되는 개념 평균 반응 속도 (Δc p) 시간 간격.
v 평균 = ± ΔC/Δt
제품의 경우 ΔС > 0, 출발 물질의 경우 -ΔС< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).
각 화학 반응의 속도는 반응 물질의 성질, 반응 물질의 농도, 반응 온도 변화, 반응 물질의 분쇄 정도, 압력 변화, 촉매 도입 등 여러 요인에 따라 달라집니다. 반응 매체에 넣습니다.
반응물의 성질 화학 반응 속도에 큰 영향을 미칩니다. 예를 들어, 일부 금속과 영구 성분인 물의 상호 작용을 생각해 보십시오. Na, Ca, Al, Au 금속을 정의해 봅시다. 나트륨은 상온에서 물과 매우 격렬하게 반응하여 많은 양의 열을 방출합니다.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Q;
칼슘은 상온에서 물과 덜 활발하게 반응합니다.
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q;
알루미늄은 이미 물과 반응합니다. 온도 상승:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)z + ZH2 - Q;
그리고 금은 비활성 금속 중 하나입니다. 정상 온도나 고온에서는 물과 반응하지 않습니다.
화학 반응 속도는 다음에 직접적으로 의존합니다. 반응물의 농도 . 따라서 반응은 다음과 같습니다.
C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O;
반응 속도의 표현은 다음과 같습니다.
v = k**[O 2 ] 3 ;
여기서 k는 화학 반응의 속도 상수로, 수치적으로 이 반응의 속도와 동일합니다. 단, 반응 성분의 농도는 1g/mol입니다. [C 2 H 4 ] 및 [O 2 ] 3의 값은 화학량론적 계수의 거듭제곱으로 증가된 반응 물질의 농도에 해당합니다. [C 2 H 4 ] 또는 [O 2 ]의 농도가 높을수록 단위 시간당 이러한 물질 분자의 충돌이 많아지고 따라서 화학 반응 속도가 빨라집니다.
속도 화학 반응, 일반적으로 직접적으로 종속됩니다. 반응 온도에 . 당연히 온도가 증가함에 따라 분자의 운동 에너지가 증가하고 이는 단위 시간당 분자 충돌도 더 커집니다. 수많은 실험을 통해 온도가 10도 변할 때마다 반응 속도가 2~4배 변하는 것으로 나타났습니다(반트 호프 법칙).
여기서 V T 2는 T 2에서의 화학 반응 속도입니다. V ti 는 T 1 에서의 화학 반응 속도입니다. g는 반응 속도의 온도 계수입니다.
영향 물질의 분쇄 정도
반응 속도도 직접적으로 좌우됩니다. 반응 물질의 입자가 미세할수록 단위 시간당 서로 더 많이 접촉하고 화학 반응 속도가 빨라집니다. 따라서 일반적으로 기체 물질이나 용액 간의 반응은 고체 상태보다 빠르게 진행됩니다.
압력 변화는 기체 상태의 물질 간 반응 속도에 영향을 미칩니다. 에있는 닫힌 볼륨일정한 온도에서 반응은 V 1의 속도로 진행됩니다. 주어진 시스템에서 압력을 높이면 (따라서 부피를 줄이면) 반응 물질의 농도가 증가하고 단위 시간당 분자 충돌이 발생합니다. 증가하면 반응 속도는 V 2 (v 2 > v 1)로 증가합니다.
촉매 화학 반응의 속도를 변화시키지만 화학 반응이 끝난 후에도 변하지 않는 물질입니다. 반응 속도에 대한 촉매의 영향을 촉매작용이라고 합니다. 촉매는 화학적 역학 과정을 가속화할 수도 있고 속도를 늦출 수도 있습니다. 상호작용하는 물질과 촉매가 같은 응집상태에 있는 것을 균일촉매라 하고, 반응물질과 촉매의 상태가 다른 것을 불균일촉매라고 한다. 집계 상태. 촉매와 시약은 중간 복합체를 형성합니다. 예를 들어, 반응의 경우:
촉매(K)는 A 또는 B - AK, VK와 복합체를 형성하며, 이는 자유 입자 A 또는 B와 상호 작용할 때 K를 방출합니다.
AK + B = AB + K
VK + A = VA + K;
blog.site에서 자료의 전체 또는 일부를 복사하는 경우 원본 소스에 대한 링크가 필요합니다.
물리화학 분야 중 하나인 화학 동역학은 화학 반응 속도와 그 변화에 영향을 미치는 조건을 연구합니다. 또한 이러한 반응의 메커니즘과 열역학적 타당성을 조사합니다. 이러한 연구는 과학적 목적뿐만 아니라 모든 종류의 물질을 생산하는 동안 반응기 구성 요소의 상호 작용을 모니터링하는 데에도 중요합니다.
화학에서의 속도 개념
반응 속도는 일반적으로 단위 시간(Δt)당 반응에 들어간 화합물 농도(ΔC)의 특정 변화라고 합니다. 수학 공식화학반응의 속도는 다음과 같습니다.
ᴠ = ±ΔC/Δt.
반응 속도는 전체 부피에 걸쳐 발생하는 경우(즉, 반응이 균질한 경우) mol/l∙s 단위로 측정되고, 상을 분리하는 표면에서 상호 작용이 발생하는 경우(즉, 반응 속도는 mol/m 2 ∙s로 측정됩니다. 반응이 이질적이다). 식에서 "-" 기호는 초기 반응물의 농도 변화를 나타내고, "+" 기호는 동일한 반응에서 생성물의 농도 변화를 나타냅니다.
다양한 속도에서의 반응의 예
상호작용 화학 물질다양한 속도로 수행될 수 있습니다. 따라서 종유석의 성장 속도, 즉 탄산칼슘이 형성되는 속도는 100년당 0.5mm에 불과하다. 어떤 사람들은 천천히 걷고 있어요. 생화학 반응, 광합성 및 단백질 합성과 같은. 금속 부식은 상당히 낮은 속도로 발생합니다.
중간 속도는 1시간에서 몇 시간이 소요되는 반응을 설명하는 데 사용될 수 있습니다. 음식에 포함된 화합물의 분해 및 변형과 관련된 요리가 그 예입니다. 개별 폴리머를 합성하려면 특정 시간 동안 반응 혼합물을 가열해야 합니다.
속도가 상당히 빠른 화학 반응의 예는 중탄산나트륨과 용액의 상호 작용인 중화 반응입니다. 아세트산, 릴리스와 함께 이산화탄소. 불용성 황산바륨 침전물의 방출이 관찰되는 질산바륨과 황산나트륨의 상호작용에 대해서도 언급할 수 있습니다.
매우 빠른 속도로 많은 반응이 일어날 수 있으며 폭발을 동반합니다. 고전적인 예- 칼륨과 물의 상호 작용.
화학 반응 속도에 영향을 미치는 요인
동일한 물질이 서로 다른 속도로 반응할 수 있다는 점은 주목할 가치가 있습니다. 예를 들어, 기체 산소와 수소의 혼합물은 꽤 오랜 시간 동안 상호 작용의 징후를 보이지 않을 수 있지만 용기를 흔들거나 부딪치면 반응이 폭발하게 됩니다. 따라서 화학 동역학은 화학 반응 속도에 영향을 미칠 수 있는 특정 요소를 식별합니다. 여기에는 다음이 포함됩니다.
- 상호작용하는 물질의 성질;
- 시약의 농도;
- 온도 변화;
- 촉매의 존재;
- 압력 변화(용 기체 물질);
- 물질의 접촉 영역 (이종 반응에 대해 이야기하는 경우).
물질의 성질에 대한 영향
그래서 확연히 다른화학 반응 속도가 설명됩니다. 다른 의미활성화 에너지(Ea). 이는 반응이 일어나기 위해 충돌하는 동안 분자에 필요한 평균값과 비교하여 특정 과잉 에너지 양으로 이해됩니다. 이는 kJ/mol 단위로 측정되며 값은 일반적으로 50-250 범위에 있습니다.
일반적으로 어떤 반응에 대해 E a = 150 kJ/mol이면 n인 것으로 받아들여집니다. 유. 실제로 누출되지 않습니다. 이 에너지는 물질 분자 사이의 반발을 극복하고 원래 물질의 결합을 약화시키는 데 소비됩니다. 즉, 활성화 에너지는 힘의 특징입니다. 화학 접착제물질에서. 활성화 에너지 값을 기반으로 화학 반응 속도를 예비적으로 추정할 수 있습니다.
- 에< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
- 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
- E a >120이면 입자 충돌의 아주 작은 부분만이 반응으로 이어지며 속도도 느려집니다.
집중의 효과
농도에 대한 반응 속도의 의존성은 다음과 같은 질량 작용의 법칙(LMA)에 의해 가장 정확하게 특성화됩니다.
화학 반응 속도는 반응 물질 농도의 곱에 정비례하며, 그 값은 화학량론적 계수에 해당하는 거듭제곱으로 계산됩니다.
이 법칙은 기본 1단계 반응 또는 복잡한 메커니즘을 특징으로 하는 물질 상호 작용의 모든 단계에 적합합니다.
화학 반응 속도를 결정해야 하는 경우 방정식은 조건부로 다음과 같이 작성할 수 있습니다.
αA+ bB = ϲС, 그러면
위의 법칙 공식에 따라 다음 방정식을 사용하여 속도를 찾을 수 있습니다.
V=k·[A] a ·[B] b , 여기서
a와 b는 화학량론적 계수이고,
[A]와 [B]는 출발 화합물의 농도이고,
k는 고려 중인 반응의 속도 상수입니다.
화학 반응의 속도 계수의 의미는 화합물의 농도가 단위와 같을 때 그 값이 속도와 같다는 것입니다. 이 공식을 사용한 정확한 계산을 위해서는 시약의 응집 상태를 고려할 가치가 있습니다. 고체 농도는 1로 간주되며 반응 중에 일정하게 유지되므로 방정식에 포함되지 않습니다. 따라서 ZDM에 따른 계산에는 액체 및 기체 물질의 농도만 포함됩니다. 따라서, 간단한 물질로부터 이산화규소를 생성하는 반응에 대해 다음 방정식으로 설명됩니다.
Si(tv) + Ο 2(g) = SiO 2(tv) ,
속도는 다음 공식에 의해 결정됩니다.
일반적인 작업
출발 화합물의 농도가 두 배가 되면 일산화질소와 산소의 화학 반응 속도는 어떻게 변합니까?
해결책: 이 과정은 다음 반응식에 해당합니다.
2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.
초기(ᴠ 1) 및 최종(ᴠ 2) 반응 속도에 대한 표현식을 적어 보겠습니다.
ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2·[Ο 2 ] 그리고
2 = k·(2·[ΝΟ]) 2·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2·2[Ο 2 ].
ᴠ 1 /ᴠ 2 = (k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ]) / (k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ]).
ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.
답: 8배 증가했습니다.
온도의 영향
온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성은 네덜란드 과학자 J. H. Van't Hoff에 의해 실험적으로 결정되었습니다. 그는 온도가 10도 올라갈 때마다 많은 반응의 속도가 2~4배 증가한다는 것을 발견했습니다. 이 규칙에 대한 수학적 표현은 다음과 같습니다.
ᴠ 2 = ᴠ 1·γ(Τ2-Τ1)/10, 여기서
ᴠ 1 및 ᴠ 2 - 온도 Τ 1 및 Τ 2에서의 해당 속도;
γ - 온도 계수, 2-4와 같습니다.
동시에, 이 규칙은 특정 반응 속도에 대한 온도 영향의 메커니즘을 설명하지 않으며 전체 패턴 세트를 설명하지 않습니다. 온도가 증가함에 따라 입자의 혼란스러운 움직임이 강화되고 이로 인해 더 많은 충돌이 발생한다고 결론을 내리는 것이 논리적입니다. 그러나 이는 주로 활성화 에너지에 의존하기 때문에 분자 충돌의 효율성에는 특별히 영향을 미치지 않습니다. 또한 서로의 공간적 대응은 입자 충돌의 효율성에 중요한 역할을 합니다.
시약의 특성을 고려하여 온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성은 Arrhenius 방정식을 따릅니다.
k = A 0 e -Ea/RΤ, 여기서
Ao는 승수입니다.
E a - 활성화 에너지.
반트 호프의 법칙을 사용한 문제의 예
수치적으로 온도 계수가 3인 화학 반응의 속도가 27배 증가하도록 온도를 어떻게 변경해야 합니까?
해결책. 공식을 사용해 봅시다
ᴠ 2 = ᴠ 1·γ(Τ2-Τ1)/10.
조건 ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27, γ = 3에서 ΔΤ = Τ 2 -Τ 1을 구해야 합니다.
원래 공식을 변환하면 다음과 같은 결과를 얻습니다.
V 2 /V 1 =γΔΤ/10.
값을 27 = 3 ΔΤ/10으로 대체합니다.
이것으로부터 ΔΤ/10 = 3이고 ΔΤ = 30이라는 것이 분명합니다.
답: 온도를 30도 높여야 합니다.
촉매의 효과
물리화학에서는 화학반응의 속도도 촉매작용이라는 부분을 통해 활발히 연구됩니다. 그는 상대적으로 적은 양의 특정 물질이 다른 물질의 상호작용 속도를 크게 높이는 방법과 이유에 관심이 있습니다. 반응 속도를 높일 수 있지만 그 자체로는 소비되지 않는 물질을 촉매라고 합니다.
촉매는 화학적 상호작용 자체의 메커니즘을 변화시키고 낮은 에너지 장벽 높이를 특징으로 하는 새로운 전이 상태의 출현에 기여한다는 것이 입증되었습니다. 즉, 활성화 에너지를 줄이는 데 도움이 되므로 효과적인 입자 충돌 횟수가 늘어납니다. 촉매는 에너지적으로 불가능한 반응을 일으킬 수 없습니다.
따라서 과산화수소는 분해되어 산소와 물을 형성할 수 있습니다.
Н 2 Ο 2 = Н 2 Ο + Ο 2 .
그러나 이 반응은 매우 느리며 구급 상자에는 꽤 오랫동안 변함없이 존재합니다. 아주 오래된 과산화수소 병만 열면 용기 벽의 산소 압력으로 인해 약간의 펑하는 소리가 날 수 있습니다. 산화마그네슘 몇 알만 추가하면 활성 가스 방출이 유발됩니다.
과산화물 분해와 동일한 반응이 있지만 카탈라아제의 영향으로 상처를 치료할 때 발생합니다. 살아있는 유기체에는 생화학 반응 속도를 높이는 다양한 물질이 포함되어 있습니다. 보통 효소라고 부릅니다.
억제제는 반응 과정에 반대 효과를 나타냅니다. 그러나 이것이 항상 나쁜 것은 아닙니다. 억제제는 금속 제품을 부식으로부터 보호하고 식품의 유통기한을 연장하는 등 지방의 산화를 방지하는 데 사용됩니다.
물질 접촉 영역
서로 다른 응집 상태를 갖는 화합물 사이 또는 균질한 환경을 형성할 수 없는 물질(혼화할 수 없는 액체) 사이에 상호 작용이 발생하는 경우 이 요소는 화학 반응 속도에도 큰 영향을 미칩니다. 이는 상호작용하는 물질의 상 사이의 경계면에서 이종 반응이 직접적으로 발생하기 때문입니다. 분명히 이 경계가 넓을수록 더 많은 입자가 충돌할 기회가 있고 반응이 더 빨리 발생합니다.
예를 들어, 통나무 형태보다 작은 칩 형태로 훨씬 더 빠르게 진행됩니다. 같은 목적으로 많은 고체를 용액에 첨가하기 전에 미세한 분말로 분쇄합니다. 따라서 분말 분필(탄산칼슘)은 같은 덩어리의 분필보다 염산과 함께 더 빠르게 작용합니다. 그러나 이 기술은 면적을 늘리는 것 외에도 혼란스러운 파열을 초래합니다. 결정 격자이는 입자의 반응성을 증가시킨다는 것을 의미합니다.
수학적으로 이종 화학 반응의 속도는 단위 표면당 단위 시간(Δt)당 발생하는 물질의 양(Δν)의 변화로 나타납니다.
(S): V = Δν/(S·Δt).
압력의 영향
시스템의 압력 변화는 가스가 반응에 참여할 때만 영향을 미칩니다. 압력의 증가는 단위 부피당 물질의 분자 증가를 동반합니다. 즉, 농도는 비례하여 증가합니다. 반대로, 압력이 감소하면 시약 농도도 동일하게 감소합니다. 이 경우 ZDM에 해당하는 공식이 화학 반응 속도를 계산하는 데 적합합니다.
일. 방정식으로 설명되는 반응 속도는 어떻게 증가합니까?
2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,
폐쇄계의 부피가 3배로 줄어든다면(T=const)?
해결책. 부피가 감소하면 압력은 비례적으로 증가합니다. 초기(V 1) 및 최종(V 2) 반응 속도에 대한 표현식을 적어 보겠습니다.
V 1 = k 2 [Ο 2 ] 및
V 2 = k·(3·) 2·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2·3[Ο 2 ].
새 속도가 초기 속도보다 몇 배나 큰지 확인하려면 표현식의 왼쪽과 오른쪽을 분리해야 합니다.
V 1 /V 2 = (k 9[ΝΟ] 2 3[Ο 2 ]) / (k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).
농도 값과 속도 상수가 감소하고 남은 것은 다음과 같습니다.
V 2 /V 1 = 9 3/1 = 27.
답변: 속도가 27배 증가했습니다.
요약하자면, 물질의 상호작용 속도, 더 정확하게는 입자 충돌의 양과 질은 여러 요인의 영향을 받는다는 점에 유의해야 합니다. 우선 활성화 에너지와 분자의 기하학적 구조로 교정이 거의 불가능합니다. 나머지 조건에 대해서는 반응 속도를 높이려면 다음을 수행해야 합니다.
- 반응 매질의 온도를 높이고;
- 출발 화합물의 농도를 증가시키고;
- 가스에 관해 이야기하는 경우 시스템의 압력을 높이거나 볼륨을 줄이십시오.
- 서로 다른 물질을 하나의 응집 상태로 만들거나(예: 물에 용해하여) 접촉 면적을 늘립니다.
일부 화학 반응은 거의 즉각적으로 발생하고(산소-수소 혼합물의 폭발, 수용액에서의 이온 교환 반응), 다른 화학 반응은 빠르게(물질의 연소, 아연과 산의 상호 작용), 다른 화학 반응은 천천히 발생합니다(철의 녹, 유기 잔류물의 부패). ). 반응은 너무 느려서 사람이 알아차릴 수 없는 것으로 알려져 있습니다. 예를 들어, 화강암이 모래와 점토로 변하는 과정은 수천 년에 걸쳐 발생합니다.
즉, 서로 다른 화학반응이 일어날 수 있다. 속도.
그런데 그게 뭐야? 속도 반응? 이 양의 정확한 정의는 무엇이며, 가장 중요한 것은 수학적 표현입니까?
반응 속도는 단위 부피당 단위 시간당 물질 양의 변화입니다. 수학적으로 이 표현식은 다음과 같이 작성됩니다.
어디 N 1 그리고N 2 – 부피 시스템에서 각각 시간 t 1 및 t 2에서의 물질의 양(mol) V.
속도 표현 앞에 어떤 플러스 또는 마이너스 기호(±)가 나타날지는 우리가 물질(생성물) 또는 반응물 양의 변화를 보고 있는지에 따라 달라집니다.
분명히 반응 중에 시약이 소비됩니다. 즉 그 양이 감소하므로 시약의 경우 표현 (n 2 - n 1)은 항상 0보다 작은 값을 갖습니다. 속도는 음수 값이 될 수 없으므로 이 경우 표현식 앞에 마이너스 기호를 넣어야 합니다.
시약이 아닌 제품 양의 변화를 살펴보면 속도 계산 표현식 앞에 빼기 기호가 필요하지 않습니다. 이 경우 표현식 (n 2 - n 1)은 항상 양수이기 때문입니다. 반응의 결과로 생성되는 생성물의 양은 증가할 뿐입니다.
물질량 비율 N이 양의 물질이 위치한 부피를 몰 농도라고합니다. 와 함께:
따라서 몰 농도의 개념과 수학적 표현을 사용하여 반응 속도를 결정하는 또 다른 옵션을 작성할 수 있습니다.
반응 속도는 한 단위 시간 동안 화학 반응의 결과로 물질의 몰 농도 변화입니다.
반응 속도에 영향을 미치는 요인
특정 반응의 속도를 결정하는 요소와 이에 영향을 미치는 방법을 아는 것은 종종 매우 중요합니다. 예를 들어, 정유 산업은 문자 그대로 단위 시간당 제품의 0.5%를 추가하기 위해 싸웁니다. 결국 엄청난 양의 석유가 가공된다는 점을 감안할 때 0.5%만 있어도 연간 재정적으로 큰 이익을 얻을 수 있습니다. 어떤 경우에는 일부 반응, 특히 금속 부식을 늦추는 것이 매우 중요합니다.
그렇다면 반응 속도는 무엇에 달려 있습니까? 이상하게도 이는 다양한 매개변수에 따라 달라집니다.
이 문제를 이해하기 위해 먼저 화학 반응의 결과로 어떤 일이 일어나는지 상상해 봅시다. 예를 들면 다음과 같습니다.
A + B → C + D
위에 쓰여진 방정식은 물질 A와 B의 분자가 서로 충돌하여 물질 C와 D의 분자를 형성하는 과정을 반영합니다.
즉, 의심할 여지없이 반응이 일어나기 위해서는 최소한 출발 물질 분자의 충돌이 필요합니다. 분명히 단위 부피당 분자 수를 늘리면 붐비는 버스에서 승객과의 충돌 빈도가 반쯤 비어 있는 버스에 비해 증가하는 것과 같은 방식으로 충돌 횟수도 증가합니다.
다시 말해서, 반응물의 농도가 증가함에 따라 반응 속도가 증가합니다.
하나 이상의 반응물이 기체인 경우, 기체의 압력은 항상 구성 분자의 농도에 정비례하기 때문에 압력이 증가함에 따라 반응 속도가 증가합니다.
그러나 입자의 충돌은 필요하지만 반응이 일어나기 위한 충분조건은 아닙니다. 사실, 계산에 따르면, 합리적인 농도에서 반응 물질 분자의 충돌 횟수가 너무 커서 모든 반응이 즉각적으로 일어나야 합니다. 그러나 실제로는 이런 일이 발생하지 않습니다. 무슨 일이야?
사실은 반응물 분자의 모든 충돌이 반드시 효과적인 것은 아니라는 것입니다. 많은 충돌은 탄력적입니다. 분자는 공처럼 서로 튕겨 나옵니다. 반응이 일어나기 위해서는 분자가 충분한 운동에너지를 가지고 있어야 합니다. 반응이 일어나기 위해 반응 물질의 분자가 가져야 하는 최소 에너지를 활성화 에너지라고 하며 Ea로 표시합니다. 많은 수의 분자로 구성된 계에서는 에너지에 따른 분자의 분포가 있는데, 그 중 일부는 낮은 에너지를 갖고, 일부는 높은 에너지와 중간 에너지를 갖는다. 이 모든 분자 중에서 활성화 에너지보다 큰 에너지를 갖는 분자는 극히 일부입니다.
물리학 과정에서 알 수 있듯이 온도는 실제로 물질을 구성하는 입자의 운동 에너지를 측정한 것입니다. 즉, 물질을 구성하는 입자의 움직임이 빠를수록 온도가 높아집니다. 따라서 분명히 온도를 높이면 본질적으로 분자의 운동 에너지가 증가하고 그 결과 E a를 초과하는 에너지를 가진 분자의 비율이 증가하고 충돌이 화학 반응으로 이어집니다.
온도가 반응 속도에 긍정적인 영향을 미친다는 사실은 19세기 네덜란드 화학자 Van't Hoff에 의해 경험적으로 확립되었습니다. 그의 연구를 바탕으로 그는 여전히 그의 이름을 딴 규칙을 공식화했으며 그 내용은 다음과 같습니다.
모든 화학 반응 속도는 온도가 10도 증가하면 2-4배 증가합니다.
이 규칙의 수학적 표현은 다음과 같이 작성됩니다.
어디 V 2 그리고 V 1 는 각각 온도 t 2 및 t 1에서의 속도이고 γ는 반응의 온도 계수이며 그 값은 가장 흔히 2에서 4 사이의 범위에 있습니다.
종종 다음을 사용하여 많은 반응 속도를 높일 수 있습니다. 촉매.
촉매는 소모되지 않고 반응 과정의 속도를 높이는 물질입니다.
그런데 촉매는 어떻게 반응 속도를 높이는 걸까요?
활성화 에너지 E a에 대해 기억해 봅시다. 촉매가 없을 때 활성화 에너지보다 낮은 에너지를 갖는 분자는 서로 상호작용할 수 없습니다. 촉매제는 반응이 진행되는 경로를 변경합니다. 마치 숙련된 가이드가 산을 직접 통과하지 않고 우회 경로의 도움을 받아 탐험의 경로를 안내하는 것과 같습니다. 산은 다른 쪽으로 이동할 수 있을 것입니다.
반응 중에 촉매가 소비되지 않는다는 사실에도 불구하고 촉매는 활성 역할을 수행하여 시약과 중간체 화합물을 형성하지만 반응이 끝나면 원래 상태로 돌아갑니다.
반응 속도에 영향을 미치는 위의 요인 외에도 반응 물질 사이에 계면(이종 반응)이 있는 경우 반응 속도는 반응물의 접촉 면적에 따라 달라집니다. 예를 들어, 염산 수용액이 담긴 시험관에 알루미늄 금속 알갱이를 떨어뜨렸다고 상상해 보세요. 알루미늄은 비산화성 산과 반응할 수 있는 활성 금속입니다. 염산의 반응식은 다음과 같습니다.
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
알루미늄은 고체이므로 염산과의 반응은 표면에서만 발생합니다. 분명히, 알루미늄 과립을 먼저 포일로 굴려서 표면적을 늘리면 산과 반응할 수 있는 더 많은 수의 알루미늄 원자를 제공하게 됩니다. 결과적으로 반응속도가 증가하게 됩니다. 마찬가지로, 고체를 분말로 분쇄하면 고체의 표면적을 늘릴 수 있습니다.
또한, 고체가 기체 또는 액체 물질과 반응하는 불균일 반응 속도는 종종 교반에 의해 긍정적인 영향을 받는데, 이는 교반의 결과로 축적된 반응 생성물 분자가 반응에서 제거된다는 사실에 기인합니다. 영역과 반응물 분자의 새로운 부분이 "들어옵니다."
마지막으로, 반응 속도와 시약의 특성에 막대한 영향을 미친다는 점도 주목해야 합니다. 예를 들어, 주기율표에서 알칼리 금속이 낮을수록 물과 더 빨리 반응하고, 모든 할로겐 중에서 불소는 수소 가스 등과 가장 빠르게 반응합니다.
위의 모든 사항을 요약하면 반응 속도는 다음 요소에 따라 달라집니다.
1) 시약의 농도 : 높을수록 반응 속도가 빨라집니다.
2) 온도: 온도가 증가하면 반응 속도도 증가합니다.
3) 반응물의 접촉면적 : 시약의 접촉면적이 클수록 반응속도가 높다.
4) 교반, 고체와 액체, 기체 사이에서 반응이 일어날 경우, 교반을 하면 반응 속도가 빨라질 수 있습니다.
화학 반응 속도, 다양한 요인에 대한 의존성
동종 및 이종 화학 반응
화학 반응은 다양한 속도로 발생합니다. 종유석과 석순이 형성되는 동안 낮은 속도, 음식을 조리할 때 평균 속도, 폭발 중 즉시 발생합니다. 반응은 수용액에서 거의 즉각적으로 매우 빠르게 발생합니다. 우리는 염화바륨과 황산나트륨의 용액을 혼합합니다. 황산바륨은 즉시 침전물로 형성됩니다. 유황은 빠르게 연소되지만 즉시 연소되지는 않으며 마그네슘은 염산에 용해되고 에틸렌은 브롬수를 탈색합니다. 철제 물체에는 녹이 천천히 생기고, 구리와 청동 제품에는 플라그가 생기고, 잎사귀는 천천히 썩고, 치아는 부서집니다.
화학 반응의 속도를 예측하고 공정 조건에 대한 의존성을 밝히는 것이 과제입니다. 화학적 동역학— 시간이 지남에 따라 발생하는 화학 반응의 패턴에 관한 과학.
화학 반응이 균일한 매질(예: 용액 또는 기체상)에서 발생하면 반응 물질의 상호 작용이 전체 부피에서 발생합니다. 아시다시피 그러한 반응을 동종의.
균질 반응 속도($v_(homogeneous)$)는 단위 부피당 단위 시간당 물질 양의 변화로 정의됩니다.
$υ_(동형.)=(Δn)/(Δt·V),$
여기서 $Δn$은 한 물질의 몰수 변화입니다(대부분 초기 물질이지만 반응 생성물일 수도 있음). $Δt$ — 시간 간격(초, 분); $V$는 기체 또는 용액의 부피(l)입니다.
부피에 대한 물질의 양의 비율은 몰농도 $C$를 나타내기 때문에,
$(Δn)/(V)=ΔC.$
따라서, 균일한 반응 속도단위 시간당 물질 중 하나의 농도 변화로 정의됩니다.
$υ_(동형)=(ΔC)/(Δt)[(mol)/(l·s)]$
시스템의 볼륨이 변경되지 않는 경우. 응집 상태가 다른 물질 사이(예: 고체와 기체 또는 액체 사이) 또는 균질한 매질을 형성할 수 없는 물질 사이(예: 비혼화성 액체 사이)에서 반응이 일어나는 경우에만 반응이 일어납니다. 물질의 접촉 표면에. 이런 반응을 일컬어 이질적인.
이종 반응 속도단위 표면에서 단위 시간당 물질 양의 변화로 정의됩니다.
$υ_(동형)=(ΔC)/(Δt S)[(mol)/(s m^2)]$
여기서 $S$는 물질간 접촉면적($m^2, cm^2$)입니다.
진행 중인 반응 중에 출발 물질의 농도가 여러 시점에서 실험적으로 측정되면 이 시약에 대한 동역학 곡선을 사용하여 그 변화를 그래픽으로 표시할 수 있습니다.
반응속도는 일정하지 않습니다. 우리는 특정 시간 간격에서 주어진 반응의 특정 평균 속도만을 표시했습니다.
반응 속도를 결정한다고 상상해보십시오.
$H_2+Cl_2→2HCl$
a) $Н_2$ 농도의 변화;
b) $HCl$ 농도의 변화에 의함.
동일한 값을 얻을 수 있나요? 결국 $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$이 형성되므로 b)의 경우 속도는 두 배로 커집니다. 결과적으로 반응 속도의 값은 반응 속도를 결정하는 물질에 따라 달라집니다.
반응 속도를 결정하는 물질의 양 변화는 연구자가 관찰하는 외부 요인입니다. 실제로 모든 프로세스는 미시적 수준에서 수행됩니다. 분명히 일부 입자가 반응하려면 먼저 충돌하고 효과적으로 충돌해야 합니다. 공처럼 서로 다른 방향으로 흩어지는 것이 아니라 입자의 오래된 결합이 파괴되거나 약해지고 새로운 결합이 형성될 수 있는 방식으로, 그리고 효과적으로 충돌해야 합니다. 이를 달성하려면 입자에 충분한 에너지가 있어야 합니다.
계산된 데이터에 따르면, 예를 들어 가스의 경우 대기압에서 분자 충돌이 $1$ 초당 수십억에 달합니다. 모든 반응은 즉시 이루어져야 합니다. 그러나 그것은 사실이 아닙니다. 아주 작은 부분의 분자만이 효과적인 충돌을 일으키는 데 필요한 에너지를 갖고 있는 것으로 밝혀졌습니다.
효과적인 충돌이 발생하기 위해 입자(또는 입자 쌍)가 가져야 하는 최소 초과 에너지를 활성화 에너지$E_a$.
따라서 반응에 들어가는 모든 입자의 경로에는 활성화 에너지 $E_a$와 동일한 에너지 장벽이 있습니다. 작을 때는 이를 극복할 수 있는 입자가 많아 반응 속도가 높습니다. 그렇지 않으면 푸시가 필요합니다. 알코올 램프를 켜기 위해 성냥을 가져오면 알코올 분자와 산소 분자의 효과적인 충돌(장벽 극복)에 필요한 추가 에너지 $E_a$를 전달합니다.
결론적으로 우리는 다음과 같이 결론을 내립니다. 가능한 많은 반응은 실제로 발생하지 않습니다. 활성화 에너지가 높다.
이것은 우리 삶에 매우 중요합니다. 열역학적으로 허용되는 모든 반응이 에너지 장벽(활성화 에너지) 없이 진행될 수 있다면 어떤 일이 일어날지 상상해 보십시오. 공기 중의 산소는 연소되거나 단순히 산화될 수 있는 모든 것과 반응합니다. 모든 유기 물질은 피해를 입고 이산화탄소 $CO_2$와 물 $H_2O$로 변합니다.
화학 반응의 속도는 여러 요인에 따라 달라집니다. 주요 사항은 반응 물질의 특성 및 농도, 압력(가스 관련 반응의 경우), 온도, 촉매 작용 및 이종 반응의 경우 반응 물질의 표면입니다. 화학 반응 속도에 대한 이러한 각 요소의 영향을 고려해 봅시다.
온도
온도가 상승하면 대부분의 경우 화학 반응 속도가 크게 증가한다는 것을 알고 있습니다. 19세기에 네덜란드 화학자 J. H. 반트 호프(J. H. van't Hoff)는 다음과 같은 규칙을 공식화했습니다.
매 $10°C$마다 온도가 증가하면 반응 속도가 2~4배 증가합니다(이 값을 반응 온도 계수라고 함).
온도가 증가함에 따라 분자의 평균 속도, 에너지 및 충돌 횟수는 약간 증가하지만 반응의 에너지 장벽을 극복하는 효과적인 충돌에 참여하는 활성 분자의 비율은 급격히 증가합니다.
수학적으로 이러한 의존성은 다음 관계식으로 표현됩니다.
$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$
여기서 $υ_(t_1)$ 및 $υ_(t_2)$는 각각 최종 $t_2$ 및 초기 $t_1$ 온도에서의 반응 속도이고, $γ$는 반응 속도의 온도 계수입니다. $10°С$마다 온도가 증가함에 따라 반응 속도가 증가합니다.
그러나 반응 속도를 높이려면 온도를 높이는 것이 항상 적용 가능한 것은 아닙니다. 출발 물질이 분해되기 시작하거나 용매 또는 물질 자체가 증발할 수 있습니다.
반응물의 농도
기체 물질이 반응에 참여할 때 압력이 변화하면 이러한 물질의 농도도 변화됩니다.
입자들 사이의 화학적 상호작용이 일어나기 위해서는 입자들이 효과적으로 충돌해야 합니다. 반응물의 농도가 높을수록 충돌이 많아지고 그에 따라 반응 속도도 높아집니다. 예를 들어, 아세틸렌은 순수한 산소 속에서 매우 빠르게 연소됩니다. 이 경우 금속을 녹일 만큼 충분한 온도가 발생합니다. 1867년에 노르웨이인 K. Guldenberg와 P. Waage가 다량의 실험 자료를 바탕으로 1865년에 그들과 독립적으로 러시아 과학자 N.I. Beketov는 농도에 대한 반응 속도의 의존성을 확립하는 화학 동역학의 기본 법칙을 공식화했습니다. 반응하는 물질의.
화학 반응 속도는 반응 방정식의 계수와 동일한 거듭제곱을 취하는 반응 물질 농도의 곱에 비례합니다.
이 법칙은 대중행동의 법칙이라고도 불린다.
$A+B=D$ 반응에 대해 이 법칙은 다음과 같이 표현됩니다.
$υ_1=k_1·C_A·C_B$
반응 $2A+B=D$에 대해 이 법칙은 다음과 같이 표현됩니다.
$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$
여기서 $С_А, С_В$는 물질 $А$ 및 $В$(mol/l)의 농도입니다. $k_1$ 및 $k_2$는 반응 속도 상수라고 하는 비례 계수입니다.
반응 속도 상수의 물리적 의미는 확립하기 어렵지 않습니다. 이는 반응물의 농도가 $1$ mol/l과 같거나 그 생성물이 1과 같은 반응 속도와 수치적으로 동일합니다. 이 경우 반응 속도 상수는 온도에만 의존하고 물질의 농도에는 의존하지 않는다는 것이 분명합니다.
대량 행동의 법칙은 고체 상태의 반응 물질의 농도를 고려하지 않습니다. 그들은 표면에 반응하며 농도는 일반적으로 일정합니다.
예를 들어, 석탄 연소 반응의 경우
반응 속도 표현식은 다음과 같이 작성되어야 합니다.
$υ=k·C_(O_2)$,
즉, 반응 속도는 산소 농도에만 비례합니다.
반응식이 여러 단계에서 일어나는 전체 화학 반응만을 기술한다면, 그러한 반응의 속도는 출발 물질의 농도에 따라 복잡하게 달라질 수 있습니다. 이러한 의존성은 제안된 반응 메커니즘을 기반으로 실험적으로 또는 이론적으로 결정됩니다.
촉매의 작용
반응 메커니즘을 변경하고 더 낮은 활성화 에너지로 에너지적으로 더 유리한 경로를 따라 반응을 유도하는 특수 물질을 사용하여 반응 속도를 높이는 것이 가능합니다. 그들 불리는 촉매(위도부터. 촉매작용- 파괴).
촉매제는 숙련된 가이드 역할을 하며 산의 높은 고개를 통과하지 않고(극복하려면 많은 노력과 시간이 필요하며 모든 사람이 접근할 수 없음) 관광객 그룹을 안내하는 것이 아니라 그에게 알려진 우회 경로를 따라 안내합니다. 훨씬 쉽고 빠르게 산을 넘을 수 있습니다. 사실, 로터리 경로를 사용하면 주 통로가 어디로 가는지 정확히 알 수 없습니다. 그러나 때로는 이것이 바로 필요한 것입니다! 이것이 바로 촉매라고 불리는 방식입니다. 선택적. 암모니아와 질소를 태울 필요가 없다는 것은 분명하지만 질산 생산에는 산화질소(II)가 사용됩니다.
촉매란 화학반응에 참여하여 속도나 방향이 바뀌지만, 반응이 끝날 때 양적, 질적으로 변하지 않는 물질을 말합니다.
촉매를 사용하여 화학반응의 속도나 방향을 바꾸는 것을 촉매작용. 촉매는 다양한 산업 및 운송 분야(자동차 배기가스의 질소산화물을 무해한 질소로 변환하는 촉매 변환기)에서 널리 사용됩니다.
촉매작용에는 두 가지 유형이 있습니다.
균질한 촉매작용, 여기서 촉매와 반응물은 모두 동일한 응집 상태(상)에 있습니다.
이종 촉매작용, 여기서 촉매와 반응물은 서로 다른 상에 있습니다. 예를 들어, 고체 산화 망간(IV) 촉매 존재 하에서 과산화수소의 분해는 다음과 같습니다.
$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$
반응의 결과로 촉매 자체는 소모되지 않지만, 촉매 표면에 다른 물질이 흡착되면(이를 촉매라고 함) 촉매 독), 그러면 표면이 작동할 수 없게 되고 촉매 재생이 필요합니다. 따라서 촉매 반응을 수행하기 전에 출발 물질을 철저히 정제합니다.
예를 들어, 접촉법에 의한 황산 생산에는 고체 촉매인 바나듐(V) 산화물 $V_2O_5$이 사용됩니다.
$2SO_2+O_2⇄2SO_3$
메탄올 생산에는 고체 아연-크롬 촉매가 사용됩니다($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):
$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$
생물학적 촉매는 매우 효과적으로 작동합니다. 효소. 화학적 성질상 그들은 단백질입니다. 덕분에 저온에서 살아있는 유기체에서 복잡한 화학 반응이 빠른 속도로 발생합니다. 효소는 특히 구체적입니다. 각각은 $100%$에 가까운 수율로 적절한 시간과 장소에서 발생하는 자체 반응만 가속화합니다. 효소와 유사한 인공 촉매를 만드는 것은 화학자의 꿈입니다!
물론 당신은 다른 흥미로운 물질에 대해 들어봤을 것입니다. 억제제(위도부터. 숨다- 구금). 이들은 활성 입자와 고속으로 반응하여 저활성 화합물을 형성합니다. 결과적으로 반응이 급격하게 느려지고 멈춥니다. 억제제는 원하지 않는 과정을 방지하기 위해 다양한 물질에 특별히 첨가되는 경우가 많습니다.
예를 들어, 억제제는 과산화수소 용액, 조기 중합을 방지하기 위한 단량체, 강철 용기로 운반할 수 있도록 염산을 안정화하는 데 사용됩니다. 억제제는 살아있는 유기체에서도 발견되며, 예를 들어 방사성 방사선에 의해 시작될 수 있는 조직 세포의 다양한 유해한 산화 반응을 억제합니다.
반응 물질의 성질(그 구성, 구조)
활성화 에너지 값은 반응물의 성질이 반응 속도에 영향을 미치는 요소입니다.
활성화 에너지가 작은 경우($< 40$ 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 этих случаях ничтожно мала.
활성화 에너지가 높은 경우($> $120 kJ/mol) 이는 상호 작용하는 입자 간의 충돌 중 아주 작은 부분만이 반응을 초래한다는 것을 의미합니다. 따라서 그러한 반응의 속도는 매우 낮습니다. 예를 들어, 상온에서 암모니아 합성 반응의 진행은 거의 눈에 띄지 않습니다.
활성화 에너지가 중간 값($40-120 $ kJ/mol)을 갖는 경우 이러한 반응 속도는 평균입니다. 이러한 반응에는 나트륨과 물의 상호작용 또는 에틸 알코올, 브롬수의 에틸렌과 탈색, 아연과 염산의 상호작용 등
반응물질의 접촉면
물질 표면에서 일어나는 반응 속도, 즉 이질적인 것은 이 표면의 특성에 따라 달라집니다. 분필 가루는 같은 무게의 분필 조각보다 염산에 훨씬 빨리 녹는 것으로 알려져 있습니다.
반응 속도의 증가는 우선 출발 물질의 접촉 표면의 증가뿐만 아니라 규칙적인 결정 격자 구조의 파괴와 같은 여러 가지 다른 이유에 의해 설명됩니다. 이는 생성된 미세 결정 표면의 입자가 매끄러운 표면의 동일한 입자보다 훨씬 더 반응성이 있다는 사실로 이어집니다.
산업계에서는 이종 반응을 수행하기 위해 유동층을 사용하여 반응 물질의 접촉 표면을 높이고 출발 물질의 공급과 생성물의 제거를 증가시킵니다. 예를 들어, 황산 생산에서 황철석은 유동층을 사용하여 연소됩니다. V 유기화학유동층을 이용하여 석유제품의 접촉분해 및 고장난(코크스화된) 촉매의 재생(복원)이 수행됩니다.
화학 반응 속도는 시스템의 일정한 부피에서 단위 시간당 반응 물질 중 하나의 농도 변화로 이해됩니다.
일반적으로 농도는 mol/l로 표시되고 시간은 초 또는 분으로 표시됩니다. 예를 들어, 반응물 중 하나의 초기 농도가 1 mol/l이고 반응 시작 후 4초 후에 0.6 mol/l가 된 경우 평균 반응 속도는 (1-0.6)과 같습니다. /4=0, 1몰/(l*s).
평균 반응 속도는 다음 공식으로 계산됩니다.
화학 반응 속도는 다음에 따라 달라집니다.
반응 물질의 성질.
용액에서 극성 결합을 가진 물질은 더 빠르게 상호 작용합니다. 이는 이러한 물질이 서로 쉽게 상호 작용하는 용액에서 이온을 형성한다는 사실로 설명됩니다.
비극성 및 저극성 공유 결합을 가진 물질은 서로 다른 속도로 반응하며 이는 화학적 활성에 따라 다릅니다.
H 2 + F 2 = 2HF(상온에서 폭발하면 매우 빠르게 진행됨)
H 2 + Br 2 = 2HBr(가열되어도 천천히 진행됨)
반응 물질의 표면 접촉 값(이종의 경우)
반응물의 농도
반응 속도는 반응물의 농도와 화학량론적 계수의 거듭제곱의 곱에 정비례합니다.
온도
온도에 대한 반응 속도의 의존성은 Van't Hoff 규칙에 의해 결정됩니다.
10마다 온도가 증가합니다. 0 대부분의 반응 속도는 2-4배 증가합니다.
촉매의 존재
촉매는 화학 반응 속도를 변화시키는 물질입니다.
촉매가 있을 때 반응속도가 변하는 현상을 촉매라고 한다. 촉매작용.
압력
압력이 증가하면 반응 속도가 증가합니다(균질의 경우).
질문 번호 26. 대중행동의 법칙. 속도 상수. 활성화 에너지.
대중행동의 법칙.
물질이 서로 반응하는 속도는 농도에 따라 다릅니다.
속도 상수.
농도에 대한 반응 속도의 의존성을 표현하는 화학 반응의 운동 방정식의 비례 계수
속도상수는 반응물의 성질과 온도에 따라 달라지지만 농도에는 좌우되지 않습니다.
활성화 에너지.
반응하는 물질을 활성 물질로 바꾸기 위해 분자(입자)에 전달해야 하는 에너지
활성화 에너지는 반응물의 성질과 촉매 존재 여부에 따라 달라집니다.
농도가 증가하면 총 분자 수가 증가하고 이에 따라 활성 입자도 증가합니다.
질문 번호 27. 가역적 및 비가역적 반응. 화학 평형, 평형 상수. 르 샤틀리에의 원리.
한 방향으로만 진행되고 시작 물질이 최종 물질로 완전히 변환되면서 끝나는 반응을 비가역적이라고 합니다.
가역적 반응은 서로 반대되는 두 방향으로 동시에 발생하는 반응입니다.
가역반응 방정식에서는 반대 방향을 가리키는 두 개의 화살표가 왼쪽과 오른쪽 사이에 배치됩니다. 이러한 반응의 예는 수소와 질소로부터 암모니아를 합성하는 것입니다.
3H 2 + N 2 = 2NH 3
비가역적 반응은 발생하는 반응입니다.
생성된 생성물은 침전되거나 가스로 방출됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O
물 형성:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
가역적 반응은 완료되지 않고 확립으로 끝납니다. 화학 평형.
화학 평형은 순방향 반응과 역방향 반응의 속도가 동일한 반응 물질 시스템의 상태입니다.
화학 평형 상태는 반응 물질의 농도, 온도, 기체의 경우 압력에 의해 영향을 받습니다. 이러한 매개변수 중 하나가 변경되면 화학 평형이 중단됩니다.
평형 상수.
가역적 화학 반응을 특징짓는 가장 중요한 매개변수는 평형 상수 K입니다. 고려된 가역 반응 A + D C + D에 대해 평형 상태에서 정반응과 역반응의 속도가 동일하다는 조건을 기록하면 k1[ A]equal[B]equal = k2[C]equal[ D]equal, 여기서 [C]equal[D]equal/[A]equal[B]equal = k1/k2 = K이면 K의 값이 호출됩니다. 화학 반응의 평형 상수.
따라서 평형 상태에서 반응물 농도의 곱에 대한 반응 생성물 농도의 비율은 온도가 일정하면 일정합니다(속도 상수 k1 및 k2, 따라서 평형 상수 K는 온도에 따라 다르지만 그렇지 않음). 반응물의 농도에 따라 달라집니다.) 여러 분자의 출발 물질이 반응에 참여하고 여러 분자의 생성물(또는 생성물)이 형성되면 평형 상수 표현에서 물질의 농도는 화학양론적 계수에 해당하는 거듭제곱으로 올라갑니다. 따라서 3H2 + N2 2NH3 반응의 경우 평형 상수에 대한 표현은 K = 2 같음/3 같음으로 표시됩니다. 정방향 및 역방향 반응 속도를 기반으로 평형 상수를 도출하는 설명된 방법은 복잡한 반응의 경우 농도에 대한 속도 의존성이 일반적으로 표현되지 않기 때문에 일반적인 경우에는 사용할 수 없습니다. 간단한 방정식또는 전혀 알려지지 않았습니다. 그러나 열역학에서는 평형 상수에 대한 최종 공식이 정확하다는 것이 입증되었습니다.
기체 화합물의 경우 평형 상수를 쓸 때 농도 대신 압력을 사용할 수 있습니다. 물론 방정식의 오른쪽과 왼쪽에 있는 기체 분자의 수가 동일하지 않으면 상수의 수치가 바뀔 수 있습니다.
핀시프 르 샤틀리에.
평형 상태의 시스템이 어떤 영향을 받는지 외부 영향, 그러면 평형은 이 효과에 반대되는 반응 쪽으로 이동합니다.
화학적 균형은 다음의 영향을 받습니다.
온도 변화. 온도가 증가함에 따라 평형은 흡열 반응 쪽으로 이동합니다. 온도가 감소함에 따라 평형은 발열 반응 쪽으로 이동합니다.
압력 변화. 압력이 증가하면 평형은 분자 수가 감소하는 방향으로 이동합니다. 압력이 감소함에 따라 평형은 분자 수를 증가시키는 방향으로 이동합니다.
