화학 반응은 다른 속도로 진행됩니다. 낮은 속도로 - 종유석과 석순이 형성되는 동안, 평균 속도로 - 요리 중, 즉시 - 폭발 중. 수용액에서의 반응은 매우 빠르게 일어납니다.

화학 반응의 속도를 결정하고 공정 조건에 대한 의존성을 설명하는 것은 시간에 따른 화학 반응 과정을 지배하는 법칙의 과학인 화학 동역학의 과제입니다.

화학 반응이 균질한 매질, 예를 들어 용액 또는 기상에서 발생하면 반응 물질의 상호 작용이 전체 부피에서 발생합니다. 이와 같은 반응을 동종의.

(v homoge)는 단위 부피당 단위 시간당 물질 양의 변화로 정의됩니다.

여기서 Δn은 한 물질의 몰 수 변화입니다(대부분 초기 물질이지만 반응 생성물도 있을 수 있음). Δt - 시간 간격(s, min); V는 기체 또는 용액의 부피(l)입니다.

부피에 대한 물질의 양의 비율은 C의 몰 농도이므로,

따라서 균질 반응의 속도는 단위 시간당 물질 중 하나의 농도 변화로 정의됩니다.

시스템의 볼륨이 변경되지 않는 경우.

서로 다른 위치에 있는 물질 사이에 반응이 일어난다면 집계 상태(예를 들어, 고체와 기체 또는 액체 사이), 또는 균질한 매질을 형성할 수 없는 물질 사이(예를 들어, 비혼화성 액체 사이)에서는 물질의 접촉 표면만 통과합니다. 이와 같은 반응을 이질적인.

단위 표면당 단위 시간당 물질의 양의 변화로 정의됩니다.

여기서 S는 물질의 접촉 표면적 (m 2, cm 2)입니다.

반응속도를 결정짓는 물질의 양의 변화는 연구자가 관찰하는 외부요인이다. 실제로 모든 프로세스는 미시적 수준에서 수행됩니다. 분명히 일부 입자가 반응하려면 먼저 충돌해야 하고 효과적으로 충돌해야 합니다. 공처럼 흩어지지 않아야 합니다. 다른 측면, 그리고 입자에서 "오래된 결합"이 파괴되거나 약화되고 "새로운" 결합이 형성될 수 있도록 입자는 충분한 에너지를 가져야 합니다.

계산된 데이터는 예를 들어 기체에서 대기압에서 분자의 충돌이 초당 수십억 단위로 계산된다는 것을 보여줍니다. 즉, 모든 반응은 즉시 발생해야 합니다. 그러나 이것은 사실이 아닙니다. 분자의 아주 작은 부분만이 효과적으로 충돌하는 데 필요한 에너지를 가지고 있다는 것이 밝혀졌습니다.

효과적인 충돌이 발생하기 위해 입자(또는 입자 쌍)가 가져야 하는 최소 초과 에너지를 활성화 에너지에이.

따라서 반응에 들어가는 모든 입자의 경로에 활성화 에너지 E a와 동일한 에너지 장벽이 있습니다. 작을 때 이를 극복할 수 있는 입자가 많고 반응속도가 높다. 그렇지 않으면 "푸시"가 필요합니다. 영혼의 등불을 켜기 위해 성냥을 들고 말할 때, 여분의 에너지 E, 알코올 분자와 산소 분자의 효과적인 충돌에 필요합니다(장벽 극복).

속도 화학 반응많은 요인에 따라 다릅니다. 주요 것들은 반응물의 성질과 농도, 압력(기체와 관련된 반응에서), 온도, 촉매의 효과 및 불균일 반응의 경우 반응물의 표면입니다.

온도

온도가 상승함에 따라 대부분의 경우 화학 반응 속도가 크게 증가합니다. XIX 세기에. 네덜란드 화학자 J. X. Van't Hoff는 다음과 같은 규칙을 공식화했습니다.

10 ° С마다 온도가 증가하면반응속도 2~4배(이 값을 반응 온도 계수라고 함).

온도가 상승함에 따라 분자의 평균 속도, 에너지 및 충돌 횟수는 미미하게 증가하지만 반응의 에너지 장벽을 극복하는 효과적인 충돌에 참여하는 "활성" 분자의 비율은 급격히 증가합니다. 수학적으로 이 의존성은 다음 비율로 표현됩니다.

여기서 vt 1 및 vt 2는 각각 최종 t 2 및 초기 t 1 온도에서의 반응 속도이고, γ는 반응 속도의 온도 계수로, 매 시간마다 온도가 증가함에 따라 반응 속도가 몇 배 증가하는지를 나타냅니다. 10℃

그러나 반응 속도를 높이기 위해 온도를 높이는 것이 항상 적용 가능한 것은 아닙니다. 출발 물질이 분해되기 시작하거나 용매 또는 물질 자체가 증발하는 등의 문제가 발생할 수 있습니다.

흡열 및 발열 반응

대기 중 산소와 메탄의 반응은 많은 양의 열 방출을 동반하는 것으로 알려져 있습니다. 따라서 일상 생활에서 요리, 물 가열 및 난방에 사용됩니다. 파이프를 통해 주택에 공급되는 천연 가스는 98%가 메탄입니다. 산화칼슘(CaO)과 물의 반응은 또한 많은 양의 열 방출을 동반합니다.

이러한 사실은 무엇을 나타낼 수 있습니까? 새로운 때 화학 접착제반응 생성물에서, 더시약의 화학 결합을 끊는 데 필요한 것보다 많은 에너지. 과도한 에너지는 열과 때로는 빛의 형태로 방출됩니다.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (에너지(빛, 열));

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q(에너지(열)).

이러한 반응은 쉽게 진행되어야 합니다(돌이 내리막에서 얼마나 쉽게 굴러가는가).

에너지가 방출되는 반응을 발열(라틴어 "exo"에서 - 바깥쪽으로).

예를 들어, 많은 산화환원 반응은 발열 반응입니다. 이러한 아름다운 반응 중 하나는 분자 내 산화 환원으로, 이는 동일한 염인 중크롬산암모늄(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 내부에서 발생합니다.

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

역반응은 또 다른 문제입니다. 그들은 돌을 언덕 위로 굴리는 것과 유사합니다. CO 2 와 물에서 메탄을 얻는 것은 여전히 ​​불가능하며, 수산화칼슘 Ca(OH) 2 에서 생석회 CaO를 얻기 위해서는 강한 가열이 필요합니다. 이러한 반응은 외부에서 일정한 에너지 유입으로만 발생합니다.

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q(에너지(열))

이것은 Ca(OH) 2 의 화학 결합을 끊는 데 CaO 및 H 2 O 분자에서 새로운 화학 결합이 형성되는 동안 방출될 수 있는 것보다 더 많은 에너지가 필요함을 시사합니다.

에너지가 흡수되는 반응을 엔더멀("엔도"에서 - 안쪽으로).

반응물의 농도

반응에 기체 물질이 참여하여 압력이 변화하면 이러한 물질의 농도도 변화합니다.

입자 사이의 화학적 상호작용이 일어나려면 입자가 효과적으로 충돌해야 합니다. 반응물의 농도가 높을수록 충돌이 많아지고 따라서 반응 속도가 빨라집니다. 예를 들어, 순수한 산소에서 아세틸렌은 매우 빠르게 소진됩니다. 이것은 금속을 녹이기에 충분한 온도를 발생시킵니다. 1867년 노르웨이인 K. Guldenberg와 P. Vaage에 의한 대규모 실험 자료에 기초하여, 그리고 1865년 러시아 과학자 NIBeketov에 의해 독립적으로, 화학 역학의 기본 법칙이 공식화되어 반응 속도의 의존성을 확립했습니다. 반응 물질의 농도.

화학 반응의 속도는 반응 방정식의 계수와 동일한 거듭제곱으로 취한 반응물의 농도의 곱에 비례합니다.

이 법칙은 또한 행동하는 대중의 법칙.

반응 A + B = D에 대해 이 법칙은 다음과 같이 표현됩니다.

반응 2A + B = D에 대해 이 법칙은 다음과 같이 표현됩니다.

여기서 C A, C B는 물질 A와 B의 농도(mol/l)입니다. k 1 및 k 2 - 반응 속도 상수라고 하는 비례 계수.

반응 속도 상수의 물리적 의미는 설정하기 쉽습니다. 반응 속도와 수치적으로 동일하며, 여기서 반응물의 농도는 1mol/l이거나 그 생성물은 1과 같습니다. 이 경우 반응속도상수는 온도에만 의존하고 물질의 농도에는 의존하지 않음을 알 수 있다.

집단소송법 고체 상태에서 반응물의 농도를 고려하지 않음표면에서 반응하고 농도가 일반적으로 일정하기 때문입니다.

예를 들어, 석탄 연소 반응의 경우 반응 속도에 대한 표현은 다음과 같이 작성해야 합니다.

즉, 반응 속도는 산소 농도에만 비례합니다.

반응 방정식이 여러 단계로 일어나는 전체 화학 반응만을 기술한다면, 그러한 반응의 속도는 출발 물질의 농도에 복잡한 방식으로 의존할 수 있습니다. 이 관계는 제안된 반응 메커니즘을 기반으로 실험적으로 또는 이론적으로 결정됩니다.

촉매의 작용

반응 메커니즘을 변경하고 더 낮은 활성화 에너지로 에너지적으로 더 유리한 경로를 따라 유도하는 특수 물질을 사용하여 반응 속도를 높이는 것이 가능합니다. 그들은 촉매라고합니다 (Lat. Katalysis에서 - 파괴).

촉매는 경험 많은 가이드 역할을 하여 산속의 높은 고개(많은 노력과 시간이 필요하고 모든 사람이 이용할 수 있는 것은 아님)가 아닌 그에게 알려진 원형 교차로를 따라 관광객 그룹을 안내합니다. 산을 훨씬 쉽고 빠르게 극복할 수 있습니다.

사실, 우회 경로를 사용하면 주요 패스가 이끄는 곳으로 갈 수 없습니다. 그러나 때로는 이것이 정확히 필요한 것입니다! 이것이 선택적이라고 하는 촉매가 작동하는 방식입니다. 암모니아와 질소를 태울 필요가 없다는 것은 분명하지만 질산 생산에는 산화 질소 (II)가 사용됩니다.

촉매- 이들은 화학 반응에 참여하여 속도나 방향을 바꾸지만 반응이 끝날 때 양적, 질적으로 변하지 않는 물질입니다.

촉매의 도움으로 화학 반응의 속도나 방향을 바꾸는 것을 촉매라고 합니다. 촉매는 다양한 산업 및 운송(자동차 배기 가스에서 질소 산화물을 무해한 질소로 전환시키는 촉매 변환기)에서 널리 사용됩니다.

촉매에는 두 가지 유형이 있습니다.

균질 촉매, 촉매와 반응물이 모두 동일한 응집 상태(상)에 있는 것입니다.

불균일 촉매, 촉매와 반응물이 서로 다른 단계에 있는 것. 예를 들어, 고체 망간(IV) 산화물 촉매의 존재 하에서 과산화수소의 분해:

촉매 자체는 반응의 결과로 소모되지 않지만 표면에 다른 물질이 흡착되면(촉매독이라고 함) 표면이 작동하지 않게 되어 촉매의 재생이 필요합니다. 따라서 촉매 반응을 수행하기 전에 출발 물질을 철저히 정제합니다.

예를 들어, 접촉 방법에 의한 황산 생산에는 고체 촉매가 사용됩니다 - 바나듐 (V) 산화물 V 2 O 5 :

메탄올 생산에서 고체 "아연-크롬" 촉매(8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3)가 사용됩니다.

생물학적 촉매 - 효소는 매우 효과적으로 작용합니다. 화학적 성질상 이들은 단백질입니다. 덕분에 저온의 생물체에서 복잡한 화학 반응이 고속으로 진행됩니다.

다른 흥미로운 물질이 알려져 있습니다 - 억제제 (라틴어 inhibere에서 - 지연). 그들과 고속활성 입자와 반응하여 활성이 낮은 화합물을 형성합니다. 결과적으로 반응이 급격히 느려졌다가 멈춥니다. 억제제는 원치 않는 과정을 방지하기 위해 다양한 물질에 특수하게 첨가되는 경우가 많습니다.

예를 들어, 과산화수소 용액은 억제제의 도움으로 안정화됩니다.

반응 물질의 성질(구성, 구조)

의미 활성화 에너지는 반응 속도에 대한 반응 물질의 성질의 영향이 영향을 받는 요인입니다.

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 данных случаях ничтожно мала.

활성화 에너지가 크면(> 120 kJ/mol), 이는 상호 작용하는 입자 사이의 충돌 중 아주 작은 부분만이 반응으로 이어진다는 것을 의미합니다. 따라서 이 반응의 속도는 매우 낮습니다. 예를 들어, 상온에서 암모니아 합성 반응의 진행은 거의 알아차릴 수 없습니다.

화학 반응의 활성화 에너지가 중간 값(40120kJ/mol)이면 이러한 반응의 속도는 평균이 됩니다. 이러한 반응에는 나트륨과 물 또는 에틸 알코올의 상호 작용, 브롬수와 에틸렌의 변색, 아연과 염산의 상호 작용 등이 포함됩니다.

반응물의 접촉면

물질의 표면, 즉 이질적인 물질의 표면에서 일어나는 반응의 속도는 이 표면의 특성에 따라 달라집니다. 가루로 만든 백악은 같은 무게의 백악보다 염산에 훨씬 빨리 녹는 것으로 알려져 있습니다.

반응 속도의 증가는 주로 출발 물질의 접촉면 증가, 예를 들어 "올바른"구조의 위반과 같은 여러 가지 다른 이유 결정 격자... 이것은 형성된 미세 결정의 표면에 있는 입자가 "매끄러운" 표면에 있는 동일한 입자보다 훨씬 더 반응성이 있다는 사실로 이어집니다.

산업계에서 불균일 반응을 수행하기 위해 "유동층"은 반응물의 접촉 표면, 출발 물질 공급 및 생성물 제거를 증가시키는 데 사용됩니다. 예를 들어, "유동층"을 사용하여 황산을 생산할 때 황철광이 구워집니다.

테스트 통과를 위한 참고 자료:

멘델레예프 테이블

용해도 표

속도 반응반응물 중 하나의 몰 농도 변화에 의해 결정됩니다.

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

여기서 C 1 및 C 2는 각각 시간 t 1 및 t 2에서의 물질의 몰 농도입니다(기호(+) - 속도가 반응 생성물에 의해 결정되는 경우, 기호(-) - 초기 물질).

반응 물질의 분자가 충돌할 때 반응이 발생합니다. 속도는 충돌 횟수와 변형으로 이어질 가능성에 따라 결정됩니다. 충돌 횟수는 반응물의 농도에 따라 결정되고, 반응 확률은 충돌하는 분자의 에너지에 의해 결정됩니다.
화학 반응 속도에 영향을 미치는 요인.
1. 반응 물질의 성질. 화학 결합의 성질과 시약 분자의 구조가 중요한 역할을 합니다. 반응은 덜 강한 결합이 파괴되고 더 강한 결합을 갖는 물질이 형성되는 방향으로 진행됩니다. 따라서 H 2 및 N 2 분자의 결합을 끊기 위해서는 높은 에너지가 필요합니다. 이러한 분자는 반응성이 크지 않습니다. 극성이 높은 분자(HCl, H 2 O)의 결합을 끊기 위해서는 더 적은 에너지가 필요하고 반응 속도는 훨씬 빠릅니다. 전해질 용액에서 이온 간의 반응은 거의 즉각적입니다.
의 예
불소는 수소와 폭발적으로 반응한다. 실온, 브롬은 수소와 천천히 그리고 가열되면 반응합니다.
산화칼슘은 물과 격렬하게 반응하여 열을 방출합니다. 산화구리 - 반응하지 않습니다.

2. 집중. 농도(단위 부피당 입자 수)가 증가함에 따라 반응 물질 분자의 충돌이 더 자주 발생하여 반응 속도가 증가합니다.
집단행동의 법칙(K. Guldberg, P. Waage, 1867)
화학 반응의 속도는 반응물 농도의 곱에 정비례합니다.

AA + BB +. ... ... ®. ... ...

• [A] [B] b. ... ...

반응속도상수 k는 반응물의 성질, 온도, 촉매에 의존하지만 반응물의 농도에는 의존하지 않는다.
속도 상수의 물리적 의미는 반응물의 단위 농도에서의 반응 속도와 같다는 것입니다.
불균일 반응의 경우 고체상의 농도는 반응 속도의 표현에 포함되지 않습니다.

3. 온도. 10 ° C마다 온도가 증가하면 반응 속도가 2-4 배 증가합니다 (Van't Hoff의 법칙). t 1에서 t 2로 온도가 증가함에 따라 반응 속도의 변화는 다음 공식으로 계산할 수 있습니다.

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= 지

(여기서 Vt 2 및 Vt 1은 각각 온도 t 2 및 t 1에서의 반응 속도입니다. g는 이 반응의 온도 계수입니다).
Van't Hoff 규칙은 좁은 온도 범위에서만 적용됩니다. Arrhenius 방정식이 더 정확합니다.

• e-Ea / RT

어디
A - 반응 물질의 성질에 따른 상수;
R은 보편적인 기체 상수입니다.

Ea는 활성화 에너지입니다. 충돌하는 분자가 충돌이 화학적 변형을 일으키기 위해 가져야 하는 에너지.
화학 반응의 에너지 다이어그램.

발열 반응	흡열 반응

A - 시약, B - 활성화된 복합체(전환 상태), C - 제품.
활성화 에너지 Ea가 높을수록 온도가 증가함에 따라 반응 속도가 증가합니다.

4. 반응물의 접촉면. 이종 시스템의 경우(물질이 서로 다른 응집 상태에 있는 경우) 접촉 표면이 클수록 반응이 더 빨리 진행됩니다. 고체의 표면은 분쇄하여 증가시킬 수 있고 용해성 물질의 경우 용해하여 표면을 증가시킬 수 있습니다.

5. 촉매 작용. 반응에 참여하고 반응 속도를 증가시키고 반응이 끝날 때까지 변하지 않는 물질을 촉매라고합니다. 촉매의 작용 메커니즘은 중간 화합물의 형성으로 인한 반응의 활성화 에너지 감소와 관련이 있습니다. ~에 균질 촉매시약과 촉매는 하나의 상을 구성합니다(동일한 응집 상태에 있음). 불균일 촉매- 다른 단계(다른 집계 상태에 있음). 어떤 경우에는 반응 매질에 억제제를 첨가하여 바람직하지 않은 화학 공정의 진행을 급격하게 늦출 수 있습니다(" 부정적인 촉매").

화학 반응 속도

"화학 반응 속도"라는 주제는 아마도 학교 커리큘럼에서 가장 어렵고 논쟁의 여지가 있을 것입니다. 이는 물리화학의 한 분야인 화학 동역학 자체의 복잡성 때문입니다. "화학 반응 속도"라는 개념의 정의 자체가 모호합니다(예를 들어, "Chemistry" 신문, 2001, No. 28에서 L.S. Guzei의 기사 참조,
와 함께. 12). 더 더 많은 문제반응 속도에 대한 질량 작용 법칙을 적용하려고 할 때 발생합니다. 화학 시스템, 운동 과정의 정량적 설명이 가능한 대상의 범위 내에서 학교 커리큘럼매우 좁다. 나는 특히 화학 평형에서 화학 반응 속도에 대한 질량 작용 법칙의 부정확성에 주목하고 싶습니다.
동시에 학교에서 이 주제를 고려하는 것을 거부하는 것은 잘못된 것입니다. 화학 반응 속도에 대한 아이디어는 많은 자연 및 기술 과정에 대한 연구에서 매우 중요합니다. 물질의 변형을 논의할 때 화학 반응 속도에 대한 정성적 아이디어가 주로 사용되지만, 특히 기본 반응의 경우 가장 단순한 정량적 비율의 도입이 여전히 바람직합니다.
출판된 기사는 다음에서 논의할 수 있는 화학 동역학 문제에 대해 충분히 자세히 설명합니다. 학교 수업화학. 학교 화학 과정에서 이 주제의 논쟁적이고 논쟁적인 측면을 배제하는 것은 대학에서 화학 교육을 계속하려는 학생들에게 특히 중요합니다. 결국 학교에서 얻은 지식은 종종 과학적 현실과 충돌합니다.

화학 반응은 지속 시간이 크게 다를 수 있습니다. 실온에서 수소와 산소의 혼합물은 오랫동안실질적으로 변하지 않은 상태로 유지되지만 충격을 받거나 화재가 발생하면 폭발이 발생합니다. 철판은 서서히 녹슬고 백린 조각은 공기 중에서 자연 발화합니다. 이 반응 또는 저 반응이 진행 과정을 제어할 수 있도록 얼마나 빨리 진행되는지 아는 것이 중요합니다.

기본 개념

주어진 반응이 얼마나 빨리 진행되는지에 대한 정량적 특성은 화학 반응의 속도, 즉 시약이 소비되는 속도 또는 제품이 나타나는 속도입니다. 이 경우 반응 방정식을 통해 모두 상호 연결되어 있기 때문에 우리가 말하는 반응에 참여하는 물질이 무엇인지는 중요하지 않습니다. 물질 중 하나의 양을 변경함으로써 다른 모든 물질의 양의 상응하는 변화를 판단할 수 있습니다.

화학 반응 속도 () 시약 물질 또는 제품의 양의 변화라고합니다 () 단위 시간당 () 단위 부피당 (V):

= /(V ).

반응 속도 이 경우일반적으로 mol / (l s)로 표시됩니다.

위의 표현은 균질한 매질, 예를 들어 기체 또는 용액에서 일어나는 균질한 화학 반응을 나타냅니다.

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

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

불균일 화학 반응은 고체와 기체, 고체와 액체 등의 접촉면에서 일어난다. 불균일 반응에는 예를 들어 금속과 산의 반응이 포함됩니다.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

이 경우 반응 속도는 시약 물질 또는 생성물의 양의 변화이다 () 단위 시간당() 단위 표면당(S):

= /(에스 ).

불균일 반응의 속도는 mol / (m 2 s)로 표시됩니다.

화학 반응을 제어하려면 속도를 결정할 수 있을 뿐만 아니라 어떤 조건이 화학 반응에 영향을 미치는지 알아내는 것이 중요합니다. 화학 반응의 속도와 그에 대한 영향을 연구하는 화학의 한 분야 다양한 요인이라고 화학 역학.

반응 입자의 충격 빈도

가장 중요한 요소화학 반응 속도 결정, - 집중.

반응물의 농도가 증가하면 일반적으로 반응 속도가 증가합니다. 반응하기 위해서는 두 개의 화학 입자가 더 가깝게 움직여야하므로 반응 속도는 충돌 횟수에 따라 다릅니다. 주어진 부피의 입자 수가 증가하면 충돌이 더 자주 발생하고 반응 속도가 증가합니다.

균일 반응의 경우 하나 이상의 반응물의 농도를 높이면 반응 속도가 증가합니다. 농도가 감소하면 반대 효과가 관찰됩니다. 용액 내 물질의 농도는 반응구에서 반응물이나 용매를 추가하거나 제거하여 변경할 수 있습니다. 기체에서 반응 혼합물에 이 물질을 추가로 도입하여 물질 중 하나의 농도를 높일 수 있습니다. 모두의 집중 기체 물질동시에 증가하여 혼합물이 차지하는 부피를 줄일 수 있습니다. 이 경우 반응 속도가 증가합니다. 볼륨의 증가는 반대 결과로 이어집니다.

불균일 반응의 비율은 접촉 표면적, 즉. 물질의 분쇄 정도, 시약 혼합의 완전성 및 결정 구조의 상태 고체... 결정 구조의 모든 교란은 고체의 반응성을 증가시킵니다. 고체 결정 구조를 분해하려면 추가 에너지가 필요합니다.

나무 태우기를 고려하십시오. 통나무 전체는 공기 중에서 비교적 천천히 연소됩니다. 목재가 공기와 접촉하는 표면을 증가시켜 통나무를 조각으로 나누면 연소 속도가 증가합니다. 동시에, 나무는 약 20%의 산소만을 함유한 공기보다 훨씬 빨리 순수한 산소에서 연소합니다.

화학 반응이 일어나려면 원자, 분자 또는 이온과 같은 입자의 충돌이 발생해야 합니다. 충돌의 결과로 원자가 재배열되고 새로운 화학 결합이 발생하여 새로운 물질이 형성됩니다. 두 입자의 충돌 확률은 다소 높지만 세 입자의 동시 충돌 확률은 훨씬 적습니다. 4개의 입자가 동시에 충돌할 가능성은 극히 낮습니다. 따라서 대부분의 반응은 여러 단계로 진행되며 각 단계에서 3개 이하의 입자가 상호 작용합니다.

브롬화수소의 산화 반응은 400-600 ° C에서 눈에 띄는 속도로 진행됩니다.

4HBr + O 2 = 2H 2 O + 2Br 2.

반응식에 따르면 5개의 분자가 동시에 충돌해야 합니다. 그러나 그러한 사건의 가능성은 실질적으로 0입니다. 더욱이, 실험 연구에 따르면 농도(산소 또는 브롬화수소)를 증가시키면 반응 속도가 같은 횟수만큼 증가합니다. 그리고 이것은 각 산소 분자에 대해 4개의 브롬화수소 분자가 소비된다는 사실에도 불구하고.

이 프로세스를 자세히 살펴보면 다음과 같은 여러 단계로 진행됩니다.

1) HBr + O 2 = HOOBr(느린 반응);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr(빠른 응답);

3) HOBr + HBr = H 2 O + Br 2 (빠른 응답).

주어진 반응, 소위 기본 반응반영하다 반응 메커니즘산소에 의한 브롬화수소의 산화. 각 중간 반응에는 2개의 분자만 관여한다는 점에 유의하는 것이 중요합니다. 처음 두 방정식을 더하고 세 번째 방정식을 두 배로 늘리면 전체 반응 방정식이 나옵니다. 전체 반응 속도는 브롬화수소 1분자와 산소 1분자가 상호작용하는 가장 느린 중간 반응에 의해 결정됩니다.

기본 반응의 속도는 몰 농도의 곱에 정비례합니다 와 함께 (와 함께단위 부피당 물질의 양, 와 함께 = /V) 화학량론적 계수( 대중 행동의 법칙화학 반응 속도). 이것은 시약 공식 앞의 화학량론적 계수가 상호 작용하는 입자의 수에 해당할 때 실제 화학 공정의 메커니즘을 반영하는 반응 방정식에만 해당됩니다.

반응에서 상호 작용하는 분자의 수에 따라 단분자, 이분자 및 삼분자 반응이 구별됩니다. 예를 들어, 분자 요오드를 원자로 해리: I 2 = 2I는 단분자 반응입니다.

요오드와 수소의 상호 작용: I 2 + H 2 = 2HI - 이분자 반응. 다른 분자량의 화학 반응에 대한 질량 작용의 법칙은 다른 방식으로 작성됩니다.

단분자 반응:

A = B + C,

= kcㅏ,

어디 케이반응속도는 일정하다.

이분자 반응:

= kcㅏ 씨 V.

삼분자 반응:

= kc 2A 씨 V.

활성화 에너지

화학 입자의 충돌은 충돌하는 입자가 특정 값을 초과하는 에너지를 갖는 경우에만 화학적 상호 작용을 유도합니다. 분자 A 2 및 B 2로 구성된 기체 물질의 상호 작용을 고려하십시오.

A 2 + B 2 = 2AB.

화학 반응 과정에서 원자의 재배열이 발생하며 출발 물질의 화학 결합이 끊어지고 반응 생성물의 결합이 형성됩니다. 반응 분자가 충돌할 때 소위 활성화된 복합체, 전자 밀도의 재분배가 발생하고 그 다음에야 반응의 최종 생성물이 얻어집니다.

물질이 활성화된 복합체 상태로 전이하는 데 필요한 에너지를 활성화 에너지.

활동 화학 물질그들의 참여와 반응의 낮은 활성화 에너지로 나타납니다. 활성화 에너지가 낮을수록 반응 속도가 빨라집니다. 예를 들어 양이온과 음이온 사이의 반응은 활성화 에너지가 매우 작아 거의 즉각적으로 반응이 진행된다. 활성화 에너지가 높으면 충돌의 아주 작은 부분이 새로운 물질을 형성합니다. 따라서 실온에서 수소와 산소의 반응 속도는 거의 0입니다.

따라서 반응 속도는 반응물의 성질... 예를 들어, 금속과 산의 반응을 고려하십시오. 구리, 아연, 마그네슘 및 철의 동일한 조각을 묽은 황산이 든 시험관에 담그면 반응 속도를 특징 짓는 수소 기포 방출의 강도가 이러한 금속에 대해 크게 다르다는 것을 알 수 있습니다. 마그네슘이 함유된 시험관에서는 격렬한 수소의 방출이 관찰되고, 아연이 함유된 시험관에서는 기포가 다소 차분하게 방출됩니다. 시험관에서 철과의 반응은 훨씬 더 느리게 진행됩니다(그림). 구리는 묽은 황산과 전혀 반응하지 않습니다. 따라서 반응 속도는 금속의 활성에 따라 달라집니다.

황산(강산)을 아세트산(약산)으로 대체하면 모든 경우에 반응 속도가 크게 느려집니다. 금속과 산의 두 시약의 성질은 금속과 산의 반응 속도에 영향을 미친다는 결론을 내릴 수 있습니다.

상승 온도화학 입자의 운동 에너지, 즉 활성화 에너지보다 높은 에너지를 가진 입자의 수를 증가시킵니다. 온도가 상승함에 따라 입자 충돌 횟수도 증가하여 어느 정도 반응 속도가 증가합니다. 그러나 운동에너지를 증가시켜 충돌 효율을 높이는 것은 충돌 횟수의 증가보다 반응 속도에 더 큰 영향을 미친다.

온도가 10도 상승하면 속도는 속도의 온도 계수와 동일한 계수만큼 증가합니다.

= 티+10 /티 .

부터 온도가 상승할 때 티~ 전에 티"
반응속도비 티" 그리고 티같음
전력 속도의 온도 계수 ( 티" – 티)/10:

티" /티 = (티"–티)/10.

많은 균질 반응의 경우 속도의 온도 계수는 24입니다(van't Hoff의 법칙). 온도에 대한 반응 속도의 의존성은 산화구리(II)와 묽은 황산의 상호작용의 예를 통해 추적할 수 있습니다. 반응은 실온에서 매우 느립니다. 가열하면 반응 혼합물이 황산구리(II)의 형성으로 인해 빠르게 파란색으로 변합니다.

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

촉매 및 억제제

특정 물질의 도입으로 인해 많은 반응이 가속화되거나 느려질 수 있습니다. 첨가된 물질은 반응에 참여하지 않고 그 과정에서 소모되지 않지만 반응 속도에 상당한 영향을 미칩니다. 이러한 물질은 반응 메커니즘(활성화된 복합체의 구성 포함)을 변경하고 활성화 에너지를 낮추어 화학 반응을 가속화합니다. 물질 - 반응 촉진제라고 함 촉매, 그리고 이러한 반응의 가속화 현상은 바로 촉매 작용.

촉매가 없는 많은 반응은 매우 느리게 진행되거나 전혀 진행되지 않습니다. 이러한 반응 중 하나는 과산화수소의 분해입니다.

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

고체 이산화망간 조각을 과산화수소 수용액이 담긴 용기에 넣으면 격렬한 산소 발생이 시작됩니다. 이산화망간을 제거한 후에는 반응이 거의 멈춥니다. 칭량함으로써 이산화망간이 이 과정에서 소모되지 않는다는 것을 쉽게 확인할 수 있습니다. 이는 단지 반응을 촉진할 뿐입니다.

촉매와 반응물이 같은 응집 상태인지 다른 상태인지에 따라 균질 촉매와 불균일 촉매가 구별됩니다.

균일 촉매 작용으로 촉매는 출발 시약 중 하나와 반응하여 중간체를 형성함으로써 반응을 가속화할 수 있습니다. 예를 들어:

불균일 촉매에서 화학 반응은 일반적으로 촉매 표면에서 발생합니다.

촉매는 자연계에 널리 퍼져 있습니다. 살아있는 유기체에서 물질의 거의 모든 변형은 유기 촉매 인 효소의 참여로 진행됩니다.

촉매는 화학 생산에서 특정 공정의 속도를 높이는 데 사용됩니다. 그 외에도 화학 반응을 늦추는 물질도 사용됩니다. 억제제... 특히 억제제의 도움으로 금속을 부식으로부터 보호합니다.

화학 반응 속도에 영향을 미치는 요인

속도 증가	속도 줄이기
화학적 활성 시약의 존재	화학적으로 불활성인 시약의 존재
시약 농도 증가	시약 농도 감소
고체 및 액체 시약의 표면 증가	고체 및 액체 시약의 표면 감소
온도 상승	온도 낮추기
촉매의 존재	억제제의 존재

작업

1. 화학 반응의 속도를 정의하십시오. 다음 반응에 대한 유효 질량의 운동 법칙에 대한 식을 쓰십시오.

a) 2C(tv.) + O 2(g) = 2CO(g);

b) 2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g).

2. 화학 반응의 속도를 결정하는 것은 무엇입니까? 온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성을 수학적으로 표현하십시오.

3. 반응 속도에 어떤 영향을 미치는지 표시하십시오(일정한 부피에서):

a) 시약 농도의 증가;

b) 고체 시약을 분쇄하는 단계;
c) 온도를 낮추는 단계;
d) 촉매의 도입;
e) 시약 농도 감소
f) 온도 상승;
g) 억제제의 도입;
h) 제품 농도의 감소.

4. 화학 반응 속도 계산

CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g)

1리터 용량의 용기에서 시작 후 1분 30초 후에 수소 물질의 양이 0.32몰이었고 2분 10초 후에는 0.44몰이 되었습니다. CO 농도의 증가는 반응 속도에 어떤 영향을 줍니까?

5. 일정 시간 동안 한 번의 반응으로 6.4g의 요오드화수소가 생성되었고, 같은 조건에서 다른 반응에서는 6.4g의 이산화황이 생성되었다. 이러한 반응의 속도를 비교하십시오. 이러한 반응의 속도는 온도가 증가함에 따라 어떻게 변합니까?

6. 반응 속도 결정

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

반응 시작 20초 후 일산화탄소(II) 물질의 초기 양이 6mol에서 3배 감소하면(반응기 부피는 100l). 염소 대신 덜 활성인 브롬을 사용하면 반응 속도가 어떻게 변합니까? 투여 시 반응 속도는 어떻게 변화합니까?
a) 촉매 b) 억제제?

7. 어떤 경우에 반응

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

더 빠르게 실행: 큰 덩어리 또는 산화칼슘 분말을 사용할 때? 계산하다:
a) 물질의 양 b) 10초 동안 형성된 탄산칼슘의 질량, 반응 속도가 0.1mol/(ls)이면 반응기의 부피는 1리터이다.

8. 마그네슘 샘플과 염산 HCl의 상호 작용으로 반응 시작 후 30초 후에 0.02mol의 염화마그네슘을 얻을 수 있습니다. 염화마그네슘 0.06몰을 얻는 데 걸리는 시간을 구하십시오.

마) 70~40℃에서 반응속도가 8배 감소;
g) 60℃에서 40℃로, 반응 속도가 6.25배 감소;
h) 40℃에서 10℃로, 반응 속도는 27배 감소하였다.

11. 자동차 소유자는 새 페인트로 페인트를 칠한 다음 지침에 따라 105 ° C에서 3 시간 동안 건조해야한다는 것을 알았습니다. 이 공정의 기본이 되는 중합 반응의 온도 계수가 다음과 같은 경우 페인트가 25°C에서 얼마나 오래 건조됩니까? 나) 3; 4시에?

질문에 대한 답변

1.a) = kc(O2); b) = kc(하이) 2.

2. 티+10 = 티 .

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

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

5. 첫 번째 반응 속도가 2배 느려집니다.

6. 0.002 mol / (l s).

7. a) 1몰 나) 100g

9. 반응 속도 d, g, h는 2배 증가합니다. 4번 - a, b, f; 8번 - in, g.

10. 온도 계수:

반응 b, f의 경우 2; = 2.5 - in, g; = 3 - d, h; = 3.5 - a, d.

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

살아가면서 우리는 다양한 화학 반응에 직면합니다. 철의 부식과 같은 일부는 몇 년이 걸릴 수 있습니다. 설탕을 알코올로 발효시키는 것과 같은 다른 작업은 몇 주가 걸립니다. 스토브의 장작은 몇 시간 만에 타 버리고 엔진의 휘발유는 찰나의 순간에 타 버립니다.

장비 비용을 줄이기 위해 화학 공장은 반응 속도를 높입니다. 예를 들어 식품 부패, 금속 부식과 같은 일부 프로세스는 속도를 줄여야 합니다.

화학 반응 속도로 표현될 수 있다 단위 시간당 물질의 양(n, 모듈러스) 변화(t) - 물리학에서 움직이는 물체의 속도를 단위 시간당 좌표 변화로 비교: υ = Δx / Δt. 속도가 반응이 일어나는 용기의 부피에 의존하지 않도록 반응 물질의 부피 (v)로 표현을 나눕니다. 즉,단위 부피에서 단위 시간당 물질의 양의 변화, 또는 단위 시간당 한 물질의 농도 변화:

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

여기서 c = n / v는 물질의 농도,

Δ("델타"로 읽음)는 일반적으로 값의 변화에 ​​대해 허용되는 지정입니다.

방정식에서 물질의 계수가 다른 경우 이 공식을 사용하여 계산된 각각의 반응 속도는 다릅니다. 예를 들어, 2몰의 이산화황은 1리터에서 10초 동안 1몰의 산소와 완전히 반응했습니다.

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

산소 비율은 다음과 같습니다. υ = 1: (10 1) = 0.1 mol / l s

유황 가스 속도: υ = 2: (10 1) = 0.2 mol / l · s- 이것은 암기할 필요가 없으며 시험에서 말하며, 이 질문이 발생할 경우 혼동되지 않도록 예가 제공됩니다.

불균일 반응 속도(고체 포함)는 종종 접촉 표면의 단위 면적당 표현됩니다.

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

반응 물질이 서로 다른 단계에 있을 때 반응을 불균일 반응이라고 합니다.

• 다른 고체, 액체 또는 기체와 고체,
• 섞이지 않는 두 액체,
• 기체가 있는 액체.

균질 반응은 한 단계의 물질 사이에서 발생합니다.

• 잘 섞이는 액체 사이,
• 가스
• 용액의 물질.

화학 반응 속도에 영향을 미치는 조건

1) 반응 속도는 반응물의 성질... 간단히 말해서 서로 다른 물질이 반응합니다. 다른 속도... 예를 들어 아연은 염산과 격렬하게 반응하고 철은 다소 느리게 반응합니다.

2) 반응속도가 빠를수록 집중물질. 많이 희석된 산을 사용하면 아연이 훨씬 더 오래 반응합니다.

3) 증가함에 따라 반응 속도가 크게 증가합니다. 온도... 예를 들어, 연료를 태우려면 점화, 즉 온도를 높여야 합니다. 많은 반응의 경우 온도가 10 ° C 증가하면 속도가 2-4 배 증가합니다.

4) 속도 이질적인반응이 증가함에 따라 증가 반응물의 표면... 고체는 일반적으로 이를 위해 연마됩니다. 예를 들어, 철 분말과 유황 분말이 가열되면 반응하기 위해서는 철이 미세한 톱밥 형태여야 합니다.

이 경우 공식 (1)이 암시된다는 점에 유의하십시오! 식 (2)는 단위면적당 속력을 나타내므로 면적에 의존할 수 없다.

5) 반응 속도는 촉매 또는 억제제의 존재 여부에 따라 다릅니다.

촉매-화학 반응을 촉진하지만 그 자체는 소비되지 않는 물질. 예는 촉매-망간 (IV) 산화물을 첨가하여 과산화수소를 격렬하게 분해하는 것입니다.

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

망간(IV) 산화물은 바닥에 남아 재사용할 수 있습니다.

억제제- 반응을 늦추는 물질. 예를 들어, 부식 억제제는 파이프와 라디에이터의 수명을 연장하기 위해 온수 가열 시스템에 추가됩니다. 자동차에서는 부식 방지제가 브레이크, 냉각수에 추가됩니다.

몇 가지 예가 더 있습니다.

화학 반응은 다른 속도로 발생합니다. 그들 중 일부는 1초의 작은 부분에서 완전히 완료되고 나머지는 몇 분, 몇 시간, 며칠 만에 완료됩니다. 반응 과정에 몇 년이 필요한 것으로 알려져 있습니다. 또한, 동일한 조건에서 동일한 반응이 가능합니다. 예를 들어, 고온, 빠르게 흐르고 다른 곳에서는 예를 들어 냉각할 때 느립니다. 하나의 동일한 반응 속도의 차이는 매우 클 수 있습니다.

화학 반응 속도의 문제를 고려할 때, 균질계에서 진행되는 반응(균질 반응)과 이질계에서 진행되는 반응(이종 반응)을 구별할 필요가 있습니다.

정의

체계화학에서는 문제의 물질 또는 물질 집합을 부르는 것이 일반적입니다. 이 경우 시스템은 반대 외부 환경- 시스템을 둘러싼 물질.

동종 시스템과 이종 시스템을 구별하십시오. 동종의한 단계로 구성된 시스템이라고 하며, 이질적인- 여러 단계로 구성된 시스템. 단계속성이 갑자기 변경되는 통과할 때 인터페이스 표면에 의해 다른 부분과 분리된 시스템의 일부라고 합니다.

모든 가스 혼합물은 균질 시스템의 예가 될 수 있습니다. 고압서로 무기한 용해) 또는 하나의 용매에 여러 물질의 용액.

이종 시스템의 예로 다음 시스템을 들 수 있습니다. 얼음이 있는 물, 침전물이 있는 포화 용액, 공기 중의 석탄 및 황.

반응이 균질 시스템에서 진행되면 이 시스템의 전체 부피에서 진행됩니다. 반응이 이질적인 시스템을 형성하는 물질 사이에서 일어난다면, 그것은 시스템을 형성하는 상 사이의 계면에서만 일어날 수 있습니다. 이와 관련하여 균일 반응의 속도와 불균일 반응의 속도는 다르게 결정됩니다.

정의

균일한 반응 속도시스템의 단위 부피당 단위 시간당 반응에 들어가거나 반응 중에 형성되는 물질의 양입니다.

불균일 반응의 속도단계의 단위 표면적당 단위 시간당 반응에 들어가거나 반응 중에 형성되는 물질의 양입니다.

이 두 정의는 모두 다음과 같이 작성할 수 있습니다. 수학적 형태... 표기법을 소개하겠습니다. υ 균질 - 균질 시스템에서의 반응 속도; υ heterogen은 불균일계에서의 반응속도, n은 반응 동안 얻어진 물질의 몰수, V는 시스템의 부피입니다. t-시간; S는 반응이 진행되는 상의 표면적입니다. Δ는 증분의 부호입니다(Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). 그 다음에

υ 균질 = Δn / (V × Δt);

υ 이종 = Δn / (S × Δt).

이 방정식의 첫 번째는 단순화할 수 있습니다. 시스템의 부피(V)에 대한 물질(n)의 양의 비율은 물질의 몰 농도(c)입니다. c = n/V, 여기서 Δc = Δn/V이고 마지막으로:

υ 균질 = Δc / Δt.

문제 해결의 예

실시예 1

연습	철의 질량 분율이 77.8%와 70.0%이면 두 산화철의 공식을 만드십시오.
해결책	각 구리 산화물의 질량 분율을 구해 봅시다. ω 1(O) = 100% - ω 1(Fe) = 100% - 77.8% = 22.2%; ω 2(O) = 100% - ω 2(Fe) = 100% - 70.0% = 30.0%. "x"(철)와 "y"(산소)로 화합물을 구성하는 원소의 몰수를 지정합시다. 그러면 몰 비율은 다음과 같이 보일 것입니다 (에서 가져온 상대 원자 질량의 값 주기율표디. 멘델레예프는 정수로 반올림): x: y = ω 1(Fe) / Ar(Fe): ω 1(O) / Ar(O); x: y = 77.8/56: 22.2/16; x: y = 1.39: 1.39 = 1:1 이것은 첫 번째 산화철의 공식이 FeO의 형태를 가질 것임을 의미합니다. x: y = ω 2(Fe) / Ar(Fe): ω 2(O) / Ar(O); x: y = 70/56: 30/16; x: y = 1.25: 1.875 = 1: 1.5 = 2: 3 따라서 두 번째 산화철의 공식은 Fe 2 O 3가 됩니다.
대답	Fe2O, Fe2O3

실시예 2

연습	원소의 질량 분율이 ω(H) = 2.2%, ω(I) = 55.7%, ω(O) = 42.1%인 경우 수소, 요오드 및 산소의 화합물에 대한 공식을 만드십시오.
해결책	조성 HX의 분자에서 원소 X의 ​​질량 분율은 다음 공식을 사용하여 계산됩니다. ω(X) = n × Ar(X) / M(HX) × 100%. 화합물을 구성하는 원소의 몰수를 "x"(수소), "y"(요오드), "z"(산소)로 지정합시다. 그러면 몰 비율은 다음과 같이 표시됩니다(D.I.Mendeleev 주기율표에서 가져온 상대 원자 질량 값은 정수로 반올림됨). 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 이것은 수소, 요오드 및 산소 화합물의 공식이 H 5 IO 6 형태를 가질 것임을 의미합니다.
대답	H 5 IO 6