Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami: nízkou rýchlosťou - počas tvorby stalaktitov a stalagmitov, priemernou rýchlosťou - počas varenia, okamžite - počas výbuchu. Reakcie vo vodných roztokoch prebiehajú veľmi rýchlo.

Určenie rýchlosti chemickej reakcie, ako aj objasnenie jej závislosti od podmienok procesu, je úlohou chemickej kinetiky – vedy o zákonitostiach, ktorými sa riadi priebeh chemických reakcií v čase.

Ak k chemickým reakciám dochádza v homogénnom prostredí, napríklad v roztoku alebo v plynnej fáze, dochádza k interakcii reagujúcich látok v celom objeme. Takéto reakcie sú tzv homogénne.

(v homoge) je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu:

kde Δn je zmena počtu mólov jednej látky (najčastejšie počiatočná, ale môže existovať aj produkt reakcie); Δt - časový interval (s, min); V je objem plynu alebo roztoku (l).

Keďže pomer látkového množstva k objemu je molárna koncentrácia C, potom

Rýchlosť homogénnej reakcie je teda definovaná ako zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

ak sa objem systému nemení.

Ak reakcia prebieha medzi látkami nachádzajúcimi sa v rôznych súhrnné stavy(napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou), alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne prostredie (napríklad medzi nemiešateľnými kvapalinami), potom prechádza len po kontaktnej ploche látok. Takéto reakcie sú tzv heterogénne.

Je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku povrchu.

kde S je plocha kontaktu látok (m 2, cm 2).

Zmena množstva látky, ktorou sa určuje rýchlosť reakcie, je vonkajším faktorom pozorovaným výskumníkom. V skutočnosti sa všetky procesy vykonávajú na mikroúrovni. Je zrejmé, že na to, aby niektoré častice zareagovali, musia sa najskôr zraziť a zraziť sa efektívne: nerozptyľovať sa ako gule do rôzne strany, a aby sa v časticiach zničili alebo oslabili "staré väzby" a mohli sa vytvoriť "nové", a na to musia mať častice dostatočnú energiu.

Vypočítané údaje ukazujú, že napríklad v plynoch sa zrážky molekúl pri atmosférickom tlaku počítajú v miliardách za sekundu, to znamená, že všetky reakcie by mali prebehnúť okamžite. Ale nie je to tak. Ukazuje sa, že len veľmi malý zlomok molekúl má potrebnú energiu na to, aby sa efektívne zrazili.

Minimálna prebytočná energia, ktorú musí častica (alebo pár častíc) mať, aby došlo k efektívnej zrážke, sa nazýva aktivačnej energie E a.

Na ceste všetkých častíc vstupujúcich do reakcie je teda energetická bariéra rovná aktivačnej energii E a. Keď je malý, existuje veľa častíc, ktoré ho dokážu prekonať, a rýchlosť reakcie je vysoká. V opačnom prípade je potrebné „zatlačenie“. Keď zoženiete zápalku, aby ste zapálili duchovnú lampu, poviete extra energiu E a, nevyhnutné pre účinnú zrážku molekúl alkoholu s molekulami kyslíka (prekonanie bariéry).

Rýchlosť chemická reakcia závisí od mnohých faktorov. Medzi hlavné patria: povaha a koncentrácia reaktantov, tlak (pri reakciách s plynmi), teplota, účinok katalyzátorov a povrch reaktantov v prípade heterogénnych reakcií.

Teplota

Keď teplota stúpa, vo väčšine prípadov sa rýchlosť chemickej reakcie výrazne zvyšuje. V XIX storočí. Holandský chemik J. X. Van't Hoff sformuloval pravidlo:

Zvýšenie teploty o každých 10 ° С vedie k zvýšeniureakčná rýchlosť 2-4 krát(táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient reakcie).

So stúpajúcou teplotou sa priemerná rýchlosť molekúl, ich energia a počet zrážok nevýznamne zvyšujú, ale podiel „aktívnych“ molekúl zúčastňujúcich sa na efektívnych zrážkach, ktoré prekonávajú energetickú bariéru reakcie, sa prudko zvyšuje. Matematicky je táto závislosť vyjadrená pomerom:

kde vt 1 a vt 2 sú reakčné rýchlosti pri konečnej teplote t 2 a počiatočnej teplote t 1 a γ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvyšuje so zvýšením teploty pre každý 10 °C.

Na zvýšenie reakčnej rýchlosti však nie je vždy možné použiť zvýšenie teploty, pretože východiskové materiály sa môžu začať rozkladať, rozpúšťadlá alebo samotné látky sa môžu odparovať atď.

Endotermické a exotermické reakcie

Je známe, že reakcia metánu so vzdušným kyslíkom je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla. Preto sa používa v každodennom živote na varenie, ohrev vody a vykurovanie. Zemný plyn dodávaný do domov potrubím tvorí z 98 % metán. Reakcia oxidu vápenatého (CaO) s vodou je tiež sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla.

Čo môžu tieto skutočnosti naznačovať? Keď nový chemické väzby v produktoch reakcie, viac energie, než je potrebné na prerušenie chemických väzieb v činidlách. Prebytočná energia sa uvoľňuje vo forme tepla a niekedy aj svetla.

CH4 + 202 = C02 + 2H20 + Q (energia (svetlo, teplo));

CaO + H20 = Ca (OH) 2 + Q (energia (teplo)).

Takéto reakcie by mali prebiehať jednoducho (ako ľahko sa kameň kotúľa z kopca).

Reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje energia, sa nazývajú EXTERMÁLNY(z latinského "exo" - smerom von).

Napríklad mnohé redoxné reakcie sú exotermické. Jednou z týchto krásnych reakcií je intramolekulárna oxidačno-redukcia, ktorá prebieha vo vnútri tej istej soli - dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4 H20 + Q (energia).

Reverzné reakcie sú iná vec. Sú analogické s kotúľaním kameňa do kopca. Stále nie je možné získať metán z CO 2 a vody a na získanie nehaseného vápna CaO z hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2 je potrebné silné zahrievanie. Takáto reakcia nastáva iba pri konštantnom príleve energie zvonku:

Ca (OH) 2 = CaO + H20 - Q (energia (teplo))

To naznačuje, že prerušenie chemických väzieb v Ca (OH) 2 vyžaduje viac energie, než sa môže uvoľniť počas tvorby nových chemických väzieb v molekulách CaO a H 2 O.

Reakcie, pri ktorých sa absorbuje energia, sa nazývajú ENDOTHERMAL(od "endo" - dovnútra).

Koncentrácia reaktantov

Zmena tlaku za účasti plynných látok v reakcii vedie aj k zmene koncentrácie týchto látok.

Aby došlo k chemickej interakcii medzi časticami, musia sa účinne zraziť. Čím vyššia je koncentrácia reaktantov, tým viac zrážok, a teda aj vyššia rýchlosť reakcie. Napríklad v čistom kyslíku acetylén veľmi rýchlo vyhorí. Tým sa vytvorí teplota dostatočná na roztavenie kovu. Na základe veľkého experimentálneho materiálu v roku 1867 Nórov K. Guldenberga a P. Vaagea a nezávisle od nich v roku 1865 ruského vedca NIBeketova bol sformulovaný základný zákon chemickej kinetiky, stanovujúci závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácia reagujúcich látok.

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.

Tento zákon je aj tzv zákon más v akcii.

Pre reakciu A + B = D bude tento zákon vyjadrený takto:

Pre reakciu 2A + B = D bude tento zákon vyjadrený takto:

C A, C B sú tu koncentrácie látok A a B (mol / l); k 1 a k 2 - koeficienty úmernosti, nazývané konštanty reakčnej rýchlosti.

Fyzikálny význam konštanty reakčnej rýchlosti sa dá ľahko určiť - číselne sa rovná rýchlosti reakcie, v ktorej sa koncentrácie reaktantov rovnajú 1 mol / l alebo sa ich produkt rovná jednotke. V tomto prípade je zrejmé, že rýchlostná konštanta reakcie závisí len od teploty a nezávisí od koncentrácie látok.

Zákon o hromadnej akcii neberie do úvahy koncentráciu reaktantov v pevnom stave pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie sú zvyčajne konštantné.

Napríklad pre reakciu spaľovania uhlia by mal byť výraz pre rýchlosť reakcie napísaný takto:

to znamená, že rýchlosť reakcie je úmerná iba koncentrácii kyslíka.

Ak reakčná rovnica popisuje len celkovú chemickú reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, potom môže rýchlosť takejto reakcie komplexne závisieť od koncentrácií východiskových látok. Tento vzťah je určený experimentálne alebo teoreticky na základe navrhovaného reakčného mechanizmu.

Pôsobenie katalyzátorov

Rýchlosť reakcie je možné zvýšiť použitím špeciálnych látok, ktoré menia mechanizmus reakcie a usmerňujú ho po energeticky priaznivejšej dráhe s nižšou aktivačnou energiou. Nazývajú sa katalyzátory (z lat. Katalysis – deštrukcia).

Katalyzátor pôsobí ako skúsený sprievodca, ktorý nasmeruje skupinu turistov nie cez vysoký priesmyk v horách (jeho zdolanie si vyžaduje veľa úsilia a času a nie je dostupné každému), ale po jemu známych kruhových objazdových cestách, po ktorých horu sa dá prekonať oveľa ľahšie a rýchlejšie.

Pravda, obchádzkovou trasou sa dostanete nie celkom tam, kam vedie hlavný priesmyk. Ale niekedy je to presne to, čo sa vyžaduje! Takto fungujú katalyzátory, ktoré sa nazývajú selektívne. Je jasné, že nie je potrebné spaľovať amoniak a dusík, ale pri výrobe kyseliny dusičnej sa používa oxid dusnatý (II).

Katalyzátory- sú to látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a menia jej rýchlosť alebo smer, no na konci reakcie zostávajú kvantitatívne a kvalitatívne nezmenené.

Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach a v doprave (katalyzátory, ktoré premieňajú oxidy dusíka z výfukových plynov vozidiel na neškodný dusík).

Existujú dva typy katalýzy.

Homogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor aj reaktanty v rovnakom stave agregácie (fázy).

Heterogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Napríklad rozklad peroxidu vodíka v prítomnosti pevného katalyzátora na báze oxidu mangánu (IV):

Samotný katalyzátor sa v dôsledku reakcie nespotrebuje, ale ak sa na jeho povrchu adsorbujú iné látky (nazývajú sa katalytické jedy), potom sa povrch stáva nefunkčným a je potrebná regenerácia katalyzátora. Preto sa pred uskutočnením katalytickej reakcie východiskové materiály dôkladne prečistia.

Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou sa používa pevný katalyzátor - oxid vanádu (V) V 2 O 5:

Pri výrobe metanolu sa používa pevný katalyzátor „zinok-chróm“ (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biologické katalyzátory – enzýmy fungujú veľmi efektívne. Chemickou povahou sú to proteíny. Vďaka nim prebiehajú zložité chemické reakcie v živých organizmoch pri nízkych teplotách vysokou rýchlosťou.

Známe sú aj ďalšie zaujímavé látky – inhibítory (z lat. inhibere – zdržiavať). Oni S vysoká rýchlosť reagovať s aktívnymi časticami za vzniku nízkoaktívnych zlúčenín. V dôsledku toho sa reakcia dramaticky spomalí a potom sa zastaví. Inhibítory sa často špeciálne pridávajú do rôznych látok, aby sa zabránilo nežiaducim procesom.

Napríklad roztoky peroxidu vodíka sa stabilizujú pomocou inhibítorov.

Povaha reagujúcich látok (ich zloženie, štruktúra)

Význam aktivačnej energie je faktor, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv charakteru reagujúcich látok na rýchlosť reakcie.

Ak je aktivačná energia malá (< 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.

Ak je aktivačná energia veľká(> 120 kJ / mol), to znamená, že len nepatrný zlomok zrážok medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Rýchlosť tejto reakcie je preto veľmi nízka. Napríklad postup reakcie syntézy amoniaku pri bežnej teplote je takmer nemožné si všimnúť.

Ak majú aktivačné energie chemických reakcií stredné hodnoty (40 120 kJ / mol), potom budú rýchlosti takýchto reakcií priemerné. Tieto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etylalkoholom, zmenu farby brómovej vody s etylénom, interakciu zinku s kyselinou chlorovodíkovou atď.

Kontaktná plocha reaktantov

Rýchlosť reakcií prebiehajúcich na povrchu látok, t. j. heterogénnych, závisí, ak sú ostatné veci rovnaké, od vlastností tohto povrchu. Je známe, že krieda rozomletá na prášok sa v kyseline chlorovodíkovej rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako kúsok kriedy rovnakej hmotnosti.

Zvýšenie rýchlosti reakcie je primárne spôsobené zvýšenie kontaktnej plochy východiskových materiálov, ako aj množstvo ďalších dôvodov, napríklad porušenie štruktúry „správneho“ kryštálová mriežka... To vedie k tomu, že častice na povrchu vytvorených mikrokryštálov sú oveľa reaktívnejšie ako rovnaké častice na "hladkom" povrchu.

V priemysle sa na vykonávanie heterogénnych reakcií používa "fluidné lôžko" na zväčšenie kontaktnej plochy reaktantov, prívod východiskových materiálov a odstraňovanie produktov. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej pomocou "fluidného lôžka" sa pyrit praží.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti

Rýchla reakcia je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov:

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

Kde C 1 a C 2 sú molárne koncentrácie látok v časoch t 1 a t 2, v tomto poradí (znamienko (+) - ak je rýchlosť určená reakčným produktom, znamienko (-) - východisková látka).

Reakcie nastávajú pri zrážke molekúl reagujúcich látok. Jeho rýchlosť je určená počtom kolízií a pravdepodobnosťou, že povedú k premene. Počet zrážok je určený koncentráciami reaktantov a pravdepodobnosť reakcie je určená energiou kolidujúcich molekúl.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií.
1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Na prerušenie väzieb v molekulách H2 a N2 sú teda potrebné vysoké energie; takéto molekuly nie sú veľmi reaktívne. Na prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) je potrebné menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov sú takmer okamžité.
Príklady
Fluór reaguje s vodíkom explozívne, keď izbová teplota bróm reaguje s vodíkom pomaly a pri zahrievaní.
Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2. Koncentrácia. S nárastom koncentrácie (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie k zrážkam molekúl reagujúcich látok - zvyšuje sa rýchlosť reakcie.
Zákon masovej akcie (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

AA + bB +. ... ... ®. ... ...

• [A] a [B] b. ... ...

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácie reaktantov.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.
Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá do vyjadrenia rýchlosti reakcie.

3. Teplota. So zvýšením teploty o každých 10 ° C sa rýchlosť reakcie zvyšuje 2-4 krát (Van't Hoffovo pravidlo). So zvýšením teploty z t 1 na t 2 možno zmenu rýchlosti reakcie vypočítať podľa vzorca:

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

(kde Vt2 a Vt1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t2, resp. ti; g je teplotný koeficient tejto reakcie).
Van't Hoffovo pravidlo platí len v úzkom teplotnom rozsahu. Presnejšia je Arrheniova rovnica:

• e -Ea / RT

kde
A - konštantná, v závislosti od povahy reagujúcich látok;
R je univerzálna plynová konštanta;

Ea je aktivačná energia, t.j. energiu, ktorú musia mať zrážané molekuly, aby zrážka viedla k chemickej premene.
Energetický diagram chemickej reakcie.

Exotermická reakcia	Endotermická reakcia

A - činidlá, B - aktivovaný komplex (prechodný stav), C - produkty.
Čím vyššia je aktivačná energia Ea, tým viac sa zvyšuje rýchlosť reakcie so zvyšujúcou sa teplotou.

4. Kontaktná plocha reaktantov. V prípade heterogénnych systémov (keď sú látky v rôznych stavoch agregácie) platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich drvením, v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalýza. Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcie a zvyšujú jej rýchlosť, pričom do konca reakcie zostávajú nezmenené, sa nazývajú katalyzátory. Mechanizmus účinku katalyzátorov je spojený s poklesom aktivačnej energie reakcie v dôsledku tvorby medziproduktov. o homogénna katalýzačinidlá a katalyzátor tvoria jednu fázu (sú v rovnakom stave agregácie), keď heterogénna katalýza- rôzne fázy (sú v rôznych stavoch agregácie). V niektorých prípadoch je možné drasticky spomaliť priebeh nežiaducich chemických procesov pridaním inhibítorov do reakčného média (fenomén „ negatívna katalýza").

Rýchlosť chemickej reakcie

Téma „Rýchlosť chemickej reakcie“ je snáď najťažšia a najkontroverznejšia v školských osnovách. Je to spôsobené zložitosťou samotnej chemickej kinetiky, jedného z odvetví fyzikálnej chémie. Samotná definícia pojmu „rýchlosť chemickej reakcie“ je nejednoznačná (pozri napr. článok L.S. Guzeiho v novinách „Chemistry“, 2001, č. 28,
S 12). Viac viac problémov vzniká pri pokuse aplikovať zákon hromadnej akcie pre rýchlosť reakcie na ľubovoľný chemické systémy, pretože rozsah objektov, v rámci ktorých je možný kvantitatívny popis kinetických procesov školské osnovy je veľmi úzky. Osobitne by som chcel upozorniť na nesprávnosť použitia zákona o pôsobení hmoty na rýchlosť chemickej reakcie v chemickej rovnováhe.
Zároveň by bolo nesprávne úplne odmietnuť zaoberať sa touto témou v škole. Myšlienka rýchlosti chemickej reakcie je veľmi dôležitá pri štúdiu mnohých prírodných a technologických procesov, bez nich nemožno hovoriť o katalýze a katalyzátoroch vrátane enzýmov. Aj keď sa pri diskusiách o premenách látok používajú najmä kvalitatívne predstavy o rýchlosti chemickej reakcie, zavedenie najjednoduchších kvantitatívnych pomerov je stále žiaduce, najmä pre elementárne reakcie.
Publikovaný článok dostatočne podrobne rozoberá problematiku chemickej kinetiky, o ktorej možno diskutovať na školské hodiny chémia. Vylúčenie kontroverzných a kontroverzných aspektov tejto témy z kurzu školskej chémie je dôležité najmä pre tých študentov, ktorí sa chystajú pokračovať v chemickom vzdelávaní na vysokej škole. Vedomosti získané v škole sú totiž často v rozpore s vedeckou realitou.

Chemické reakcie sa môžu výrazne líšiť v ich trvaní. Zmes vodíka a kyslíka pri izbovej teplote môže na dlhú dobu zostávajú prakticky nezmenené, avšak pri náraze alebo zapálení požiaru dôjde k výbuchu. Železná platňa pomaly hrdzavie a kúsok bieleho fosforu sa na vzduchu samovoľne vznieti. Je dôležité vedieť, ako rýchlo tá či oná reakcia prebieha, aby sme mohli kontrolovať jej priebeh.

Základné pojmy

Kvantitatívna charakteristika toho, ako rýchlo daná reakcia prebieha, je rýchlosť chemickej reakcie, t. j. rýchlosť, akou sa reagencie spotrebúvajú, alebo rýchlosť, akou sa objavujú produkty. V tomto prípade nezáleží na tom, o ktorej z látok zúčastňujúcich sa reakcie hovoríme, pretože všetky sú navzájom prepojené rovnicou reakcie. Zmenou množstva jednej z látok možno posúdiť zodpovedajúce zmeny v množstvách všetkých ostatných.

Rýchlosť chemickej reakcie () sa nazýva zmena množstva reagujúcej látky alebo produktu () za jednotku času () na jednotku objemu (V):

= /(V ).

Rýchlosť reakcie v v tomto prípade zvyčajne vyjadrené v mol / (l s).

Vyššie uvedený výraz sa vzťahuje na homogénne chemické reakcie prebiehajúce v homogénnom prostredí, napríklad medzi plynmi alebo v roztoku:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl.

Na kontaktných plochách tuhej látky a plynu, tuhej látky a kvapaliny atď. prebiehajú heterogénne chemické reakcie. Medzi heterogénne reakcie patria napríklad reakcie kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

V tomto prípade reakčná rýchlosť je zmena množstva reagujúcej látky alebo produktu () za jednotku času() na jednotku povrchu (S):

= /(S ).

Rýchlosť heterogénnej reakcie je vyjadrená v mol / (m 2 s).

Na kontrolu chemických reakcií je dôležité nielen vedieť určiť ich rýchlosť, ale aj zistiť, aké podmienky ich ovplyvňujú. Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií a vplyv na ne rôznych faktorov sa volá chemická kinetika.

Frekvencia dopadu reagujúcich častíc

Najdôležitejší faktor určenie rýchlosti chemickej reakcie, - koncentrácie.

So zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa reakčná rýchlosť spravidla zvyšuje. Aby mohli reagovať, musia sa dve chemické častice priblížiť k sebe, takže rýchlosť reakcie závisí od počtu zrážok medzi nimi. Zvýšenie počtu častíc v danom objeme vedie k častejším zrážkam a k zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Pre homogénne reakcie zvýšenie koncentrácie jedného alebo viacerých reaktantov zvýši reakčnú rýchlosť. S poklesom koncentrácie sa pozoruje opačný účinok. Koncentrácia látok v roztoku sa môže meniť pridaním alebo odstránením reaktantov alebo rozpúšťadla z reakčnej gule. V plynoch je možné zvýšiť koncentráciu jednej z látok zavedením dodatočného množstva tejto látky do reakčnej zmesi. Koncentrácia všetkých plynné látky sa môže súčasne zvýšiť, čím sa zníži objem, ktorý zmes zaberá. V tomto prípade sa rýchlosť reakcie zvýši. Zvýšenie objemu vedie k opačnému výsledku.

Rýchlosť heterogénnych reakcií závisí od kontaktná plocha, t.j. o stupni mletia látok, úplnosti premiešania činidiel, ako aj o stave kryštálových štruktúr pevné látky... Akékoľvek poruchy v kryštálovej štruktúre spôsobujú zvýšenie reaktivity pevných látok, pretože na rozbitie pevnej kryštálovej štruktúry je potrebná dodatočná energia.

Zvážte spaľovanie dreva. Celé poleno horí na vzduchu pomerne pomaly. Ak zväčšíte povrch kontaktu dreva so vzduchom, rozdelíte poleno na triesky, rýchlosť horenia sa zvýši. Drevo zároveň horí v čistom kyslíku oveľa rýchlejšie ako vo vzduchu, ktorý obsahuje len asi 20 % kyslíka.

Aby došlo k chemickej reakcii, musí nastať zrážka častíc – atómov, molekúl alebo iónov. V dôsledku zrážok dochádza k preskupovaniu atómov a vzniku nových chemických väzieb, čo vedie k vzniku nových látok. Pravdepodobnosť zrážky dvoch častíc je pomerne vysoká, pravdepodobnosť súčasnej zrážky troch častíc je oveľa menšia. Súčasná zrážka štyroch častíc je extrémne nepravdepodobná. Preto väčšina reakcií prebieha v niekoľkých stupňoch, v každom z nich neinteragujú viac ako tri častice.

Oxidačná reakcia bromovodíka prebieha značnou rýchlosťou pri 400–600 ° С:

4HBr + 02 = 2H20 + 2Br2.

Podľa reakčnej rovnice sa musí naraz zraziť päť molekúl súčasne. Pravdepodobnosť takejto udalosti je však prakticky nulová. Okrem toho experimentálne štúdie ukázali, že zvýšenie koncentrácie - buď kyslíka alebo bromovodíka - zvyšuje rýchlosť reakcie rovnakým počtom krát. A to aj napriek tomu, že na každú molekulu kyslíka sa spotrebujú štyri molekuly bromovodíka.

Podrobné preskúmanie tohto procesu ukazuje, že prebieha v niekoľkých fázach:

1) HBr + 02 = HOOBr (pomalá reakcia);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr (rýchla odozva);

3) HOBr + HBr = H20 + Br2 (rýchla odozva).

Dané reakcie, tzv elementárne reakcie odrážať reakčný mechanizmus oxidácia bromovodíka kyslíkom. Je dôležité poznamenať, že v každej medzireakcii sú zapojené iba dve molekuly. Pridaním prvých dvoch rovníc a zdvojnásobením tretej získame celkovú reakčnú rovnicu. Celková reakčná rýchlosť je určená najpomalšou medzireakciou, pri ktorej interaguje jedna molekula bromovodíka a jedna molekula kyslíka.

Rýchlosť elementárnych reakcií je priamo úmerná súčinu molárnych koncentrácií S (S Je množstvo látky na jednotku objemu, S = /V) činidiel odobratých v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom ( zákon masovej akcie pre rýchlosť chemickej reakcie). To platí len pre reakčné rovnice odrážajúce mechanizmy skutočných chemických procesov, keď stechiometrické koeficienty pred vzorcami činidla zodpovedajú počtu interagujúcich častíc.

Podľa počtu molekúl interagujúcich v reakcii sa rozlišujú monomolekulové, bimolekulárne a trimolekulové reakcie. Napríklad disociácia molekulárneho jódu na atómy: I 2 = 2I je monomolekulárna reakcia.

Interakcia jódu s vodíkom: I 2 + H 2 = 2HI - bimolekulárna reakcia. Zákon o pôsobení hmoty pre chemické reakcie s rôznou molekulovou hmotnosťou je napísaný rôznymi spôsobmi.

Monomolekulové reakcie:

A = B + C,

= kc A,

kde k Je rýchlosť reakcie konštantná.

Bimolekulárne reakcie:

= kc A c V.

Trimolekulárne reakcie:

= kc 2 A c V.

Aktivačná energia

Zrážka chemických častíc vedie k chemickej interakcii iba vtedy, ak majú zrážané častice energiu presahujúcu určitú hodnotu. Zvážte interakciu plynných látok pozostávajúcich z molekúl A2 a B2:

A2 + B2 = 2AB.

V priebehu chemickej reakcie dochádza k preskupeniu atómov, sprevádzanému rozpadom chemických väzieb vo východiskových materiáloch a tvorbou väzieb v produktoch reakcie. Pri kolízii reagujúcich molekúl, tzv aktivovaný komplex, pri ktorej dochádza k prerozdeleniu elektrónovej hustoty a až potom sa získa konečný produkt reakcie:

Energia potrebná na prechod látok do stavu aktivovaného komplexu je tzv aktivačnej energie.

Aktivita chemických látok sa prejavuje nízkou aktivačnou energiou reakcií s ich účasťou. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi malá, takže takéto reakcie prebiehajú takmer okamžite. Ak je aktivačná energia vysoká, potom veľmi malá časť zrážok vedie k tvorbe nových látok. Rýchlosť reakcie medzi vodíkom a kyslíkom pri teplote miestnosti je teda prakticky nulová.

Rýchlosť reakcie je teda ovplyvnená povaha reaktantov... Uvažujme napríklad o reakcii kovov s kyselinami. Ak ponoríme rovnaké kúsky medi, zinku, horčíka a železa do skúmaviek so zriedenou kyselinou sírovou, vidíme, že intenzita uvoľňovania bublín plynného vodíka, ktorá charakterizuje rýchlosť reakcie, sa pre tieto kovy výrazne líši. V skúmavke s horčíkom sa pozoruje prudký vývoj vodíka, v skúmavke so zinkom sa bublinky plynu uvoľňujú o niečo pokojnejšie. Reakcia v skúmavke so železom prebieha ešte pomalšie (obr.). Meď vôbec nereaguje so zriedenou kyselinou sírovou. Rýchlosť reakcie teda závisí od aktivity kovu.

Pri nahradení kyseliny sírovej (silná kyselina) octovou (slabá kyselina) sa rýchlosť reakcie vo všetkých prípadoch výrazne spomalí. Možno konštatovať, že povaha oboch činidiel, kovu aj kyseliny, ovplyvňuje rýchlosť reakcie kovu s kyselinou.

Vylepšenie teplota vedie k zvýšeniu kinetickej energie chemických častíc, t.j. zvyšuje počet častíc s energiou vyššou ako je aktivačná energia. So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje aj počet zrážok častíc, čo do určitej miery zvyšuje rýchlosť reakcie. Zvýšenie účinnosti zrážok zvýšením kinetickej energie má však väčší vplyv na rýchlosť reakcie ako zvýšenie počtu zrážok.

Keď teplota stúpne o desať stupňov, rýchlosť sa zvýši o faktor, ktorý sa rovná teplotnému koeficientu rýchlosti:

= T+10 /T .

Keď teplota stúpa z T predtým T"
pomer rýchlosti reakcie T"a T rovná sa
teplotný koeficient rýchlosti pri výkone ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Pre mnohé homogénne reakcie je teplotný koeficient rýchlosti 24 (van't Hoffovo pravidlo). Závislosť rýchlosti reakcie od teploty možno sledovať na príklade interakcie oxidu meďnatého so zriedenou kyselinou sírovou. Reakcia je pri teplote miestnosti veľmi pomalá. Po zahriatí sa reakčná zmes rýchlo zmení na modrú v dôsledku tvorby síranu meďnatého:

CuO + H2S04 = CuS04 + H20.

Katalyzátory a inhibítory

Mnohé reakcie je možné urýchliť alebo spomaliť zavedením určitých látok. Pridané látky sa nezúčastňujú reakcie a v jej priebehu sa nespotrebúvajú, ale majú významný vplyv na rýchlosť reakcie. Tieto látky menia reakčný mechanizmus (vrátane zloženia aktivovaného komplexu) a znižujú aktivačnú energiu, čo urýchľuje chemické reakcie. Látky – urýchľovače reakcie sú tzv katalyzátory, a samotný fenomén takéhoto zrýchlenia reakcie je katalýza.

Mnohé reakcie v neprítomnosti katalyzátorov prebiehajú veľmi pomaly alebo vôbec. Jednou z týchto reakcií je rozklad peroxidu vodíka:

2H202 = 2H20 + 02.

Ak vložíte kúsok tuhého oxidu manganičitého do nádoby s vodným roztokom peroxidu vodíka, začne prudký vývoj kyslíka. Po odstránení oxidu manganičitého sa reakcia prakticky zastaví. Vážením sa dá ľahko uistiť, že oxid manganičitý sa pri tomto procese nespotrebuje – len katalyzuje reakciu.

V závislosti od toho, či sú katalyzátor a reaktanty v rovnakom alebo rozdielnom stave agregácie, sa rozlišuje homogénna a heterogénna katalýza.

Pri homogénnej katalýze môže katalyzátor urýchliť reakciu tvorbou medziproduktov reakciou s jedným z východiskových činidiel. Napríklad:

Pri heterogénnej katalýze zvyčajne prebieha chemická reakcia na povrchu katalyzátora:

Katalyzátory sú v prírode rozšírené. Takmer všetky premeny látok v živých organizmoch prebiehajú za účasti organických katalyzátorov - enzýmov.

Katalyzátory sa používajú v chemickej výrobe na urýchlenie určitých procesov. Okrem nich sa používajú aj látky, ktoré spomaľujú chemické reakcie - inhibítory... Najmä pomocou inhibítorov chránia kovy pred koróziou.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Zvýšte rýchlosť	Znížte rýchlosť
Prítomnosť chemicky aktívnych činidiel	Prítomnosť chemicky neaktívnych činidiel
Zvýšenie koncentrácie činidiel	Zníženie koncentrácie činidiel
Zväčšenie povrchu pevných a kvapalných činidiel	Zníženie povrchu pevných a kvapalných činidiel
Zvýšenie teploty	Zníženie teploty
Prítomnosť katalyzátora	Prítomnosť inhibítora

ÚLOHY

1. Uveďte definíciu rýchlosti chemickej reakcie. Napíšte výraz pre kinetický zákon efektívnych hmotností pre nasledujúce reakcie:

a) 2C (tv.) + 02 (g) = 2CO (g);

b) 2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).

2. Čo určuje rýchlosť chemickej reakcie? Uveďte matematický výraz pre závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

3. Uveďte, ako to ovplyvňuje rýchlosť reakcie (pri konštantnom objeme):

a) zvýšenie koncentrácie činidiel;

b) mletie tuhého činidla;
c) zníženie teploty;
d) zavedenie katalyzátora;
e) zníženie koncentrácie činidiel;
f) zvýšenie teploty;
g) zavedenie inhibítora;
h) zníženie koncentrácie produktov.

4. Vypočítajte rýchlosť chemickej reakcie

CO (g) + H20 (g) = CO2 (g) + H2 (g)

v nádobe s objemom 1 liter, ak po 1 min 30 s po jej spustení bolo množstvo vodíkovej látky 0,32 mol a po 2 min 10 s bolo 0,44 mol. Ako ovplyvní zvýšenie koncentrácie CO rýchlosť reakcie?

5. V dôsledku jednej reakcie za určitý čas vzniklo 6,4 g jodovodíka a pri ďalšej reakcii za rovnakých podmienok 6,4 g oxidu siričitého. Porovnajte rýchlosti týchto reakcií. Ako sa bude rýchlosť týchto reakcií meniť so zvyšujúcou sa teplotou?

6. Určte rýchlosť reakcie

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

ak 20 s po začiatku reakcie počiatočné množstvo látky oxidu uhoľnatého (II) kleslo zo 6 mol 3-krát (objem reaktora je 100 l). Ako sa zmení rýchlosť reakcie, ak sa namiesto chlóru použije menej aktívneho brómu? Ako sa zmení rýchlosť reakcie pri podávaní
a) katalyzátor; b) inhibítor?

7. V takom prípade reakcia

CaO (tv.) + CO2 (g.) = CaC03 (tv.)

beží rýchlejšie: pri použití veľkých kusov alebo prášku oxidu vápenatého? Vypočítať:
a) množstvo látky; b) hmotnosť uhličitanu vápenatého vzniknutého za 10 s, ak je rýchlosť reakcie 0,1 mol / (l s), objem reaktora je 1 liter.

8. Interakcia vzorky horčíka s kyselinou chlorovodíkovou HCl umožňuje získať 0,02 mol chloridu horečnatého 30 s po začiatku reakcie. Určte, ako dlho trvá získanie 0,06 mol chloridu horečnatého.

E) od 70 do 40 °C sa rýchlosť reakcie znížila 8-krát;
g) od 60 do 40 °C sa rýchlosť reakcie znížila 6,25-krát;
h) od 40 do 10 °C sa reakčná rýchlosť znížila 27-krát.

11. Majiteľ auta ho nalakoval novým lakom a potom zistil, že podľa návodu má schnúť 3 hodiny pri 105°C. Ako dlho bude farba schnúť pri 25 °C, ak teplotný koeficient polymerizačnej reakcie, ktorá je základom tohto procesu, je: a) 2; b) 3; o 4?

ODPOVEDE NA OTÁZKY

1.a) = kc(02); b) = kc(HI) 2.

2. T+10 = T .

3. Rýchlosť reakcie sa zvyšuje v prípadoch a, b, d, f; klesá - c, d, g; nemení - h.

4. 0,003 mol / (l s). So zvyšujúcou sa koncentráciou CO sa rýchlosť reakcie zvyšuje.

5. Rýchlosť prvej reakcie je 2-krát nižšia.

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

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

9. Rýchlosť reakcií d, g, h sa zvýši 2-krát; 4 krát - a, b, f; 8 krát - v, g.

10. Teplotný koeficient:

2 pre reakcie b, f; = 2,5 palca, g; = 3 - d, h; = 3,5 - a, d.

a) 768 hodín (32 dní, t.j. viac ako 1 mesiac);
b) 19 683 hodín (820 dní, tj viac ako 2 roky);
c) 196 608 hodín (8192 dní, t. j. 22 rokov).

V živote sa stretávame s rôznymi chemickými reakciami. Niektoré z nich, ako napríklad hrdzavenie železa, môžu trvať niekoľko rokov. Iné, ako napríklad kvasenie cukru na alkohol, trvá niekoľko týždňov. Palivové drevo v sporáku vyhorí za pár hodín a benzín v motore za zlomok sekundy.

Aby sa znížili náklady na vybavenie, chemické závody zvyšujú rýchlosť reakcií. A niektoré procesy, napríklad kazenie potravín, koróziu kovov, treba spomaliť.

Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť ako zmena látkového množstva (n, modulo) za jednotku času (t) - porovnaj rýchlosť pohybujúceho sa telesa vo fyzike ako zmenu súradníc za jednotku času: υ = Δx / Δt. Aby rýchlosť nezávisela od objemu nádoby, v ktorej reakcia prebieha, vydelíme vyjadrenie objemom reagujúcich látok (v), čiže dostaneme zmena množstva látky za jednotku času v jednotke objemu, príp zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

n2 - n1An
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс / Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v

kde c = n / v je koncentrácia látky,

Δ (čítaj "delta") je všeobecne akceptované označenie pre zmenu hodnoty.

Ak majú látky v rovnici rôzne koeficienty, rýchlosť reakcie pre každú z nich vypočítaná pomocou tohto vzorca bude iná. Napríklad 2 móly oxidu siričitého úplne zreagovali s 1 mólom kyslíka za 10 sekúnd v 1 litri:

2S02 + 02 = 2S03

Množstvo kyslíka bude: υ = 1: (101) = 0,1 mol/l s

Rýchlosť sírového plynu: υ = 2: (101) = 0,2 mol/l · s- to sa nemusí učiť naspamäť a povedať na skúške, uvádza sa príklad, aby nedošlo k zmätku, ak sa vyskytne táto otázka.

Rýchlosť heterogénnych reakcií (zahŕňajúcich tuhé látky) sa často vyjadruje na jednotku plochy kontaktných povrchov:

Δn
υ = ––––––– (2)
Δt S

Reakcie sa nazývajú heterogénne, keď sú reagujúce látky v rôznych fázach:

• tuhá látka s inou pevnou látkou, kvapalinou alebo plynom,
• dve nemiešateľné kvapaliny,
• kvapalina s plynom.

Medzi látkami v jednej fáze dochádza k homogénnym reakciám:

• medzi dobre miešateľnými kvapalinami,
• plynov
• látky v roztokoch.

Podmienky ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1) Rýchlosť reakcie závisí od povaha reaktantov... Jednoducho povedané, rôzne látky reagujú s iná rýchlosť... Napríklad zinok prudko reaguje s kyselinou chlorovodíkovou a železo dosť pomaly.

2) Rýchlosť reakcie je tým väčšia, tým vyššia koncentrácie látok. S vysoko zriedenou kyselinou bude zinok reagovať oveľa dlhšie.

3) Rýchlosť reakcie sa so zvyšovaním výrazne zvyšuje teplota... Napríklad na spaľovanie paliva je potrebné ho zapáliť, to znamená zvýšiť teplotu. Pri mnohých reakciách je zvýšenie teploty o 10 °C sprevádzané zvýšením rýchlosti o faktor 2–4.

4) Rýchlosť heterogénne reakcie pribúdajú s pribúdajúcimi povrchy reaktantov... Pevné látky sa na to zvyčajne melú. Napríklad, aby prášky železa a síry pri zahrievaní reagovali, železo musí byť vo forme jemných pilín.

Upozorňujeme, že v tomto prípade je zahrnutý vzorec (1)! Vzorec (2) vyjadruje rýchlosť na jednotku plochy, preto nemôže závisieť od plochy.

5) Rýchlosť reakcie závisí od prítomnosti katalyzátorov alebo inhibítorov.

Katalyzátory- látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale samy sa nespotrebúvajú. Príkladom je prudký rozklad peroxidu vodíka s prídavkom katalyzátora - oxidu mangánu (IV):

2H202 = 2H20 + 02

Oxid mangánu (IV) zostáva na dne a možno ho znovu použiť.

Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú reakciu. Napríklad do teplovodného vykurovacieho systému sa pridávajú inhibítory korózie, aby sa predĺžila životnosť potrubí a radiátorov. V autách sa inhibítory korózie pridávajú do brzdy, chladiacej kvapaliny.

Ešte pár príkladov.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Niektoré z nich sú úplne hotové v malých zlomkoch sekundy, iné za minúty, hodiny, dni; sú známe reakcie, ktoré si na svoj priebeh vyžadujú niekoľko rokov. Okrem toho môže rovnaká reakcia za rovnakých podmienok, napríklad, keď zvýšené teploty, prúdi rýchlo, zatiaľ čo v iných, napríklad pri chladení, je pomalý; rozdiel v rýchlosti jednej a tej istej reakcie môže byť veľmi veľký.

Pri zvažovaní otázky rýchlosti chemickej reakcie je potrebné rozlišovať reakcie prebiehajúce v homogénnom systéme (homogénne reakcie) a reakcie prebiehajúce v heterogénnom systéme (heterogénne reakcie).

DEFINÍCIA

systém v chémii je zvykom nazývať príslušnú látku alebo súbor látok. V tomto prípade je systém opačný vonkajšie prostredie- látky obklopujúce systém.

Rozlišujte medzi homogénnymi a heterogénnymi systémami. Homogénne sa nazýva systém pozostávajúci z jednej fázy, heterogénne- systém pozostávajúci z niekoľkých fáz. Fáza sa nazýva časť systému, oddelená od ostatných častí styčnou plochou, pri prechode ktorou sa prudko menia vlastnosti.

Akákoľvek zmes plynov môže slúžiť ako príklad homogénneho systému. vysoké tlaky sa v sebe neobmedzene rozpúšťajú) alebo roztok viacerých látok v jednom rozpúšťadle.

Ako príklady heterogénnych systémov možno uviesť nasledujúce systémy: voda s ľadom, nasýtený roztok so sedimentom, uhlie a síra vo vzduchu.

Ak reakcia prebieha v homogénnom systéme, tak prebieha v celom objeme tohto systému. Ak reakcia prebieha medzi látkami, ktoré tvoria heterogénny systém, potom môže prebiehať len na rozhraní medzi fázami tvoriacimi systém. V tomto ohľade sa rýchlosť homogénnej reakcie a rýchlosť heterogénnej reakcie určujú odlišne.

DEFINÍCIA

Homogénna reakčná rýchlosť je množstvo látky vstupujúcej do reakcie alebo vytvorenej počas reakcie za jednotku času na jednotku objemu systému.

Rýchlosť heterogénnej reakcie je množstvo látky, ktoré vstúpi do reakcie alebo sa vytvorí počas reakcie, za jednotku času na jednotku plochy povrchu fázy.

Obe tieto definície môžu byť zapísané matematická forma... Zaveďme označenie: υ homogénna - rýchlosť reakcie v homogénnom systéme; υ heterogén je rýchlosť reakcie v heterogénnom systéme, n je počet mólov ktorejkoľvek z látok získaných počas reakcie; V je objem systému; t-čas; S je plocha povrchu fázy, na ktorej prebieha reakcia; Δ je znamienko prírastku (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 - t 1). Potom

υ homogénny = An / (V x AT);

υ heterogén = Δn / (S × Δt).

Prvú z týchto rovníc možno zjednodušiť. Pomer látkového množstva (n) k objemu (V) sústavy je molárna koncentrácia (c) látky: c = n / V, odkiaľ Δc = Δn / V a nakoniec:

υ homogénny = Δc / Δt.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Vytvorte vzorce dvoch oxidov železa, ak hmotnostné frakcie železa v nich sú 77,8% a 70,0%.
Riešenie	Nájdite hmotnostný zlomok v každom z oxidov medi: coi (0) = 100 % - coi (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; co2 (0) = 100 % - co2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Označme počet mólov prvkov, ktoré tvoria zlúčeninu, pomocou „x“ (železo) a „y“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzatých z Periodická tabuľka DI. Mendelejev zaokrúhli na celé čísla): x: y = coi (Fe) / Ar (Fe): coi (0) / Ar (0); x: y = 77,8/56: 22,2/16; x : y = 1,39 : 1,39 = 1 : 1. To znamená, že vzorec prvého oxidu železa bude mať formu FeO. x: y = co2 (Fe) / Ar (Fe): co2 (0) / Ar (0); x: y = 70/56: 30/16; x: y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2:3. Takže vzorec druhého oxidu železa bude Fe203.
Odpoveď	FeO, Fe203

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Vytvorte vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka, ak sú hmotnostné zlomky prvkov v nej: ω (H) = 2,2 %, ω (I) = 55,7 %, ω (O) = 42,1 %.
Riešenie	Hmotnostný podiel prvku X v molekule zloženia HX sa vypočíta podľa tohto vzorca: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet mólov prvkov, ktoré tvoria zlúčeninu, pomocou „x“ (vodík), „y“ (jód), „z“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností, prevzaté z periodickej tabuľky D.I.Mendeleeva, budú zaokrúhlené na celé čísla): x: y: z = co (H) / Ar (H): co (I) / Ar (I): co (0) / Ar (0); x: y: z = 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x : y : z = 2,2 : 0,44 : 2,63 = 5 : 1 : 6. To znamená, že vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka bude mať formu H5IO6.
Odpoveď	H 5 IO 6