Реакциянын ылдамдыгы жана ылдамдык мыйзамдары: концентрация ылдамдыкты кантип башкарат

Реакция канчалык тез жүрөрүн өлчөө

Реакциянын ылдамдыгы — реагенттин же продуктунун концентрациясынын убакыт бирдигиндеги өзгөрүүсү, адатта mol L⁻¹ s⁻¹ менен. Реакция жүргөн сайын реагенттердин концентрациялары азаят, ошондуктан алардын өзгөрүүсү терс. Ар бир ылдамдык оң сан катары берилиши үчүн реагенттердин мүчөлөрүнүн алдына минус белгиси коюлат.

Орточо ылдамдык — убакыт аралыгындагы концентрациянын өзгөрүүсүнүн ошол аралыктын узундугуна катышы. Көз ирмемдик ылдамдык — бир учурдагы концентрация–убакыт ийри сызыгына жүргүзүлгөн жаныманын жантаюусу. Баштапкы ылдамдык — продуктулар топтолгонго чейинки, нөлүнчү убакыттагы көз ирмемдик ылдамдык. Реакциялардын көбүндө убакыт өткөн сайын ылдамдык азаят, анткени реагенттер сарпталып жатат.

Концентрация — ылдамдыкты аныктаган бир нече фактордун бири. Температура, катализаторлор, катуу реагенттин бетинин аянты жана реагенттердин химиялык табияты да маанилүү. Бул колдонмо температураны туруктуу кармап, концентрацияга көңүл бурат; температуранын таасири активдештирүү энергиясы боюнча колдонмонун темасы.

Бир реакция, бир ылдамдык: коэффициенттерге бөлүү

Бир эле реакциядагы ар кандай бөлүкчөлөр ар кандай ылдамдыкта, коэффициенттерине пропорциялуу өзгөрөт. Бүт реакция үчүн бир ылдамдык берүү үчүн ар бир бөлүкчөнүн өзгөрүү ылдамдыгын анын коэффициентине бөлүңүз. aA + bB → cC + dD үчүн реакциянын ылдамдыгы −(1/a)Δ[A]/Δt = −(1/b)Δ[B]/Δt = (1/c)Δ[C]/Δt = (1/d)Δ[D]/Δt.

Чыгарылган 1-мисал. 2 N₂O₅(g) → 4 NO₂(g) + O₂(g) ажыроосунда азот диоксиди белгилүү бир учурда 6.0 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹ ылдамдыкта пайда болуп жатат. Реакциянын ылдамдыгы (1/4)(6.0 × 10⁻⁵) = 1.5 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹. N₂O₅ реакциянын ылдамдыгынан эки эсе тез, 3.0 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹ ылдамдыкта сарпталат, ал эми O₂ реакциянын ылдамдыгында, 1.5 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹, пайда болот. Бул төрт билдирүүнүн баары бир эле окуяны сүрөттөйт.

Ушул эле эсеп орточо ылдамдыктар үчүн да иштейт. Мисал катары, [N₂O₅] алгачкы 300 s ичинде 0.0200 mol/L ден 0.0169 mol/L ге чейин азайды дейли. N₂O₅ тин орточо сарпталуу ылдамдыгы (0.0200 − 0.0169)/300 s = 1.0 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹. Кемитүү эки гана маанилүү цифраны калтырат, ошондуктан натыйжада экөө бар. Ошол эле аралыкта NO₂ тегеректелбеген орточо ылдамдыктан эки эсе тез пайда болот, 2 × 1.03 × 10⁻⁵ = 2.1 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹.

Ылдамдык мыйзамын жазуу: ылдамдык константасы жана реакциянын тартиби

Ылдамдык мыйзамы ылдамдыкты даражага көтөрүлгөн концентрациялардын көбөйтүндүсү катары туюндурат: ылдамдык = k[A]ᵐ[B]ⁿ. Ылдамдык константасы k бир температурадагы бир реакцияга мүнөздүү жана концентрациядан көз каранды эмес. m жана n даража көрсөткүчтөрү — A жана B боюнча реакциянын тартиптери, ал эми алардын суммасы — жалпы тартип. Тартиптер адатта 0, 1 же 2, бирок бөлчөк жана терс тартиптер да байкалат.

Ар бир тартип ылдамдык бир концентрациянын өзгөрүшүнө кантип жооп берерин айтат. Эгер реакция A боюнча нөлүнчү тартипте болсо, [A] ны өзгөртүү ылдамдыкка таасир этпейт. Эгер биринчи тартипте болсо, [A] ны эки эсе көбөйтүү ылдамдыкты эки эсе көбөйтөт. Эгер экинчи тартипте болсо, [A] ны эки эсе көбөйтүү ылдамдыкты 2² = 4 эсе көбөйтөт. Ылдамдык = k[A]²[B] үчүн [A] ны эки эсе көбөйтүп, [B] ны эки эсе азайтуу ылдамдыкты 2² × ½ = 2 эсе өзгөртөт.

Тартиптер өлчөнүшү керек. OpenStax 12.3-бөлүмү NO₂(g) + CO(g) → NO(g) + CO₂(g) реакциясын мисал катары келтирет: анын ылдамдык мыйзамы ылдамдык = k[NO₂]², ар бир реагенттин коэффициенти 1 болсо да, NO₂ боюнча экинчи тартипте жана CO боюнча нөлүнчү тартипте.

Баштапкы ылдамдыктар ыкмасы, кадам-кадам менен

Баштапкы ылдамдыктар ыкмасы бир эле реакцияны бир температурада бир нече жолу жүргүзөт, ар бир жолу бир гана баштапкы концентрацияны өзгөртүп, ар бир тажрыйбанын эң башындагы ылдамдыкты өлчөйт.

Чыгарылган 2-мисал. Бул жердеги маалыматтар иллюстрация үчүн, машыгуу үчүн түзүлгөн. A + 2 B → продуктулар үчүн үч тажрыйба төмөнкүлөрдү берет: 1-тажрыйба, [A] = 0.0100 mol/L жана [B] = 0.0100 mol/L, баштапкы ылдамдык 2.40 × 10⁻⁶ mol L⁻¹ s⁻¹; 2-тажрыйба, [A] = 0.0150 mol/L жана [B] = 0.0100 mol/L, ылдамдык 5.30 × 10⁻⁶ mol L⁻¹ s⁻¹; 3-тажрыйба, [A] = 0.0100 mol/L жана [B] = 0.0300 mol/L, ылдамдык 7.30 × 10⁻⁶ mol L⁻¹ s⁻¹.

1 жана 2-тажрыйбалардын ортосунда [A] гана 1.50 эсе өзгөрөт, ал эми ылдамдык 2.208 эсе өсөт. 2.208 = 1.50ᵐ ди логарифмдер менен чечиңиз: m = ln 2.208 / ln 1.50 = 1.95. Өлчөнгөн ылдамдыктардын эксперименталдык катасы бар, ошондуктан бүтүн санга ушунчалык жакын маани тегеректелет: m = 2. 1 жана 3-тажрыйбалардын ортосунда [B] гана 3.00 эсе өзгөрөт, ал эми ылдамдык 3.04 эсе өсөт, ошондуктан n = ln 3.04 / ln 3.00 = 1.01, бул 1ге чейин тегеректелет. Ылдамдык мыйзамы ылдамдык = k[A]²[B], жалпысынан үчүнчү тартипте. B нын теңдемедеги коэффициенти 2 болсо да, ал биринчи тартипте экенине көңүл буруңуз.

Эми k ны ар бир тажрыйбадан табыңыз: k = ылдамдык / ([A]²[B]). Үч маани 2.40, 2.36 жана 2.43 L² mol⁻² s⁻¹, орточосу 2.40, ошондуктан k = 2.4 L² mol⁻² s⁻¹ деп бериңиз. Аны [A] = 0.0200 mol/L жана [B] = 0.0250 mol/L болгондогу ылдамдыкты алдын ала айтуу үчүн колдонуңуз: ылдамдык = 2.4 × (0.0200)² × 0.0250 = 2.4 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ s⁻¹.

• Бир гана концентрация өзгөргөн эки тажрыйбаны тандаңыз.
• Чоңураак ылдамдыкты кичинесине бөлүңүз, ал эми тиешелүү концентрацияларды да ошол эле жол менен бөлүңүз. Андан кийин чечиңиз: ылдамдыктардын катышы = (концентрациялардын катышы) тартипке барабар даражада.
• Ар бир тартипти акылга сыярлык мааниге чейин тегеректеңиз (бүтүн санга же кээде ½ ге) жана башка реагенттер үчүн кайталаңыз.
• Бир тажрыйбага ишенгендин ордуна, k ны ар бир тажрыйбадан эсептеп, натыйжалардын орточосун алыңыз.

k нын бирдиктери жалпы тартипти көрсөтөт

Ылдамдыктын бирдиктери ар дайым убакытка бөлүнгөн концентрация, ошондуктан k нын бирдиктери ылдамдык мыйзамын теңдештириши керек. Концентрациялар mol/L менен жана убакыт секунда менен болгондо k нын бирдиктери (mol/L)¹⁻ⁿ s⁻¹, мында n — жалпы тартип. Берилген ылдамдык константасынын бирдиктерин окуу реакциянын жалпы тартибин тез аныктоонун жолу.

• Нөлүнчү тартип: mol L⁻¹ s⁻¹.
• Биринчи тартип: s⁻¹, концентрация бирдиги такыр жок.
• Экинчи тартип: L mol⁻¹ s⁻¹.
• Үчүнчү тартип: L² mol⁻² s⁻¹, чыгарылган 2-мисалдагыдай.

Эмне үчүн теңделген теңдеме тартиптерди бере албайт

Реакциялардын көбү элементардык баскычтар деп аталган жөнөкөйрөөк окуялардын удаалаштыгы аркылуу жүрөт, алар бирге механизмди түзөт. Бир элементардык баскыч үчүн, жана бир гана ал үчүн, ылдамдык мыйзамын баскычтын коэффициенттеринен жазууга болот: эки NO₂ молекуласы кагылышкан баскыч NO₂ боюнча экинчи тартипте. Баскычта кагылышкан бөлүкчөлөрдүн саны — анын молекулярдуулугу.

Механизмдеги эң жай баскыч жалпы ылдамдыкты чектейт жана ылдамдыкты аныктоочу баскыч деп аталат. OpenStax 12.6-бөлүмү NO₂ + CO ылдамдык мыйзамын ушундайча түшүндүрөт. Жай биринчи баскыч, NO₂ + NO₂ → NO₃ + NO, андан кийин тез баскыч, NO₃ + CO → NO₂ + CO₂, келет. Эки баскыч кошулуп жалпы теңдемени берет. CO жай баскычтан кийин гана катышат, ошондуктан анын концентрациясы ылдамдык мыйзамында көрүнбөйт. Теңделген жалпы теңдеме реакция кантип жүрөрүн эмес, эмне сарпталып, эмне пайда болорун сүрөттөйт, ошондуктан тартиптер өлчөнүшү керек.

Ылдамдык мыйзамындагы жаңылыштыктар жана аларды кантип байкоо керек

Кинетика маселелериндеги каталардын көбү теңделген теңдемени ылдамдык мыйзамы сыяктуу окуудан же ар бир бөлүкчөнүн ылдамдыгын бир эле сан катары кароодон келип чыгат.

• Реакциянын тартиптерин жалпы теңдеменин коэффициенттеринен алуу. Тартиптер маалыматтардан же белгилүү механизмден келип чыгат.
• Бир бөлүкчөнүн ылдамдыгын башкасыныкына айландырууда коэффициенттерге бөлүүнү унутуу.
• Реагенттин ылдамдыгынан минус белгисин түшүрүп калтырып, терс реакция ылдамдыгын берүү.
• Бирден көп концентрация бир убакта өзгөргөн эки тажрыйбаны салыштыруу.
• k ны бирдиксиз эсептөө. Анын бирдиктери жалпы тартип туура экенин ырастайт.
• Өлчөнгөн 1.95 тартибин 2ге эмес, 1.9 га тегеректөө. Эксперименттердин маалыматтары сейрек так бүтүн сандарды берет.