Cinétique Chimique: Vitesse des Réactions
La cinétique chimique étudie la vitesse des réactions chimiques et les facteurs qui l'influencent.
1. Définition et Mesure de la Vitesse
La vitesse de réaction est la variation de concentration d'un réactif ou produit par unité de temps.
- Vitesse moyenne: v = Δ[C]/Δt
- Vitesse instantanée: pente de la tangente à la courbe [C]=f(t)
- Unités: mol·L⁻¹·s⁻¹
2. Facteurs Influençant la Vitesse
| Facteur | Effet | Explication |
|---|---|---|
| Température | ↑ température → ↑ vitesse | ↑ énergie cinétique, ↑ collisions efficaces |
| Concentration | ↑ concentration → ↑ vitesse | ↑ fréquence des collisions |
| Surface de contact | ↑ surface → ↑ vitesse | plus de sites réactionnels disponibles |
| Catalyseur | ↑ vitesse sans être consommé | abaisse l'énergie d'activation |
3. Loi de Vitesse et Ordre de Réaction
Pour une réaction aA + bB → produits: v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
- k: constante de vitesse (dépend de T)
- m, n: ordres partiels
- Ordre global: m + n
Exercice: Pour la réaction 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g), la vitesse de disparition de N₂O₅ est de 2,5×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹. Calculez la vitesse de formation de O₂.
v(N₂O₅)/2 = v(O₂)/1
v(O₂) = v(N₂O₅)/2 = (2,5×10⁻⁴)/2 = 1,25×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹
Exercice: Une réaction a une énergie d'activation de 75 kJ/mol. De combien de fois la vitesse augmente-t-elle si la température passe de 25°C à 35°C? (R=8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
ln(v₂/v₁) = (Ea/R)(1/T₁ - 1/T₂)
T₁ = 298 K, T₂ = 308 K
ln(v₂/v₁) = (75000/8,314)(1/298 - 1/308) ≈ 1,96
v₂/v₁ = e¹'⁹⁶ ≈ 7,1
La vitesse augmente d'environ 7 fois.
Chemical Kinetics: Reaction Rates
Chemical kinetics studies the speed of chemical reactions and the factors that influence it.
1. Definition and Measurement of Rate
The reaction rate is the change in concentration of a reactant or product per unit time.
- Average rate: v = Δ[C]/Δt
- Instantaneous rate: slope of tangent to [C]=f(t) curve
- Units: mol·L⁻¹·s⁻¹
2. Factors Influencing Rate
| Factor | Effect | Explanation |
|---|---|---|
| Temperature | ↑ temperature → ↑ rate | ↑ kinetic energy, ↑ effective collisions |
| Concentration | ↑ concentration → ↑ rate | ↑ collision frequency |
| Surface area | ↑ surface → ↑ rate | more reactive sites available |
| Catalyst | ↑ rate without being consumed | lowers activation energy |
3. Rate Law and Reaction Order
For reaction aA + bB → products: v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
- k: rate constant (depends on T)
- m, n: partial orders
- Overall order: m + n
Exercise: For the reaction 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g), the rate of disappearance of N₂O₅ is 2.5×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹. Calculate the rate of formation of O₂.
v(N₂O₅)/2 = v(O₂)/1
v(O₂) = v(N₂O₅)/2 = (2.5×10⁻⁴)/2 = 1.25×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹
Exercise: A reaction has an activation energy of 75 kJ/mol. How many times does the rate increase when temperature rises from 25°C to 35°C? (R=8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
ln(v₂/v₁) = (Ea/R)(1/T₁ - 1/T₂)
T₁ = 298 K, T₂ = 308 K
ln(v₂/v₁) = (75000/8.314)(1/298 - 1/308) ≈ 1.96
v₂/v₁ = e¹'⁹⁶ ≈ 7.1
The rate increases about 7 times.
化学动力学：反应速率
化学动力学研究化学反应的速度及其影响因素。
1. 速率的定义和测量
反应速率是单位时间内反应物或产物浓度的变化。
- 平均速率： v = Δ[C]/Δt
- 瞬时速率： [C]=f(t) 曲线切线的斜率
- 单位： mol·L⁻¹·s⁻¹
2. 影响反应速率的因素
| 因素 | 影响 | 解释 |
|---|---|---|
| 温度 | ↑温度 → ↑速率 | ↑动能，↑有效碰撞 |
| 浓度 | ↑浓度 → ↑速率 | ↑碰撞频率 |
| 接触面积 | ↑面积 → ↑速率 | 更多反应位点可用 |
| 催化剂 | ↑速率而不被消耗 | 降低活化能 |
3. 速率定律和反应级数
对于反应 aA + bB → 产物：v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
- k： 速率常数（与温度有关）
- m, n： 分级数
- 总级数： m + n
练习： 对于反应 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g)，N₂O₅的消失速率为2.5×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹。计算O₂的生成速率。
v(N₂O₅)/2 = v(O₂)/1
v(O₂) = v(N₂O₅)/2 = (2.5×10⁻⁴)/2 = 1.25×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹
练习： 一个反应的活化能为75 kJ/mol。当温度从25°C升至35°C时，速率增加多少倍？(R=8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
ln(v₂/v₁) = (Ea/R)(1/T₁ - 1/T₂)
T₁ = 298 K, T₂ = 308 K
ln(v₂/v₁) = (75000/8.314)(1/298 - 1/308) ≈ 1.96
v₂/v₁ = e¹'⁹⁶ ≈ 7.1
速率增加约7倍。
ស៊ីនេទិកគីមី៖ ល្បឿនប្រតិកម្ម
ស៊ីនេទិកគីមីសិក្សាអំពីល្បឿននៃប្រតិកម្មគីមី និងកត្តាដែលជះឥទ្ធិពលលើវា។
១. និយមន័យ និងការវាស់ល្បឿន
ល្បឿនប្រតិកម្មគឺការផ្លាស់ប្តូរកំហាប់នៃប្រតិករឬផលិតផលក្នុងមួយឯកតាពេលវេលា។
- ល្បឿនមធ្យម៖ v = Δ[C]/Δt
- ល្បឿនខណៈ៖ ជម្រាលនៃតង់សង់ទៅក្រាហ្វ [C]=f(t)
- ឯកតា៖ mol·L⁻¹·s⁻¹
២. កត្តាដែលជះឥទ្ធិពលលើល្បឿន
| កត្តា | ឥទ្ធិពល | ការពន្យល់ |
|---|---|---|
| សីតុណ្ហភាព | ↑ សីតុណ្ហភាព → ↑ ល្បឿន | ↑ ថាមពលស៊ីនេទិក, ↑ ការប៉ះទង្គិចដែលមានប្រសិទ្ធភាព |
| កំហាប់ | ↑ កំហាប់ → ↑ ល្បឿន | ↑ ប្រេកង់ប៉ះទង្គិច |
| ផ្ទៃទំនាក់ទំនង | ↑ ផ្ទៃ → ↑ ល្បឿន | មានតំបន់ប្រតិកម្មច្រើនជាង |
| ជាតិអំពូន | ↑ ល្បឿន ដោយមិនត្រូវបានប្រើប្រាស់ | បន្ថយថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម |
៣. ច្បាប់ល្បឿន និងលំដាប់ប្រតិកម្ម
សម្រាប់ប្រតិកម្ម aA + bB → ផលិតផល៖ v = k[A]ᵐ[B]ⁿ
- k៖ ថេរល្បឿន (អាស្រ័យលើ T)
- m, n៖ លំដាប់ដាច់ដោយឡែក
- លំដាប់សរុប៖ m + n
លំហាត់៖ សម្រាប់ប្រតិកម្ម 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g) ល្បឿនរលាយបាត់នៃ N₂O₅ គឺ 2,5×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹។ គណនាល្បឿនកំណើតនៃ O₂។
v(N₂O₅)/2 = v(O₂)/1
v(O₂) = v(N₂O₅)/2 = (2,5×10⁻⁴)/2 = 1,25×10⁻⁴ mol·L⁻¹·s⁻¹
លំហាត់៖ ប្រតិកម្មមួយមានថាមពលធ្វើឱ្យសកម្ម 75 kJ/mol។ ល្បឿនកើនឡើងប៉ុន្មានដង នៅពេលសីតុណ្ហភាពកើនពី 25°C ទៅ 35°C? (R=8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
ln(v₂/v₁) = (Ea/R)(1/T₁ - 1/T₂)
T₁ = 298 K, T₂ = 308 K
ln(v₂/v₁) = (75000/8,314)(1/298 - 1/308) ≈ 1,96
v₂/v₁ = e¹'⁹⁶ ≈ 7,1
ល្បឿនកើនឡើងប្រហែល ៧ ដង។