Влияние концентрации ионов на скорость реакции

Влияние концентрации на скорость реакций. Для осуществления химического взаимодействия веществ А и В их молекулы, атомы или ионы должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее будет протекать реакция. А число столкновений тем чаще, чем больше концентрация реагирующих веществ. [c.20]

Исследовалось влияние галогенидов (0,01 и 0,1н. КС1 и КВг) на скорость гидрирования окиси мезитила в присутствии NiR [118]. В изученном интервале концентраций солей скорость реакции несколько растет, но при дальнейшем увеличении концентрации ионов хлора и брома уменьшается в присутствии 0,01н. KJ реакция полностью подавляется. [c.325]

Все результаты, полученные при исследовании влияния концентрации ионов водорода и хлора на скорость реакции, могут быть представлены уравнением прямой в координатах [С1 ] [НзО+]/й"г — — [С1 ] [НзО+] (рис. 2). Таким образом, скорость реакции окисления л-аллилпалладийхлорида г-бензохиноном описывается уравнением [c.443]

Увеличение концентрации реагирующих веществ приводит к возрастанию числа столкновений между частицами (атомами, молекулами, ионами), в результате чего скорость реакции возрастает. Влияние концентраций на скорость химической реакции отражает закон действия масс [c.29]

Влияние концентрации ионов на скорость реакции [c.171]

Для повышения скорости реакции при термометрическом методе анализа применяют сравнительно высокие концентрации реагентов, при этом уменьшается влияние посторонних ионов, ингибирующих реакцию, т. е. повышается избирательность определения. [c.68]

Влияние концентрации ионов кобальта на скорость реакции окисления было продемонстрировано в,модельных опытах ва толуоле й73]. В диапазоне концентраций ацетата кобальта от 5 10 5 до моль/л скорость окисления соответствовала реакции второго порядка (рис. 2). При больших концентрациях соли кобальта наблюдалось [c.36]

При изучении химических реакций в растворах, в которых реагирующие частицы и растворитель могут образовывать между собой водородные связи, выяснено, что иногда наблюдается существенное изменение кинетики процесса [85—87]. Для строгого учета влияния среды на скорость реакции следует в каждом конкретном случае прибегать к разнообразным методам расчета или измерения концентраций свободной и ассоциированной форм реагента, реакционная способность которых может оказаться различной. Вопрос о водородной связи будет еще рассмотрен в различных аспектах при обсуждении проблемы сольватации молекул и ионов в растворе (см. гл. III) и методов количественного учета влияния среды на кинетику реакций (см. гл. VI—VII). [c.80]

Зависимость констант ]Михаэлиса кз и Км от pH может быть весьма сложной. Поэтому для исследования зависимости от pH среды требуется использование буферных растворов. При этом нередко оказывается, что между компонентами буферного раствора (особенно НРО ) и ферментом имеется определенное взаимодействие. Кроме того, влияние на активность белка и активность субстрата также оказывает ионная сила раствора, что еще в большей степени усложняет интерпретацию процесса в буферном растворе. Этот факт не всегда принимался во внимание. Во всех уравнениях, применявшихся в этом разделе, концентрации должны быть заменены на активности. Когда концентрация субстрата меняется в широком диапазоне, то поправка на активность может быть весьма существенной. Например, изучение скорости реакции уреаза — мочевина в диапазоне концентрации мочевины от 0,0003 до 2,0 М показало, что при высоких концентрациях мочевины скорость реакции падает [112]. Это может быть связано с изменением активности, а не механизма реакции. [c.564]

Перемешивание проводили как в сосуде без отражательных, так и с четырьмя отражательными перегородками шириной 0.1 диаметра сосуда, установленными вертикально у стенки в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Исследовали влияние перемешивания на скорость реакции ионного обмена между водным раствором едкого натра постоянной концентрации (0.005 и.) и катионитом марки КУ-2 в Н-форме со следующими основными характеристиками [c.152]

В соответствии с этим уравнением увеличение концентрации водородных ионов сдвигает равновесие вправо (т. е. в конечном счете, увеличивает процентное содержание окисленного железа). Однако влияние pH на скорость реакции имеет совершенно противоположный характер в сильно подкисленных растворах окисление железа идет чрезвычайно медленно. Таким образом, влияние различных катализаторов (в том числе и ионов Н+) на скорость реакции своеобразно и обычно не связано непосредственно с величиной окислительного потенциала. [c.349]

Влияние солей на скорости реакций между заряженными реагентами при низких концентрациях солей обычно можно адекватно описать на основании теории Дебая — Хюккеля. Однако при больших концентрациях солей вызываемые солью эффекты часто в большей степени зависят от природы используемой соли, чем от ионной силы раствора. Эти специфические солевые эффекты, по-видимому, являются результатом прямого взаимодействия противоионов с заряженными реагентами, переходными состояниями или и тем и другим и могут быть описаны таким же образом, как и другие прямые ионные взаимодействия [15]. [c.278]

В случае если увеличение скорости реакции нельзя объяснить ионизацией одного из реагирующих веществ, влияние концентрации ионов водорода или гидроксила на скорость реакции необходимо интерпретировать так же, как и для других реагентов, т. е. считать, что увеличение скорости реакции описывается дополнительным членом в уравнении скорости, содержащим концентрацию ионов водорода или гидроксила. Уменьшение скорости реакции, которое не может быть объяснено ионизацией реагентов, означает, что происходит изменение скорость определяющей стадии реакции, как это описано для некоторых реакций в гл. 10. [c.434]

Влияние pH среды. Скорость реакции в большинстве случаев является функцией величины концентрации ионов водорода, поэтому реакции проводят обычно при определенных значениях pH среды. Кроме того, посредством увеличения концентрации кислот удается повысить окислительновосстановительные потенциалы некоторых систем. Например, путем добавления очень концентрированной НаЗО можно повысить нормальные потенциалы системы МпО -/Мп+от +1,52 до +1,9 ей системы Ю /Юз от +1,50 до +2,0 в. [c.225]

Приведенные формулы и расчеты с достаточной очевидностью свидетельствуют о неприменимости к ионным реакциям расчетов как по простой теории столкновений, так и по теории столкновений с учетом клеточного эффекта. Особенности ионных реакций стали очевидны уже давно, и соответственно были теоретически проработаны некоторые аспекты этой проблемы. Важнейшими из них являются влияние растворителей на скорость ионных реакций, а также влияние обш,ей концентрации ионов в растворе (ионной силы). Рассмотрим сначала первую задачу, следуя Скэтчарду [141. [c.35]

Все вещества построены из молекул, поэтому естественно предположить, что для того чтобы вступить в реакцию, две молекулы должны достаточно сблизиться. Поэтому мы постулируем, что химические реакции зависят от столкновений между реагирующими частицами — атомами, молекулами или ионами. Модель, объясняющая изменение скоростей реакций, называется теорией столкновений. Эта теория позволяет понять влияние концентрации на скорость реакции. Подобно тому как с усилением интенсивности движения на шоссе увеличивается число столкновений автомобилей, увеличение числа частиц в данном объеме приводит к более частым столкнове- [c.187]

Растворитель может оказывать очень сильное влияние на константы скорости реакций между ионами и органическими молекулами, будь то нуклеофилы или основания. Например,, при переходе от воды к ацетону константа скорости второго порядка реакции между хлорид-ионом и метилиодидом возрастает приблизительно в 10 раз. Другой пример — рацемизация оптически активного 2-метил-З-фенилпропионитрила под действием метоксид-иона. Скорость этой реакции в диметилсульфоксиде в 10 раз больше, чем в метаноле [8]. Эти эффекты ускорения могут быть отчасти обусловлены влиянием диэлектрической проницаемости среды, однако в основном они определяются специфическим действием растворителя. Как указывалось выше, наибольшие различия замечены между протонными и апротонными растворителями. Переход от протонного растворителя к апротонному может приводить к последствиям двоякого рода с одной стороны, к смещению равновесия между ионными парами и свободными ионами, а с другой — к изменению специфической сольватации ионов, которая обычно является более сильной в среде протонного растворителя. Важнуку роль процесса ассоциации ионов в определении кажущейся нуклеофильности можно проиллюстрировать на примере галогенидов лития и тетра- -бутиламмония. В реакции с -бутил-п-бромбензолсульфонатом в ацетоновом растворе эти соли соотносятся по реакционной способности следующим образом (все соли берутся в концентрации 0,04 моль/л) [c.49]

Далее по экспериментальным значениям Дт рассчитываем скорость реакции. Опыт по изучению влияния концентрации ионов 520а на скорость реакции (2) проводят следующим образом. Готовят реакционные смеси так же, как в опыте Г, но при этом оставляют постоянным объем раствора К1 (25 мл), а изменяют объем раствора (NN4)2520 и добавляют такой объем раствора (N114)2504, чтобы сумма объемов обоих этих растворов составляла 25 мл. [c.281]

Показано, что влияние температуры на скорость реакции проявляется в пр(Н ую очере.дь на концентрации частиц, дающих в зоне реакции активные ас-социаты с реагентами, и во вторую очередь на ускорении распада ассоциата. Катализатор — это вещество, которое при внесении в систему за счет свои.х химичсски.х свойств — более легкой диссоциации (дающей ионы, радикалы) или более эффективной ассоциации — дает с веитествами ассоциаты, в которых разрываемые в ходе реакции связи более ос чаблены. [c.152]

Рассматривая влияние разбавления на скорость реакций гидролиза, катализируемых слабыми электролитами (органическими кислотами), нельзя не заметить сильного действия, оказываемого на скорости этих реакций введением солей кислот — катализаторов. Изучение природы такого влияния стало объектом ряда работ химиков в конце XIX в. Как показал в 1888 г. Шпор [189], в присутствии солей сильных кислот катализирую щая способность этих кислот увеличивается, а при введении солей слабых кислот — падает. Через два года Аррениус выяснил, что сила слабой кислоты в присутствии (ее.— В. К.) солей... приблизительно обратно пропорциональна количеспву соли [.90, стр. 7], поскольку добавление к раствору анионов кислотного остатка резко уменьшает степень диссоциации слабой кислоты. Вызванное этим уменьшение концентрации ионов водорода сильно замедляет реакцию. Поэтому малые количества нейтральных солей действуют намного сильнее при большом разбавлении кислоты, чем при малом [122, стр. 239]. [c.49]

На воспроизводимость определения примесей кинетическим методом влияют температура и ионный состав раствора. Если энергия активации каталитической реакции равна 10 ккал/моль, то изменение температуры растворов на 1 °С приводит к изменению скорости реакции на 7%. Для устранения влияния температуры на ошибку определенне следует проводить методом фиксированного времени одновременно с построением шкалы стандартов. Тогда колебания температуры во всех растворах можно считать одинаковыми и термостатирование не потребуется. Построение калибровочного графика удобно еще и потому, что отпадает необходимость точно устанавливать концентрации реактивов, в том числе нестойких (Н2О2, КзЗгОд). Если энергия активации индикаторной реакции составляет 3—5 ккал/моль, то влияние температуры на скорость реакции незначительно и можно пользоваться [c.172]

О влиянии концентрации водородных ионов можно легко судить, поскольку величина га=2. При температуре 25° С и ионной силе, равной 2, А =2,69 моль/л-мин. На основании влияния температуры на скорость реакции была вычислена энергия активации, по Аррениусу, которая оказалась равной 25,2 1,6 ккал/моль. Теплота и энтропия активации, вычисленная по теории переходного состояния, были найдены равными АН = = 24,6 1,6 ккал/моль, Д5 =17,8 2,7 кал/моль-град и, следовательно, Д = 19,3 1,6 ккал/моль. Хайндмен, Салливен и Коен [45] предположили два возможных механизма, которые определяют наблюдаемую зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода. Первый механизм включает перенос кислорода, второй—водорода. Предположение о непосредственном переносе электронов не согласуется с наблюдениями, [c.260]

Проведение реакции в среде уксусной кислоты 1 100 уменьшает влияние солевой концентрации на скорость реакции. При соотношении посторонний ион железо=1 1 определению мешают только сурьма (V) и ванадий (V). Соли церия при концентрации >0,01 г[мл замедляют реакцию, однако определение можно проводить методом добавок. При такой же концентрации солей церия определение железа с помощью стильбексона и кислотного хром темно-синего (см. стр. 88,91) невозможно из-за сильного торможения реакций. Чувствительность определения железа с помощью аш-кислоты 0,005 мкг в 5 мл раствюра. Ошибка определения 0,01—0,5 мкг железа, что составляет 15—207о- [c.85]

Влияние добавок хлористого калия па скорость протодемеркурирования диферроценилртути хлорной и соляной кислотами. В предыдущем разделе мы показали, что протолиз диферроценилртути хлорной кислотой происходит в 2 раза медленнее, чем расщепление соляной кислотой той же концентрации. Основное влияние на увеличение скорости реакции при переходе от хлорной к соляной кислоте оказывает нуклеофильное содействие хлор-иона. Этот эффект наиболее наглядно проявился при изучении влияния добавок КС1 на скорость протодемеркурирования диферроценилртути соляной и хлорной кислотами. [c.443]

Скорость реакции конденсации фе И)ла с формальдегидом сильно зависит от pH среды. Де Жонг и Де Жонж [2] кинетически тщательно исследовали влияние pH на скорость реакции гидроксиметилирования фенола при 90° С. В пределах pH от 4 до 5 влияние это минимально, в то время как при других значениях pH скорость пропорциональна концентрации водородных или, соответственно, гидроксильных ионов. В общем реакция бимолекулярна и экзотермнчиа. [c.13]

На основании общности кинетических закономерностей реакций нуклеофильного замещения нитросоединений и других ароматических соединений мояно предполагать, что ион-радикальный механизм может реализоватгся при реакциях различных ароматических соединений. Однако в этих реакциях не удается обнаружить устойчивые анион-радикалы аналогично тому, как не удается получить устойчивые С -комплексы соединений, ве содержащих нитрогрупп. В условиях, при которых наблюдаются анион-радикалы нитросоединений (рис. I и 2), замещенные хлорбензолы и анизолы, содержащие S02(A и S02№ группы, не образуют анион-радикалы, в концентрации достаточной для их регистрации . Однако, и в этих случаях наблюдается влияние кислорода на скорости реакций. [c.1097]

При исследовании влияния концентрации ионов водорода на скорость реакции можно использовать растворы кислот НС1 или H2SO4 с концентрациями 0,001—0,005 моль-экв/л. [c.201]

Влияние электролитов на скорость реакций в растворах проя ляется в так называемых первичном и вторичном солевых эффектах. Пер зичный солевой эффект сводится к изменению коэффициентов активности рующих частиц, в то время как вторичный эффект обусловлен факти изменением концентрации ионов реагентов в результате добавление твор электролита. [c.339]

На скорость коррозии труб МГ оказывает существенное влияние химический состав почвы. Некоторые исследователи считают, что значение общей кислотности является достаточным критерием для определения коррозионной активности почв. Объясняется это влиянием концентрации иона водорода (Н ) на скорость катодного процесса водородной деполяризации. Однако возрастание коррозионной активности почв с понижением pH наблвдается только для кислых почв. Такие почвы (гумусовые и болотистые с рН=3-6) не имеют широкого распространения на территории СССР, так же как и щелочные почвы с рН=7,5-9,5 (щелочные суглинки и щелочные солончаки). Для большей части почвенного покрова СССР характерна нейтральная реакция с 1(Н=6,0-7,5. Однако во шо-гих районах интенсивного строительства трубопроводов преобладают почвы с рН=4-5 (Западная Сибирь) и рН=7,5-9,0 (Средняя Азия) Г137. [c.6]

Д. Химический состав катализ. Известно, что некоторые вещества, присутствующие в системе в небольших количествах, могут оказывать значительное влияние на скорость реакции. В тех случаях, когда подобные вещества не расходуются, это явление называется катализом. Если вещество увеличивает скорость реакции, оно называется промотором (положительный катализ). Если же вещество уменьшает скорость реакции, оно называется ингибитором или замедлителем. Так, например, было найдено, что скорость разложения иона СЮ в водном растворе 2С10 2СГ -)- О2 очень сильно возрастает при небольших концентрациях водородных ионов [6]. Подобным образом было наглядно продемонстрировано, что небольшие количества НВг (газ) могут вызвать быстрое окисление углеводородов при таких температурах, при которых этот процесс является бесконечно медленным [7]. Одним из наиболее интересных примеров по каталитическому влиянию следов примесей является, вероятно, изомеризация нормального бутана в изобутан [c.16]

Для многозарядных ионов дополнительные трудности возникают из-за того, что специфическое взаимодействие ионов, предложенное Бренстедом, оказывает гораздо более сильное влияние на скорость реакции, чем изменение коэффициентов активности. Поэтому корреляция между ]g k/k° и концентрацией многозарядного иона, противоположного по знаку иону, участвующему в реакции, соблюдается лучше, чем между ]g(A /A o) иионной силой раствора. Это было проиллюстрировано на примере зависимости константы скорости реакции Hg -l-GO(NHз)5Br (см. рис. XV.5) от концентрации (С1О4) одновременно замечено, что константа не зависит от концентрации катиона [45]. Те же авторы показали, что в реакции ВгСНаСО + ЗгОз - - (ЗгОзСНгСОг) Н- Вг" константа скорости зависит от (К ), а не от концентрации отрицательного иона (в качестве отрицательных ионов использовались N03, 30 и o( N)5". В большинстве опытов ионная сила раствора менялась в интервале от 0,001 до 0,04 М). В обоих случаях при постоянной концентрации иона противоположного заряда, но более чем двукратном изменении ионной силы раствора константа скорости реакции изменялась менее чем на 2%. Это совершенно очевидно противоречит уравнению Бренстеда. [c.450]

Растворение металла, идущее одновременно с образованием Нг из ионов Н в растворе, представляет собой случай, в котором анодный и катодный процессы протекают на одном и том же электроде. (Эти процессы называются полиэлектродными.) При этом как диффузия, так и химические процессы могут стать лимитирующими. Ранние работы по растворению амальгам натрия [7-6] в кислотах и основаниях указывают на то, что скорость реакции имеет первый порядок по Н" и приблизительно порядок /2 по концентрации натрия. Для кислых растворов эти факты объяснялись тем, что процесс лимитируется диффузией. Однако, как показали более поздние исследования [77—80], скорость растворения металлов в различных кислотах и растворителях пропорциональна концентрации недиссоциированной формы кислоты и относительные константы скорости в различных кислотах хорошо ложатся на прямую Бренстеда. По-видимому, в этом случае лимитирующей стадией является перенос протона от молекулы недиссоциированной кислоты к поверхности металла , причем реакция подвергается специфическому катализу кислотами. При растворении солей, таких, как Na l, в системах с перемешивающим устройством предполагается, что скорость реакции лимитируется диффузией, причем диффузия происходит через пограничный слой насыщенного раствора соли на поверхности кристаллов соли. Хотя подобная картина, по-видимому, является правильной для простых солей, таких, как галогеииды щелочных металлов, в случае солей металлов переменной валентности картина может быть другой. Так, например, безводный СгС1з очень медленно растворяется в воде, при этом скорость реакции не зависит от перемешивания. Было обнаружено, что небольшое количество Сг " в растворе оказывает огромное влияние на скорость реакции. Вероятно, в этом случае осуществляется перенос заряда между частицами Сг - в растворе и Сг в твердой фазе. Эти системы, по-видимому, заслуживают дальнейшего изучения. [c.557]

Очевидно, реакция меркурирования катализируется кислотой, поскольку цовышение концентрации азотной кислоты сопровождается повышением скорости реакции меркурирования. Серная кислота также ускоряет реакцию, а ион нитрата не оказывает влияния. При насыщении реакционной смеси бензолом реакция следует кинетическому закону первого порядка. Константа скорости второго порядка для реакции была получена путем деления константы скорости первого порядка на растворимость бензола в реакционной смеси. При проведении реакции оксинитрования в 50%-ной азотной кислоте и при 55° реакция меркурирования идет медленно, скорость этой стадии такая же, как и скорость всей реакции. [c.564]

В водном растворе остается практически постоянной в ходе реакции. Эта реакция катализуется кислотами. Она была изучена в самом конце прошлого века Оствальдом, который обнаружил, что константа скорости данной реакции возрастает почти в 300 раз под влиянием НС1 другие кислоты приводят к возрастанию ее скорости в число раз, указанное в табл. 22-3. Нетрудно заметить корреляцию между возрастанием константы скорости и константой диссоциации кислоты. Теперь понятно, что эффективность действия кислоты как катализатора (обнаруживаемая по изменению константы скорости) обусловлена концентрацией ионов Н , образуемых кислотой (эта концентрация определяется константой диссоциации кислоты). Все полностью диссоциирующие сильные кислоты обусловливают приблизительно одинаковое возрастание константы скорости катализируемой реакции. [c.391]