化学変化の速度と限度

砕いたタブレットは、同じ大きさの未処理タブレットよりも多くのガスを発生させることなく、速く反応する。工場は平衡収量を増加させずに反応を加速できる。反応速度（変化の速さ）と最終的に得られる量（収量）を区別せよ。

この参照資料はAQA 8462 のセクション 4.6.1.1–4.6.2.7 をカバーしています。平均質量／体積速度、接線の描画・解釈、平衡は両レベル共通です。数値的な接線の傾き、mol/s単位の速度、平衡移動の予測はHigher Tier (HT) です。必須実験 5 は、監督下での操作方法に加え、記述による理解も必要です。

Mean rate is quantity of reactant used divided by time, or quantity of product formed divided by time. These are alternative measurements, not necessarily equal numerical quantities. State the quantity and unit: g/s or cm³/s; HT also uses mol/s. If gas volume changes from 12 to 36 cm³ between 10 and 30 s, use (36 − 12)/(30 − 10) = 1.2 cm³/s. Dividing 36 by 30 describes a different interval.

生成物-時間曲線は通常、反応物が枯渇するにつれて上昇し、水平になる。残留反応物曲線は下降して水平になる。速度については傾斜を、最終量については水平部分を比較する。水平部分が高いだけでは化学反応が遅いとは限らない：異なる制限量や収集時の損失が水平部分を変化させることがある。

接線は、選定した時刻における曲線の局所的な方向に沿う。その点で曲線に触れる直線を引き、2つの離れた点を取得できるように延長する。これは曲線上の近接する2点を結ぶ直線ではない。この勾配は、その瞬間の瞬時速度を表し、急であるほど速いことを示す。

HT worked example. The illustrated tangent passes through (10 s, 25 cm³) and (50 s, 65 cm³). Its gradient is (65 − 25)/(50 − 10) = 1.0 cm³/s at 30 s. The mean rate from zero to 30 s is instead 45/30 = 1.5 cm³/s. The tangent can extend above the plateau: its extension is a local construction, not the later gas-volume curve.

HT molar example. Reactant amount falls from 0.018 to 0.006 mol in 40 s. Amount used is 0.012 mol, giving 0.012/40 = 0.00030 mol/s. Use the positive amount consumed rather than a negative reaction rate from the falling graph.

衝突理論 は、反応粒子が十分なエネルギーを持って衝突しなければならないと述べる。活性化エネルギー は反応に必要な最小限のエネルギーである。

一定温度では、高い濃度が各粒子により高い運動エネルギーを与えるわけではない。塊を破片に分割しても質量は増えない。表面積対体積比は露出面と固体体積を比較する。比例 reasoning が正当化された場合にのみ用いる：単位 volume あたりの粒子数を倍にすれば衝突が増えることを説明できるが、測定された速度がちょうど倍になることを保証するわけではない。

触媒は速度を変化させ、全体として消費されない。異なる反応には適切な触媒が必要であり、酵素 は生体触媒である。触媒を特定するには、速度への影響と全体式からの欠如を併せて用い、単なる欠如火判断は行わない。溶媒もまた触媒ではあるまいが、全体式から欠けることがある。

触媒ありの曲線は反応物に対する最大値が低い。両者は同じレベルで始まり終わるため、全体のエネルギー変化は変わらない。触媒はエネルギー源ではない。速い反応は、同じ制限量からより多くの生成物を得ることを意味しない。粒子が熱くなるという説明で触媒作用を解釈してはならない。

測定前に仮説を立てる：より高い酸濃度は、同じマグネシウム条件下で気体体積曲線の勾配をより大きくするはずである。また、より高いチオ硫酸ナトリウム濃度は、同じ濁りの閾値に早く到達するはずである。両方のアプローチが必須である。承認された学校の手順に従い、書面による回答が参加を保証するものではないことに注意すること。

ガス体積法。 出典レビュー付きハンドブックの活動に従う：同等に清浄化した3 cm マグネシウムリボンを、2つの濃度で50 cm³ 教員調製 希塩酸と反応させる。水で満たされた逆置した 量筒 に導管を通じて水素を収集する；ガスシリンジも許容される代替手段である。リボンの質量/長さ、酸化物の除去、酸の体積、初期温度および装置を一定に保つ。マグネシウムを加え、速やかに栓を塞ぎ、一貫して計時を開始する。体積を記録し、例えば every 10 s ごとに、一定値になるまで繰り返す。再度行い、両曲線を同一の軸上にプロットする。

漏れや妨げのないガス通路を確認する；排出口なしにガス発生反応を密閉してはならない。水素付近で点火源を使用せず、保護眼鏡と安定した収集装置を用いる。遅れた栓封じは初期ガスの損失を招く。水中収集には適切なガスの溶解性と一貫した読み取りが必要であり、シリンジは詰まったり漏れたりすることがある。同等の最終体積を得るには、両試験において同等の限界マグネシウムと十分な酸が必要である。

色/濁り法。 濁り は懸濁粒子による曇りである。レビューされた活動では40 g/dm³ チオ硫酸ナトリウム 原液を使用する。原液と水を混合して一定の50 cm³ とし、その後同等の10 cm³ 希塩酸を加える。原液/水の体積10/40, 20/30, 30/20, 40/10 および 50/0 cm³ は、酸添加前の予備濃度8, 16, 24, 32 および 40 g/dm³ を与える。これらのラベルは酸添加前の希釈を表しており、最終的な60 cm³ 混合物ではない。

同じフラスコを黒い十字の上に置き、酸を加えて一貫して撹拌し、十字が見えなくなるまでの時間を計る。硫黄 が混合物を曇らせる。温度、全体積、フラスコ/観察深さ、酸の量、照明および终点の判定を一貫させたい。各希釈を繰り返し、平均時間を比較する。同等の閾値において、1/平均時間は相対速度の代理指標となる：60 と30 s は每秒0.0167 と0.0333 を与えるため、第2の代理指標は2倍大きい。これは測定された質量速度ではなく、反応全体が完了した証明でもない。

二酸化硫黄は排出され、呼吸困難を悪化させる可能性がある。換気、保護メガネ、教員が選択した管理手段を使用し、フラスコの上には近寄らず、蒸気を吸い込まないよう注意すること。生データを記録し、除外した異常値について正当性を説明せよ。平均値は系統的な視差を消除できない。試料液の体積を減らして水を追加しない場合、濃度の変化とともに視認深さも変化する。

可逆反応 では、生成物が元の反応物に戻ることができる。⇌ を用い、条件を変えると好まれる方向が変わることがある。塩化アンモニウム を加熱するとアンモニアと塩化水素が形成され、冷却するとガスが再び塩化アンモニウムを形成する。両方の方向にある物質を保持すること。

水和硫酸銅 は青色である。加熱すると水が除去されて白色の 無水 硫酸銅となり、水を加えるとこの変化が逆転する。脱水 は吸熱的であり、水和 は発熱的である。同じ量に対して、エネルギー移動は等しい大きさで逆の方向を持つ。脱水が72 kJ を吸収する場合、対応する量の逆水和は72 kJ を放出するが、144 kJ を放出するわけではない。

閉鎖系は反応物や生成物の逸散を防ぐ。動的平衡とは、正反応と逆反応が等しい速度で継続している状態である。濃度は一定だが等しくなくてもよい。 sealed vessel に 0.60 mol の反応物と 0.20 mol の生成物が存在し、反応速度が等しければ平衡状態にあることができる。

容器を密閉すれば平衡に至れるが、瞬時に成立するわけではない。反応物から始めると、生成物が増加するにつれて正反応速度は低下し、逆反応速度は上昇する。平衡に達しても粒子は両方向に反応を続け、濃度曲線が平坦になったとしても反応が停止したわけではない。生成物が逸散すると、この閉鎖系の記述は適用されない。

平衡位置 は反応物/生成物の相対的な量を説明する。ルシャトリエの原理 は、条件の変化に対する応答がその変化に反対する方向へ向かい、新しい平衡に達するまで予測する。ここでは定性的な予測に使用します；平衡定数の計算は不要です。

濃度。 反応物を加えると直ちにその濃度が上昇する。その後の正への正味反応によって一部の加えた反応物が消費され、より多くの生成物が形成される。反応物を除去すると逆反応が有利になり、生成物を加えると逆反応が有利になり、生成物を除去すると正反応が有利になる。平衡が回復するまで濃度は変化する。乱れた濃度が必ずしも元の値に戻る必要はなく、調整中では速度が等しくない。

温度。 加熱は吸熱側を有利にし、冷却は発熱側を有利にする。正反応が発熱の場合、加熱は平衡時の生成物量を減少させ、冷却は増加させる。正反応が吸熱の場合、加熱は生成物量を増やし、冷却は減少させる。与えられた正反応のエネルギー変化を読む。加熱後の反応速度の向上は、どの平衡混合物に生成物が含まれるかを決定するものではない。

気体圧力。 恒温下での圧縮は気体分子数が少ない側を有利にし、膨張は多い側を有利にする。化学名や固体ではなく、気体の係数を数える。N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) では、4つの気体分子が2つになるため、圧縮はアンモニアを有利にする。H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g) では両辺とも2つであり、平衡位置の変動は予測されない。この法則は体積の変化に関するものであり、反応物の添加による組成変化ではない。

適切な触媒は両方向の速度を速め、同じ条件下での最終的な平衡位置を変えずに平衡に早く到達させる。産業的な発熱プロセスでは、低温は収率を有利にするが生産を遅くする。適度な温度は速度、収率、エネルギー使用、コストのバランスを取る。圧力の選択も装置や安全上のコストを考慮する必要がある。提供されたデータを用いる：最大収率のみでは経済的判断にはならない。

• 量と間隔を選び、接線を描く/解釈する。HTは接線とモル速度を計算する。
• 5つの要因すべてを説明し、反応速度の向上と最終的な量との区別をつける。
• RP5の両方の方法を、仮説、制御、反復、観察範囲、危険性を含めて計画する。
• 可逆性、逆向きのエネルギー移動、閉鎖系における等しい継続速度を説明する。
• HTは攪乱と調整を分離し、気体の係数を数え、どちらのエネルギー方向でも加熱・冷却を予測する。