Kemija brzina kemijskih reakcija. Brzina kemijskih reakcija i čimbenici o kojima ovisi: priroda reagirajućih tvari, njihova koncentracija, temperatura kemijskih reakcija, kontaktna površina reagirajućih tvari, katalizatori

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

U homogenim reakcijama reakcijski prostor odnosi se na volumen reakcijske posude, a u heterogenim reakcijama na površinu na kojoj se odvija reakcija. Koncentracija tvari koje reagiraju obično se izražava u mol/l - broj molova tvari u 1 litri otopine.

Brzina kemijske reakcije ovisi o prirodi reaktanata, koncentraciji, temperaturi, tlaku, kontaktnoj površini tvari i njezinoj prirodi te prisutnosti katalizatora.

Povećanje koncentracije tvari koje stupaju u kemijsku interakciju dovodi do povećanja brzine kemijske reakcije. To se događa jer sve kemijske reakcije prolaze između određenog broja reagirajućih čestica (atoma, molekula, iona). Što je više tih čestica u volumenu reakcijskog prostora, to se češće sudaraju i dolazi do kemijskog međudjelovanja. Kemijska reakcija može se dogoditi kroz jedan ili više elementarnih činova (sudara). Na temelju jednadžbe reakcije možemo napisati izraz za ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata. Ako samo jedna molekula sudjeluje u elementarnom činu (tijekom reakcije razgradnje), ovisnost će imati sljedeći oblik:

v= k*[A]

Ovo je jednadžba za monomolekulsku reakciju. Kada dvije različite molekule međusobno djeluju u elementarnom činu, ovisnost ima oblik:

v= k*[A]*[B]

Reakcija se naziva bimolekularna. U slučaju sudara triju molekula vrijedi izraz:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reakcija se naziva trimolekularna. Oznake koeficijenata:

v — brza reakcija;

[A], [B], [C] su koncentracije tvari koje reagiraju;

k—koeficijent proporcionalnosti; naziva se konstanta brzine reakcije.

Ako su koncentracije reaktanata jednake jedan (1 mol/l) ili je njihov produkt jednak jedan, tada v = k.. Konstanta brzine ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi. Ovisnost brzine jednostavnih reakcija (tj. reakcija koje se odvijaju kroz jedan elementarni čin) o koncentraciji opisuje se zakonom djelovanja mase: brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reaktanata podignutih na potenciju njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Na primjer, pogledajmo reakciju 2NO + O 2 = 2NO 2.

U tome v= k* 2 *

U slučaju kada jednadžba kemijske reakcije ne odgovara elementarnom činu međudjelovanja, već odražava samo odnos između mase tvari koje su reagirale i nastalih tvari, tada potencije koncentracija neće biti jednake koeficijenti koji se pojavljuju ispred formula odgovarajućih tvari u jednadžbi reakcije. Za reakciju koja se odvija u nekoliko faza, brzina reakcije određena je brzinom najsporijeg (limitirajućeg) stupnja.

Ova ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata vrijedi za plinove i reakcije koje se odvijaju u otopini. Reakcije koje uključuju krute tvari ne poštuju zakon djelovanja mase, budući da se interakcija molekula događa samo na sučelju. Posljedično, brzina heterogene reakcije također ovisi o veličini i prirodi kontaktne površine reagirajućih faza. Što je veća površina, reakcija će se brže odvijati.

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije

Učinak temperature na brzinu kemijske reakcije određen je Van't Hoffovim pravilom: s povećanjem temperature za svakih 10 ° C, brzina reakcije se povećava 2-4 puta. Matematički, ovo pravilo je izraženo sljedećom jednadžbom:

v t2= v t1*g(t2-t1)/10

Gdje v t1 I v t2 — brzine reakcije pri temperaturama t2 i t1; g - temperaturni koeficijent reakcije - broj koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije s porastom temperature za svakih 10 ° C. Ovako značajna ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi objašnjava se činjenicom da ne dolazi do stvaranja novih tvari pri svakom sudaru reagirajućih molekula. Međusobno djeluju samo one molekule (aktivne molekule) koje imaju dovoljno energije za kidanje veza u izvornim česticama. Stoga je za svaku reakciju karakteristična energetska barijera. Da bi ga prevladala, molekula treba aktivacijska energija - neki višak energije koji molekula mora imati da bi njezin sraz s drugom molekulom doveo do stvaranja nove tvari. S povećanjem temperature, broj aktivnih molekula brzo raste, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije prema Van't Hoffovom pravilu. Energija aktivacije za svaku specifičnu reakciju ovisi o prirodi reaktanata.

Aktivna teorija sudara omogućuje nam objašnjenje utjecaja određenih čimbenika na brzinu kemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju sudarom čestica reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reaktanata, što su bliže jedna drugoj, veća je vjerojatnost da će se sudariti i reagirati.
• Samo učinkoviti sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su "stare veze" uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati "nove". Da bi se to postiglo, čestice moraju imati dovoljnu energiju.
• Minimalni višak energije potreban za učinkovit sudar čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Djelovanje kemikalija očituje se u niskoj aktivacijskoj energiji reakcija u kojima sudjeluju. Što je manja energija aktivacije, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno

Utjecaj katalizatora

Jedan od najučinkovitijih načina utjecaja na brzinu kemijskih reakcija je uporaba katalizatora. DO atalizatori - To su tvari koje mijenjaju brzinu reakcije, ali na kraju procesa same ostaju nepromijenjenog sastava i mase. Drugim riječima, u trenutku same reakcije katalizator je aktivno uključen u kemijski proces, ali do kraja reakcije reaktanti mijenjaju svoj kemijski sastav, pretvarajući se u produkte, a katalizator se oslobađa u svom izvornom obliku . Obično je uloga katalizatora povećati brzinu reakcije, iako neki katalizatori usporavaju proces umjesto da ga ubrzavaju. Pojava ubrzanja kemijskih reakcija zbog prisutnosti katalizatora naziva se kataliza, i usporavanja - inhibicija.

Neke tvari nemaju katalitički učinak, ali njihovi dodaci dramatično povećavaju katalitičku sposobnost katalizatora. Takve tvari nazivaju se promotori. Druge tvari (katalitički otrovi) smanjuju ili čak potpuno blokiraju djelovanje katalizatora, taj se proces naziva trovanje katalizatorom.

Postoje dvije vrste katalize: homogena I heterogena. Na homogena kataliza reaktanti, produkti i katalizator čine jednu fazu (plin ili tekućinu). U ovom slučaju ne postoji sučelje između katalizatora i reaktanata.

Posebnost heterogena kataliza je da su katalizatori (obično krutine) u različitom faznom stanju od reaktanata i produkata reakcije. Reakcija se obično razvija na površini čvrste tvari.

U homogenoj katalizi međuproizvodi nastaju između katalizatora i reaktanta kao rezultat reakcije s nižom energijom aktivacije. U heterogenoj katalizi povećanje brzine se objašnjava adsorpcijom reaktanata na površini katalizatora. Kao rezultat toga, njihova koncentracija se povećava i brzina reakcije se povećava.

Poseban slučaj katalize je autokataliza. Njegovo značenje je da se kemijski proces ubrzava jednim od produkata reakcije.

Kinetika– znanost o brzinama kemijskih reakcija.

Brzina kemijske reakcije– broj elementarnih činova kemijske interakcije koji se događaju u jedinici vremena po jedinici volumena (homogena) ili po jedinici površine (heterogena).

Prava brzina reakcije:

Za homogene, heterogene reakcije:

1) koncentracija tvari koje reagiraju;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Samo za heterogene:

1) brzina dovoda tvari koje reagiraju na granicu faza;

2) površina.

Glavni faktor je priroda reaktanata - priroda veza između atoma u molekulama reaktanata.

NO 2 – dušikov oksid (IV) – lisičji rep, CO – ugljikov monoksid, ugljikov monoksid.

Ako se oksidiraju kisikom, tada će se u prvom slučaju reakcija dogoditi trenutno, čim otvorite čep posude, u drugom slučaju reakcija se produljuje tijekom vremena.

O koncentraciji reaktanata bit će riječi u nastavku.

Plava opalescencija označava trenutak taloženja sumpora; što je veća koncentracija, to je veća brzina.

Riža. 10

Što je veća koncentracija Na 2 S 2 O 3, reakcija traje kraće. Grafikon (slika 10) pokazuje izravno proporcionalni odnos. Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o koncentraciji tvari koje reagiraju izražava se LMA (zakonom djelovanja mase), koji kaže: brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija tvari koje reagiraju.

Tako, osnovni zakon kinetike je empirijski utvrđen zakon: brzina reakcije proporcionalna je koncentraciji reaktanata, primjer: (tj. za reakciju)

Za ovu reakciju H 2 + J 2 = 2HJ – brzina se može izraziti u smislu promjene koncentracije bilo koje od tvari. Ako reakcija teče slijeva nadesno, tada će koncentracija H 2 i J 2 opadati, a koncentracija HJ rasti kako reakcija napreduje. Za trenutnu brzinu reakcije možemo napisati izraz:

uglate zagrade označavaju koncentraciju.

Fizičko značenje k– molekule su u neprekidnom kretanju, sudaraju se, razlijeću i udaraju o stijenke posude. Da bi došlo do kemijske reakcije stvaranja HJ, molekule H2 i J2 se moraju sudariti. Broj takvih sudara bit će veći što je više molekula H 2 i J 2 sadržano u volumenu, tj. što su veće vrijednosti [H 2 ] i . Ali molekule se kreću različitim brzinama, a ukupna kinetička energija dviju molekula koje se sudaraju bit će različita. Ako se najbrže molekule H 2 i J 2 sudare, njihova energija može biti tolika da se molekule razbiju na atome joda i vodika, koji se razlete i zatim stupaju u interakciju s drugim molekulama H 2 + J 2 > 2H+2J, zatim H + J 2 > HJ + J. Ako je energija sudarajućih molekula manja, ali dovoljno visoka da oslabi H – H i J – J veze, doći će do reakcije stvaranja jodida:

Za većinu molekula koje se sudaraju, energija je manja od one potrebne za slabljenje veza u H 2 i J 2. Takve molekule će se "tiho" sudarati i također "tiho" raspršiti, ostajući ono što su bile, H 2 i J 2. Dakle, ne svi, već samo dio sudara dovodi do kemijske reakcije. Koeficijent proporcionalnosti (k) pokazuje broj efektivnih sudara koji dovode do reakcije sudara pri koncentracijama [H 2 ] = 1 mol. Veličina k–konstantna brzina. Kako brzina može biti konstantna? Da, brzina ravnomjernog pravocrtnog gibanja je konstantna vektorska veličina jednaka omjeru gibanja tijela u bilo kojem vremenskom razdoblju prema vrijednosti ovog intervala. Ali molekule se kreću kaotično, kako onda brzina može biti konstantna? Ali konstantna brzina može biti samo pri konstantnoj temperaturi. S porastom temperature raste udio brzih molekula čiji sudari dovode do reakcije, tj. raste konstanta brzine. Ali povećanje konstante brzine nije neograničeno. Na određenoj temperaturi, energija molekula će postati toliko velika da će gotovo svi sudari reaktanata biti učinkoviti. Kad se dvije brze molekule sudare, dogodit će se obrnuta reakcija.

Doći će trenutak kada će brzine stvaranja 2HJ iz H 2 i J 2 i razgradnje biti jednake, ali to je već kemijska ravnoteža. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata može se pratiti korištenjem tradicionalne reakcije interakcije otopine natrijevog tiosulfata s otopinom sumporne kiseline.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H2S2O3 = Sv+H2O+SO2^. (2)

Reakcija (1) nastupa gotovo trenutno. Brzina reakcije (2) ovisi pri konstantnoj temperaturi o koncentraciji reaktanta H 2 S 2 O 3. Upravo smo takvu reakciju uočili - u ovom slučaju brzina se mjeri vremenom od početka spajanja otopina do pojave opalescencije. U članku L. M. Kuznjecova Opisana je reakcija natrijeva tiosulfata s klorovodičnom kiselinom. Ona piše da kod ispuštanja otopina dolazi do opalescencije (zamućenja). Ali ova izjava L.M. Kuznetsove je pogrešna jer su opalescencija i zamućenje dvije različite stvari. Opalescencija (od opal i lat escentia– sufiks koji znači slab učinak) – raspršenje svjetlosti mutnim medijima zbog njihove optičke nehomogenosti. Raspršenje svjetlosti– odstupanje svjetlosnih zraka koje se šire u sredstvu u svim smjerovima od izvornog smjera. Koloidne čestice su sposobne raspršiti svjetlost (Tyndall-Faraday efekt) - to objašnjava opalescenciju, lagano zamućenje koloidne otopine. Pri izvođenju ovog pokusa potrebno je uzeti u obzir plavu opalescenciju, a potom i koagulaciju koloidne suspenzije sumpora. Ista gustoća suspenzije uočena je vidljivim nestankom bilo kakvog uzorka (na primjer, rešetke na dnu šalice) promatranog odozgo kroz sloj otopine. Vrijeme se računa pomoću štoperice od trenutka cijeđenja.

Otopine Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O i H 2 SO 4.

Prvi se priprema otapanjem 7,5 g soli u 100 ml H 2 O, što odgovara koncentraciji od 0,3 M. Za pripremu otopine H 2 SO 4 iste koncentracije potrebno je izmjeriti 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i otopiti u 120 ml H 2 O. Pripremljenu otopinu Na 2 S 2 O 3 uliti u tri čaše: u prvu 60 ml, u drugu 30 ml, u treću 10 ml. U drugu čašu dodajte 30 ml destilirane H 2 O, au treću 50 ml. Tako će u sve tri čaše biti 60 ml tekućine, ali u prvoj je koncentracija soli uvjetno = 1, u drugoj - ½, au trećoj - 1/6. Nakon što su otopine pripremljene, ulijte 60 ml otopine H 2 SO 4 u prvu čašu s otopinom soli i uključite štopericu itd. S obzirom da se brzina reakcije smanjuje s razrjeđivanjem otopine Na 2 S 2 O 3, može se odrediti kao veličina obrnuto proporcionalna vremenu v = 1/? i konstruirajte graf tako da na apscisnu os nanesete koncentraciju, a na ordinatnu brzinu reakcije. Zaključak iz ovoga je da brzina reakcije ovisi o koncentraciji tvari. Dobiveni podaci navedeni su u tablici 3. Ovaj eksperiment se može izvesti pomoću bireta, ali to zahtijeva puno prakse od izvođača, jer grafikon može biti netočan.

Tablica 3

Brzina i vrijeme reakcije

Guldberg-Waageov zakon je potvrđen - profesor kemije Gulderg i mladi znanstvenik Waage).

Razmotrimo sljedeći faktor - temperaturu.

Kako temperatura raste, povećava se brzina većine kemijskih reakcija. Ta je ovisnost opisana Van't Hoffovim pravilom: "Za svakih 10 °C povećanja temperature, brzina kemijskih reakcija povećava se 2 do 4 puta."

Gdje ? – temperaturni koeficijent koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije kada temperatura poraste za 10 °C;

v 1 – brzina reakcije pri temperaturi t 1;

v 2 – brzina reakcije pri temperaturi t2.

Na primjer, reakcija na 50 °C traje dvije minute, koliko će trebati da se proces završi na 70 °C ako je temperaturni koeficijent ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Čak i blagi porast temperature uzrokuje naglo povećanje brzine reakcije aktivnih sudara molekule. Prema teoriji aktivacije, u procesu sudjeluju samo one molekule čija je energija za određeni iznos veća od prosječne energije molekula. Ovaj višak energije je energija aktivacije. Njegovo fizičko značenje je energija koja je potrebna za aktivno sudaranje molekula (preuređivanje orbitala). Broj aktivnih čestica, a time i brzina reakcije, raste s temperaturom prema eksponencijalnom zakonu, prema Arrheniusovoj jednadžbi, koja odražava ovisnost konstante brzine o temperaturi

Gdje A - Arrheniusov koeficijent proporcionalnosti;

k– Boltzmannova konstanta;

E A – energija aktivacije;

R – plinska konstanta;

T- temperatura.

Katalizator je tvar koja ubrzava brzinu reakcije bez da se troši.

Kataliza– pojava promjene brzine reakcije u prisutnosti katalizatora. Razlikuju se homogena i heterogena kataliza. Homogena– ako su reagensi i katalizator u istom agregatnom stanju. Heterogena– ako su reagensi i katalizator u različitim agregatnim stanjima. O katalizi, vidi zasebno (dalje).

Inhibitor– tvar koja usporava brzinu reakcije.

Sljedeći faktor je površina. Što je veća površina reaktanta, to je veća brzina. Razmotrimo na primjeru učinak stupnja disperzije na brzinu reakcije.

CaCO 3 – mramor. Popločani mramor umočite u solnu kiselinu HCl, pričekajte pet minuta, potpuno će se otopiti.

Mramor u prahu – s njim ćemo napraviti isti postupak, otopit će se za trideset sekundi.

Jednadžba za oba procesa je ista.

CaCO3 (s) + HCl (g) = CaCl2 (s) + H2O (l) + CO2 (g) ^.

Dakle, kod dodavanja mramora u prahu vrijeme je kraće nego kod dodavanja pločastog mramora, za istu masu.

S povećanjem površine sučelja povećava se brzina heterogenih reakcija.

Jedno od područja fizikalne kemije, kemijska kinetika, proučava brzinu kemijske reakcije i uvjete koji utječu na njezinu promjenu. Također ispituje mehanizme ovih reakcija i njihovu termodinamičku valjanost. Ova istraživanja nisu važna samo u znanstvene svrhe, već i za praćenje međudjelovanja komponenti u reaktorima tijekom proizvodnje svih vrsta tvari.

Pojam brzine u kemiji

Brzinom reakcije obično se naziva određena promjena koncentracija spojeva koji su ušli u reakciju (ΔC) po jedinici vremena (Δt). Matematička formula za brzinu kemijske reakcije je sljedeća:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Brzina reakcije mjeri se u mol/l∙s ako se odvija u cijelom volumenu (tj. reakcija je homogena) i u mol/m 2 ∙s ako se interakcija odvija na površini koja razdvaja faze (tj. reakcija je heterogena). Znak “-” u formuli odnosi se na promjene koncentracija početnih reaktanata, a znak “+” na promjenu koncentracija produkata iste reakcije.

Primjeri reakcija pri različitim brzinama

Kemijske interakcije mogu se odvijati različitim brzinama. Tako je brzina rasta stalaktita, odnosno stvaranja kalcijevog karbonata, samo 0,5 mm na 100 godina. Neke se biokemijske reakcije odvijaju sporo, poput fotosinteze i sinteze proteina. Korozija metala odvija se prilično niskom brzinom.

Srednja brzina može se koristiti za opisivanje reakcija koje zahtijevaju jedan do nekoliko sati. Primjer bi bilo kuhanje, koje uključuje razgradnju i transformaciju spojeva sadržanih u hrani. Sinteza pojedinačnih polimera zahtijeva zagrijavanje reakcijske smjese određeno vrijeme.

Primjer kemijskih reakcija čija je brzina prilično velika su reakcije neutralizacije, interakcija natrijevog bikarbonata s otopinom octene kiseline, praćena oslobađanjem ugljičnog dioksida. Također možete spomenuti interakciju barijevog nitrata s natrijevim sulfatom, pri čemu se opaža oslobađanje taloga netopljivog barijevog sulfata.

Velik broj reakcija može se dogoditi brzinom munje i popraćene su eksplozijom. Klasičan primjer je interakcija kalija s vodom.

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Vrijedno je napomenuti da iste tvari mogu međusobno reagirati različitim brzinama. Na primjer, mješavina plinovitog kisika i vodika ne mora pokazivati ​​znakove interakcije dosta dugo, ali kada se spremnik protrese ili udari, reakcija postaje eksplozivna. Stoga kemijska kinetika identificira određene čimbenike koji mogu utjecati na brzinu kemijske reakcije. To uključuje:

• prirodu tvari u interakciji;
• koncentracija reagensa;
• promjena temperature;
• prisutnost katalizatora;
• promjena tlaka (za plinovite tvari);
• područje kontakta tvari (ako govorimo o heterogenim reakcijama).

Utjecaj prirode tvari

Takva značajna razlika u brzinama kemijskih reakcija objašnjava se različitim vrijednostima aktivacijske energije (Ea). Pod njom se podrazumijeva određeni višak energije u odnosu na njezinu prosječnu vrijednost koji je potreban molekuli tijekom sudara da bi došlo do reakcije. Mjeri se u kJ/mol i vrijednosti su obično u rasponu od 50-250.

Općenito je prihvaćeno da ako je E a = 150 kJ/mol za bilo koju reakciju, tada kod n. u. praktički ne curi. Ta se energija troši na svladavanje odbijanja između molekula tvari i na slabljenje veza u izvornim tvarima. Drugim riječima, energija aktivacije karakterizira snagu kemijskih veza u tvarima. Na temelju vrijednosti aktivacijske energije možete preliminarno procijeniti brzinu kemijske reakcije:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a >120, samo će vrlo mali dio sudara čestica dovesti do reakcije, a njezina će brzina biti mala.

Učinak koncentracije

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji najtočnije je karakterizirana zakonom djelovanja mase (LMA), koji kaže:

Brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija tvari koje reagiraju, čije se vrijednosti uzimaju u stupnjevima koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Ovaj je zakon prikladan za elementarne jednostupanjske reakcije ili bilo koji stupanj međudjelovanja tvari karakteriziran složenim mehanizmom.

Ako trebate odrediti brzinu kemijske reakcije, čija se jednadžba može uvjetno napisati kao:

αA+ bB = ϲS, dakle

u skladu s gornjom formulacijom zakona, brzina se može pronaći pomoću jednadžbe:

V=k·[A] a ·[B] b , gdje je

a i b su stehiometrijski koeficijenti,

[A] i [B] su koncentracije početnih spojeva,

k je konstanta brzine reakcije koja se razmatra.

Značenje koeficijenta brzine kemijske reakcije je da će njegova vrijednost biti jednaka brzini ako su koncentracije spojeva jednake jedinicama. Treba napomenuti da za točan izračun pomoću ove formule vrijedi uzeti u obzir stanje agregacije reagensa. Uzeta je da je koncentracija čvrste tvari jednaka jedinici i nije uključena u jednadžbu jer ostaje konstantna tijekom reakcije. Dakle, u proračune prema ZDM ulaze samo koncentracije tekućih i plinovitih tvari. Dakle, za reakciju proizvodnje silicijeva dioksida iz jednostavnih tvari, opisanu jednadžbom

Si (tv) + Ο 2(g) = SiΟ 2(tv) ,

brzina će se odrediti formulom:

Tipičan zadatak

Kako bi se promijenila brzina kemijske reakcije dušikovog monoksida s kisikom da se koncentracije polaznih spojeva udvostruče?

Rješenje: Ovaj proces odgovara jednadžbi reakcije:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

Zapišimo izraze za početnu (ᴠ 1) i konačnu (ᴠ 2) brzinu reakcije:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] i

ᴠ 2 = k·(2·[ΝΟ]) 2 ·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ].

ᴠ 1 /ᴠ 2 = (k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ]) / (k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ]).

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Odgovor: povećan 8 puta.

Učinak temperature

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi eksperimentalno je utvrdio nizozemski znanstvenik J. H. Van't Hoff. Otkrio je da se brzina mnogih reakcija povećava 2-4 puta sa svakim povećanjem temperature od 10 stupnjeva. Postoji matematički izraz za ovo pravilo koji izgleda ovako:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, gdje

ᴠ 1 i ᴠ 2 - odgovarajuće brzine na temperaturama Τ 1 i Τ 2;

γ - temperaturni koeficijent, jednak 2-4.

Istodobno, ovo pravilo ne objašnjava mehanizam utjecaja temperature na brzinu određene reakcije i ne opisuje cijeli skup obrazaca. Logično je zaključiti da se s porastom temperature kaotično kretanje čestica pojačava i to izaziva veći broj sudara. Međutim, to posebno ne utječe na učinkovitost molekularnih sudara, budući da ona uglavnom ovisi o energiji aktivacije. Također, njihova međusobna prostorna korespondencija igra značajnu ulogu u učinkovitosti sudara čestica.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi, uzimajući u obzir prirodu reagensa, slijedi Arrheniusovu jednadžbu:

k = A 0 e -Ea/RΤ, gdje je

A o je množitelj;

E a - energija aktivacije.

Primjer problema koji koristi van't Hoffov zakon

Kako treba promijeniti temperaturu da se brzina kemijske reakcije, čiji je temperaturni koeficijent brojčano jednak 3, poveća za 27 puta?

Riješenje. Upotrijebimo formulu

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

Iz uvjeta ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27, i γ = 3. Treba pronaći ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Transformacijom izvorne formule dobivamo:

V 2 /V 1 =γ ΔΤ/10.

Zamjenjujemo vrijednosti: 27 = 3 ΔΤ/10.

Iz ovoga je jasno da je ΔΤ/10 = 3 i ΔΤ = 30.

Odgovor: temperaturu treba povećati za 30 stupnjeva.

Učinak katalizatora

U fizičkoj kemiji, brzina kemijskih reakcija također se aktivno proučava u dijelu koji se zove kataliza. Zanima ga kako i zašto relativno male količine pojedinih tvari značajno povećavaju brzinu međudjelovanja drugih. Tvari koje mogu ubrzati reakciju, ali se same u njoj ne troše, nazivaju se katalizatori.

Dokazano je da katalizatori mijenjaju mehanizam same kemijske interakcije i doprinose nastanku novih prijelaznih stanja, koja karakteriziraju niže visine energetske barijere. To jest, oni pomažu u smanjenju aktivacijske energije, a samim time povećavaju broj učinkovitih udara čestica. Katalizator ne može izazvati reakciju koja je energetski nemoguća.

Dakle, vodikov peroksid se može razgraditi u kisik i vodu:

N 2 0 2 = N 2 0 + 0 2.

Ali ta je reakcija vrlo spora iu našim kutijama prve pomoći postoji nepromijenjena dugo vremena. Kada otvarate samo vrlo stare boce peroksida, možete primijetiti lagano pucketanje uzrokovano pritiskom kisika na stijenke posude. Dodavanje samo nekoliko zrnaca magnezijevog oksida potaknut će aktivno oslobađanje plina.

Ista reakcija razgradnje peroksida, ali pod utjecajem katalaze, događa se i kod liječenja rana. Živi organizmi sadrže mnogo različitih tvari koje povećavaju brzinu biokemijskih reakcija. Obično se nazivaju enzimi.

Inhibitori imaju suprotan učinak na tijek reakcija. Međutim, to nije uvijek loše. Inhibitori se koriste za zaštitu metalnih proizvoda od korozije, za produljenje roka trajanja hrane, na primjer, za sprječavanje oksidacije masti.

Kontaktno područje tvari

U slučaju da do interakcije dolazi između spojeva koji imaju različita agregacijska stanja ili između tvari koje nisu sposobne tvoriti homogenu okolinu (tekućine koje se ne miješaju), tada i ovaj faktor značajno utječe na brzinu kemijske reakcije. To je zbog činjenice da se heterogene reakcije odvijaju izravno na granici između faza tvari u interakciji. Očito, što je ova granica šira, to više čestica ima priliku sudariti se i brže se odvija reakcija.

Na primjer, mnogo brže ide u obliku sitnih iverja nego u obliku cjepanice. Za istu svrhu, mnoge krute tvari se samelju u fini prah prije dodavanja u otopinu. Dakle, kreda u prahu (kalcijev karbonat) djeluje brže sa solnom kiselinom od komada iste mase. Međutim, osim povećanja površine, ova tehnika također dovodi do kaotičnog pucanja kristalne rešetke tvari, a time i povećava reaktivnost čestica.

Matematički, brzina heterogene kemijske reakcije nalazi se kao promjena u količini tvari (Δν) koja se javlja po jedinici vremena (Δt) po jedinici površine

(S): V = Δν/(S·Δt).

Učinak pritiska

Promjena tlaka u sustavu ima učinak samo kada u reakciji sudjeluju plinovi. Povećanje tlaka prati povećanje molekula tvari po jedinici volumena, odnosno njezina koncentracija proporcionalno raste. Obrnuto, smanjenje tlaka dovodi do jednakog smanjenja koncentracije reagensa. U ovom slučaju, formula koja odgovara ZDM je prikladna za izračunavanje brzine kemijske reakcije.

Zadatak. Kako će se povećati brzina reakcije opisane jednadžbom?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

ako se volumen zatvorenog sustava smanji za tri puta (T=const)?

Riješenje. Kako se volumen smanjuje, tlak proporcionalno raste. Zapišimo izraze za početnu (V 1) i konačnu (V 2) brzinu reakcije:

V 1 = k 2 [Ο 2 ] i

V 2 = k·(3·) 2 ·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ].

Da biste saznali koliko je puta nova brzina veća od početne, trebate razdvojiti lijevu i desnu stranu izraza:

V 1 /V 2 = (k 9[ΝΟ] 2 3[Ο 2 ]) / (k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

Vrijednosti koncentracije i konstante brzine se smanjuju, a ono što ostaje je:

V 2 /V 1 = 9 3/1 = 27.

Odgovor: brzina se povećala 27 puta.

Ukratko, treba napomenuti da na brzinu međudjelovanja tvari, točnije na količinu i kvalitetu sudara njihovih čestica, utječu mnogi čimbenici. Prije svega, to su energija aktivacije i geometrija molekula koje je gotovo nemoguće ispraviti. Što se tiče preostalih uvjeta, za povećanje brzine reakcije treba:

• povećati temperaturu reakcijskog medija;
• povećati koncentracije polaznih spojeva;
• povećati tlak u sustavu ili smanjiti njegov volumen ako govorimo o plinovima;
• dovesti različite tvari u jedno agregatno stanje (na primjer, otapanjem u vodi) ili povećati područje njihovog kontakta.

Brzina kemijske reakcije shvaća se kao promjena koncentracije jedne od reagirajućih tvari u jedinici vremena uz konstantan volumen sustava.

Obično se koncentracija izražava u mol/l, a vrijeme u sekundama ili minutama. Ako je, na primjer, početna koncentracija jednog od reaktanata bila 1 mol/l, a nakon 4 s od početka reakcije postala je 0,6 mol/l, tada će prosječna brzina reakcije biti jednaka (1-0,6) /4=0,1 mol/(l*s).

Prosječna brzina reakcije izračunava se formulom:

Brzina kemijske reakcije ovisi o:

Priroda tvari koje reagiraju.

Tvari s polarnom vezom u otopinama međusobno djeluju brže, što se objašnjava činjenicom da takve tvari stvaraju ione u otopinama koji lako međusobno djeluju.

Tvari s nepolarnom i niskopolarnom kovalentnom vezom reagiraju različitim brzinama, što ovisi o njihovoj kemijskoj aktivnosti.

H 2 + F 2 = 2HF (vrlo brzo dolazi do eksplozije na sobnoj temperaturi)

H 2 + Br 2 = 2HBr (ide sporo, čak i kada se zagrije)

Vrijednosti površinskog kontakta tvari koje reagiraju (za heterogene)

Koncentracije reaktanata

Brzina reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reaktanata na potenciju njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Temperature

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim pravilom:

s povećanjem temperature za svakih 10 0 brzina većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

Prisutnost katalizatora

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih reakcija.

Pojava promjene brzine reakcije u prisutnosti katalizatora naziva se kataliza.

Pritisak

Kako se tlak povećava, brzina reakcije se povećava (za homogene)

Pitanje broj 26. Zakon djelovanja mase. Konstanta brzine. Energija aktivacije.

Zakon djelovanja mase.

brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji

Konstanta brzine.

koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi kemijske reakcije, izražavajući ovisnost brzine reakcije o koncentraciji

Konstanta brzine ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi, ali ne ovisi o njihovim koncentracijama.

Energija aktivacije.

energija koja se mora predati molekulama (česticama) tvari koje reagiraju kako bi se pretvorile u aktivne

Energija aktivacije ovisi o prirodi reaktanata i promjenama u prisutnosti katalizatora.

Povećanjem koncentracije povećava se ukupan broj molekula, a time i aktivnih čestica.

Pitanje broj 27. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Kemijska ravnoteža, konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Reakcije koje teku samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne nazivamo ireverzibilnim.

Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.

U jednadžbama reverzibilnih reakcija između lijeve i desne strane nalaze se dvije strelice u suprotnim smjerovima. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:

3H2 + N2 = 2NH3

Ireverzibilne reakcije su one reakcije koje se javljaju:

Nastali produkti se talože ili oslobađaju kao plin, na primjer:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Stvaranje vode:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reverzibilne reakcije ne dolaze do kraja i završavaju uspostavom kemijska ravnoteža.

Kemijska ravnoteža je stanje sustava reagirajućih tvari u kojem su brzine prednjih i obrnutih reakcija jednake.

Na stanje kemijske ravnoteže utječu koncentracija tvari koje reagiraju, temperatura, a za plinove i tlak. Kada se jedan od ovih parametara promijeni, kemijska ravnoteža je poremećena.

Konstanta ravnoteže.

Najvažniji parametar koji karakterizira reverzibilnu kemijsku reakciju je konstanta ravnoteže K. Zapišemo li za razmatranu reverzibilnu reakciju A + D C + D uvjet jednakosti brzina prednje i obrnute reakcije u stanju ravnoteže - k1[ A]jednako[B]jednako = k2[C]jednako[ D]jednako, odakle [C]jednako[D]jednako/[A]jednako[B]jednako = k1/k2 = K, tada se vrijednost K naziva konstanta ravnoteže kemijske reakcije.

Dakle, u ravnoteži, omjer koncentracije produkata reakcije i umnoška koncentracije reaktanata je konstantan ako je temperatura konstantna (konstante brzine k1 i k2 i, prema tome, konstanta ravnoteže K ovise o temperaturi, ali ne ovise o koncentraciji reaktanata). Ako u reakciji sudjeluje više molekula polaznih tvari i nastane više molekula produkta (ili produkata), koncentracije tvari u izrazu za konstantu ravnoteže podižu se na potencije koje odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Dakle, za reakciju 3H2 + N2 2NH3 izraz za konstantu ravnoteže je zapisan kao K = 2 jednako/3 jednako. Opisana metoda za izvođenje konstante ravnoteže, temeljena na brzini direktne i obrnute reakcije, ne može se koristiti u općem slučaju, budući da se za složene reakcije ovisnost brzine o koncentraciji obično ne izražava jednostavnom jednadžbom ili se općenito nepoznato. Međutim, u termodinamici je dokazano da je konačna formula za konstantu ravnoteže točna.

Za plinovite spojeve, tlak se može koristiti umjesto koncentracija kada se piše konstanta ravnoteže; Očito, brojčana vrijednost konstante može se promijeniti ako broj molekula plina na desnoj i lijevoj strani jednadžbe nije isti.

Pincip Le Chatelier.

Ako se bilo kakav vanjski utjecaj primijeni na sustav koji je u ravnoteži, tada se ravnoteža pomiče prema reakciji koja se suprotstavlja tom utjecaju.

Na kemijsku ravnotežu utječu:

Promjena temperature. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Kako se temperatura smanjuje, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

Promjena tlaka. Kako tlak raste, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula. Kako se tlak smanjuje, ravnoteža se pomiče prema povećanju broja molekula.

Brzina kemijske reakcije- promjena količine jedne od reagirajućih tvari po jedinici vremena u jedinici reakcijskog prostora.

Na brzinu kemijske reakcije utječu sljedeći čimbenici:

• prirodu tvari koje reagiraju;
• koncentracija reaktanata;
• dodirna površina tvari koje reagiraju (u heterogenim reakcijama);
• temperatura;
• djelovanje katalizatora.

Aktivna teorija sudara omogućuje nam objašnjenje utjecaja određenih čimbenika na brzinu kemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju sudarom čestica reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reaktanata, što su bliže jedna drugoj, veća je vjerojatnost da će se sudariti i reagirati.
• Samo učinkoviti sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su "stare veze" uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati "nove". Da bi se to postiglo, čestice moraju imati dovoljnu energiju.
• Minimalni višak energije potreban za učinkovit sudar čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Djelovanje kemikalija očituje se u niskoj aktivacijskoj energiji reakcija u kojima sudjeluju. Što je manja energija aktivacije, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno

Utjecaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije raste. Da bi došlo do reakcije, dvije kemijske čestice moraju se spojiti, pa brzina reakcije ovisi o broju međusobnih sudara. Povećanje broja čestica u određenom volumenu dovodi do češćih sudara i povećanja brzine reakcije.

Povećanje brzine reakcije u plinovitoj fazi rezultirat će povećanjem tlaka ili smanjenjem volumena koji smjesa zauzima.

Na temelju eksperimentalnih podataka 1867. godine norveški znanstvenici K. Guldberg i P. Waage, a neovisno o njima 1865. godine ruski znanstvenik N.I. Beketov je formulirao osnovni zakon kemijske kinetike, utvrđujući ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata -

Zakon masovnog djelovanja (LMA):

Brzina kemijske reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija tvari koje reagiraju, uzetih u potencijama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije. ("efektivna masa" je sinonim za moderni koncept "koncentracije")

aA +bB =cS +dd, Gdje k– konstanta brzine reakcije

ZDM se provodi samo za elementarne kemijske reakcije koje se odvijaju u jednoj fazi. Ako reakcija teče uzastopno kroz nekoliko faza, tada je ukupna brzina cijelog procesa određena njegovim najsporijim dijelom.

Izrazi za brzine raznih vrsta reakcija

ZDM se odnosi na homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena (reagensi su u različitim agregacijskim stanjima), tada ZDM jednadžba uključuje samo tekuće ili samo plinovite reagense, a krute su isključene, utječući samo na konstantu brzine k.

Molekularnost reakcije je minimalni broj molekula uključenih u elementarni kemijski proces. Na temelju molekularnosti elementarne kemijske reakcije dijele se na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); trimolekularne reakcije su izuzetno rijetke.

Brzina heterogenih reakcija

• Ovisi o površina kontakta između tvari, tj. na stupanj mljevenja tvari i potpunost miješanja reagensa.
• Primjer je spaljivanje drva. Cijela cjepanica relativno sporo gori na zraku. Ako povećate površinu kontakta između drva i zraka, cijepajući trupac na iverje, brzina gorenja će se povećati.
• Piroforno željezo se izlije na list filter papira. Tijekom pada, čestice željeza se zagriju i zapale papir.

Utjecaj temperature na brzinu reakcije

U 19. stoljeću nizozemski znanstvenik Van't Hoff eksperimentalno je otkrio da se s povećanjem temperature za 10 o C brzine mnogih reakcija povećavaju 2-4 puta.

Van't Hoffovo pravilo

Za svakih 10 ◦ C porasta temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.

Ovdje γ (grčko slovo "gama") - takozvani temperaturni koeficijent ili van't Hoffov koeficijent, poprima vrijednosti od 2 do 4.

Za svaku pojedinu reakciju eksperimentalno se određuje temperaturni koeficijent. Točno pokazuje koliko se puta povećava brzina određene kemijske reakcije (i njena konstanta brzine) sa svakim povećanjem temperature od 10 stupnjeva.

Van't Hoffovo pravilo koristi se za aproksimaciju promjene konstante brzine reakcije s povećanjem ili smanjenjem temperature. Precizniji odnos između konstante brzine i temperature utvrdio je švedski kemičar Svante Arrhenius:

Kako više E specifična reakcija, dakle manje(na danoj temperaturi) bit će konstanta brzine k (i brzina) ove reakcije. Povećanje T dovodi do povećanja konstante brzine, što se objašnjava činjenicom da povećanje temperature dovodi do brzog povećanja broja "energijskih" molekula sposobnih prevladati aktivacijsku barijeru Ea.

Učinak katalizatora na brzinu reakcije

Brzinu reakcije možete promijeniti pomoću posebnih tvari koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju je na energetski povoljniji put s nižom energijom aktivacije.

Katalizatori- to su tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji i povećavaju njezinu brzinu, ali na kraju reakcije ostaju kvalitativno i kvantitativno nepromijenjene.

Inhibitori– tvari koje usporavaju kemijske reakcije.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njezinog smjera pomoću katalizatora naziva se kataliza .