Koja brzina reakcije? Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Koncept "brzine" često se nalazi u literaturi. Iz fizike je poznato da što veću udaljenost materijalno tijelo (osoba, vlak, svemirski brod) prijeđe u određenom vremenskom razdoblju, to je veća brzina tog tijela.

Kako izmjeriti brzinu kemijske reakcije koja "ne ide nikamo" i ne prelazi nikakvu udaljenost? Da biste odgovorili na ovo pitanje, morate saznati što Stalno promjene u bilo koji kemijska reakcija? Budući da je svaka kemijska reakcija proces promjene tvari, izvorna tvar nestaje u njoj, pretvarajući se u produkte reakcije. Dakle, tijekom kemijske reakcije uvijek se mijenja količina tvari, smanjuje se broj čestica polaznih tvari, a time i njezina koncentracija (C).

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Brzina kemijske reakcije proporcionalna je promjeni:

1. koncentracija tvari u jedinici vremena;
2. količina tvari po jedinici volumena;
3. masa tvari po jedinici volumena;
4. volumen tvari tijekom reakcije.

Sada usporedite svoj odgovor s točnim:

brzina kemijske reakcije jednaka je promjeni koncentracije reaktanta u jedinici vremena

Gdje C 1 I Od 0- koncentracije reaktanata, konačne i početne; t 1 I t 2- vrijeme pokusa, konačno i početno vremensko razdoblje.

Pitanje.Što mislite koja je vrijednost veća: C 1 ili Od 0? t 1 ili t 0?

Budući da se reaktanti uvijek troše u danoj reakciji, onda

Dakle, omjer ovih veličina uvijek je negativan, a brzina ne može biti negativna veličina. Zbog toga se u formuli pojavljuje znak minus, što istovremeno označava da je brzina bilo koji reakcije tijekom vremena (pod stalnim uvjetima) su uvijek smanjuje se.

Dakle, brzina kemijske reakcije je:

Postavlja se pitanje u kojim jedinicama treba mjeriti koncentraciju reaktanata (C) i zašto? Da biste odgovorili na njega, morate razumjeti što je stanje glavni za bilo kakvu kemijsku reakciju.

Da bi čestice reagirale, moraju se barem sudariti. Zato što je veći broj čestica* (broj molova) po jedinici volumena, što se češće sudaraju, to je veća vjerojatnost kemijske reakcije.

* O tome što je "krtica" pročitajte u lekciji 29.1.

Stoga se pri mjerenju brzina kemijskih procesa koriste molarna koncentracija tvari u reakcijskim smjesama.

Molarna koncentracija tvari pokazuje koliko se molova tvari nalazi u 1 litri otopine

Dakle, što je veća molarna koncentracija tvari koje reagiraju, to je više čestica po jedinici volumena, češće se sudaraju i veća je (ako su sve ostale stvari jednake) brzina kemijske reakcije. Stoga je osnovni zakon kemijske kinetike (ovo je znanost o brzini kemijskih reakcija). zakon djelovanja mase.

Brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata.

Za reakciju tipa A + B →... matematički se ovaj zakon može izraziti na sljedeći način:

Ako je reakcija složenija, npr. 2A + B → ili, što je isto, A + A + B → ..., tada

Tako se u jednadžbi brzine pojavio eksponent « dva» , što odgovara koeficijentu 2 u jednadžbi reakcije. Za složenije jednadžbe, veliki eksponenti se obično ne koriste. To je zbog činjenice da je vjerojatnost istovremenog sudara, recimo, triju molekula A i dviju molekula B iznimno mala. Stoga se mnoge reakcije odvijaju u nekoliko faza, tijekom kojih se sudaraju najviše tri čestice, a svaka faza procesa odvija se određenom brzinom. Ova brzina i jednadžba kinetičke brzine za nju određuju se eksperimentalno.

Gornje jednadžbe brzine kemijske reakcije (3) ili (4) vrijede samo za homogena reakcije, tj. za takve reakcije kada tvari koje reagiraju nisu odvojene površinom. Na primjer, reakcija se odvija u vodenoj otopini, a oba reaktanta su visoko topljiva u vodi ili bilo kojoj mješavini plinova.

Druga je stvar kada se to dogodi heterogena reakcija. U ovom slučaju postoji sučelje između tvari koje reagiraju, na primjer, ugljikov dioksid plin reagira s vodom riješenje lužine. U ovom slučaju, jednako je vjerojatno da će svaka molekula plina reagirati, jer se te molekule kreću brzo i kaotično. Što je s česticama tekuće otopine? Te se čestice kreću izuzetno sporo, a one alkalne čestice koje su “na dnu” nemaju praktički nikakve šanse reagirati s ugljikovim dioksidom osim ako se otopina neprestano miješa. Reagiraju samo one čestice koje "leže na površini". Dakle za heterogena reakcije -

brzina reakcije ovisi o veličini površine sučelja, koja se povećava brušenjem.

Stoga se vrlo često tvari koje reagiraju drobe (na primjer, otope u vodi), hrana se temeljito žvače, a tijekom procesa kuhanja - melje, prolazi kroz mlin za meso itd. Prehrambeni proizvod koji nije drobljen praktički nije probavljiv!

Dakle, pri najvećoj brzini (pod jednakim uvjetima) odvijaju se homogene reakcije u otopinama i između plinova (ako ti plinovi reagiraju u ambijentalnim uvjetima), štoviše, u otopinama gdje se molekule nalaze “jedna uz drugu”, a mljevenje je kao i kod plinova (pa čak i više!), brzina reakcije je veća.

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Koja se reakcija odvija najbrže na sobnoj temperaturi:

1. ugljik s kisikom;
2. željezo s klorovodičnom kiselinom;
3. željezo otopinom octene kiseline
4. otopine lužina i sumporne kiseline.

U ovom slučaju morate pronaći koji je proces homogen.

Treba napomenuti da brzina kemijske reakcije između plinova ili heterogene reakcije u kojoj plin sudjeluje također ovisi o tlaku, budući da se s povećanjem tlaka plinovi sabijaju i koncentracija čestica raste (vidi formulu 2). Promjene tlaka ne utječu na brzinu reakcija u kojima ne sudjeluju plinovi.

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Brzina kemijske reakcije između kisele otopine i željeza nije pogođena

1. koncentracija kiseline;
2. brušenje željeza;
3. temperatura reakcije;
4. povećanje pritiska.

Konačno, brzina reakcije ovisi i o reaktivnosti tvari. Na primjer, ako kisik reagira s nekom tvari, tada će, pod jednakim uvjetima, brzina reakcije biti veća nego kada ista tvar stupa u interakciju s dušikom. Činjenica je da je reaktivnost kisika znatno veća od one dušika. Razmotrit ćemo razlog ove pojave u sljedećem dijelu Vodiča (14. lekcija).

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Kemijska reakcija između klorovodične kiseline i

1. bakar;
2. željezo;
3. magnezij;
4. cinkov

Treba napomenuti da ne dovodi svaki sudar molekula do njihove kemijske interakcije (kemijske reakcije). U plinskoj smjesi vodika i kisika, u normalnim uvjetima, događa se nekoliko milijardi sudara u sekundi. Ali prvi znakovi reakcije (kapljice vode) pojavit će se u tikvici tek nakon nekoliko godina. U takvim slučajevima kažu da je reakcija praktički ne radi. Ali ona moguće, inače kako objasniti činjenicu da kada se ova smjesa zagrije na 300 °C, tikvica se brzo zamagli, a na temperaturi od 700 °C dogodit će se strahovita eksplozija! Nije uzalud smjesa vodika i kisika nazvana "eksplozivnim plinom".

Pitanje.Što mislite, zašto se brzina reakcije tako naglo povećava pri zagrijavanju?

Brzina reakcije se povećava jer se, prvo, povećava broj sudara čestica, a drugo, broj aktivan sudari. Aktivni sudari čestica dovode do njihove interakcije. Da bi došlo do takvog sudara, čestice moraju imati određenu energiju.

Energija koju čestice moraju imati da bi došlo do kemijske reakcije naziva se aktivacijska energija.

Ta se energija troši na svladavanje odbojnih sila između vanjskih elektrona atoma i molekula i na uništavanje "starih" kemijskih veza.

Postavlja se pitanje: kako povećati energiju čestica koje reagiraju? Odgovor je jednostavan - povećati temperaturu, jer se s povećanjem temperature povećava brzina kretanja čestica, a time i njihova kinetička energija.

Pravilo van't hoff*:

Sa svakim povećanjem temperature od 10 stupnjeva, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(08/30/1852–03/1/1911) - nizozemski kemičar. Jedan od utemeljitelja fizikalne kemije i stereokemije. Nobelova nagrada za kemiju broj 1 (1901.).

Valja napomenuti da je ovo pravilo (ne zakon!) ustanovljeno eksperimentalno za reakcije koje su bile “pogodne” za mjerenje, odnosno za takve reakcije koje se nisu odvijale ni prebrzo ni presporo i na temperaturama dostupnim eksperimentatoru (ne previše). visoka i ne preniska).

Pitanje. Što mislite kako je najbrže skuhati krumpir: skuhati ga ili pržiti u sloju ulja?

Kako biste ispravno razumjeli značenje opisanih pojava, možete usporediti reagirajuće molekule sa skupinom učenika koji će skočiti uvis. Ako im se postavi barijera visoka 1 m, tada će učenici morati potrčati (povećati svoju “temperaturu”) kako bi svladali barijeru. Unatoč tome, uvijek će biti učenika ("neaktivnih molekula") koji neće moći prevladati ovu prepreku.

Što uraditi? Ako se pridržavate načela: "Pametan se neće popeti na planinu, pametan će zaobići planinu", tada jednostavno spustite barijeru, recimo, na 40 cm. Tada će svaki učenik moći prevladati prepreka. Na molekularnoj razini to znači: da bi se povećala brzina reakcije, potrebno je smanjiti aktivacijsku energiju u danom sustavu.

U stvarnim kemijskim procesima tu funkciju obavlja katalizator.

Katalizator je tvar koja mijenja brzinu kemijske reakcije dok ostaje nepromijenjeno prema kraju kemijske reakcije.

Katalizator sudjeluje u kemijskoj reakciji, u interakciji s jednom ili više polaznih tvari. U tom slučaju nastaju intermedijarni spojevi i mijenja se energija aktivacije. Ako je međuprodukt aktivniji (aktivni kompleks), tada se energija aktivacije smanjuje, a brzina reakcije raste.

Na primjer, reakcija između SO 2 i O 2 odvija se vrlo sporo u normalnim uvjetima praktički ne radi. Ali u prisutnosti NO, brzina reakcije se naglo povećava. Prvo NE vrlo brzo reagira s O2:

nastali dušikov dioksid brzo reagira sa sumpor(IV) oksidom:

Zadatak 5.1. Na ovom primjeru pokažite koja je tvar katalizator, a koja aktivni kompleks.

Obrnuto, ako nastane više pasivnih spojeva, aktivacijska energija se može toliko povećati da se reakcija praktički ne događa u tim uvjetima. Takvi se katalizatori nazivaju inhibitori.

U praksi se koriste obje vrste katalizatora. Dakle, posebni organski katalizatori - enzima- sudjeluju u apsolutno svim biokemijskim procesima: probavi hrane, kontrakciji mišića, disanju. Život ne može postojati bez enzima!

Inhibitori su potrebni za zaštitu metalnih proizvoda od korozije, a hrane koja sadrži mast od oksidacije (užeglosti). Neki lijekovi također sadrže inhibitore koji inhibiraju vitalne funkcije mikroorganizama i time ih uništavaju.

Kataliza može biti homogena i heterogena. Primjer homogene katalize je učinak NO (ovo je katalizator) na oksidaciju sumporovog dioksida. Primjer heterogene katalize je djelovanje zagrijanog bakra na alkohol:

Ova reakcija odvija se u dvije faze:

Zadatak 5.2. Odredite koja je tvar u ovom slučaju katalizator? Zašto se ova vrsta katalize naziva heterogenom?

U praksi se najčešće koristi heterogena kataliza, gdje kao katalizatori služe čvrste tvari: metali, njihovi oksidi itd. Na površini tih tvari postoje posebne točke (čvorovi kristalne rešetke), gdje se zapravo odvija katalitička reakcija. Ako su te točke prekrivene stranim tvarima, tada se kataliza zaustavlja. Ova tvar, štetna za katalizator, zove se katalitički otrov. Ostale tvari - promotori- naprotiv, pojačavaju katalitičku aktivnost.

Katalizator može promijeniti smjer kemijske reakcije, odnosno promjenom katalizatora možete dobiti različite produkte reakcije. Tako se iz alkohola C 2 H 5 OH u prisutnosti cinkovog i aluminijevog oksida može dobiti butadien, a u prisutnosti koncentrirane sumporne kiseline etilen.

Dakle, tijekom kemijske reakcije energija sustava se mijenja. Ako se tijekom reakcije energija se oslobađa u obliku topline Q, takav se proces naziva egzotermna:

Za endo toplinski procesi toplina se apsorbira, tj. toplinski učinak Q< 0 .

Zadatak 5.3. Odredite koji je od predloženih procesa egzoterman, a koji endoterman:

Jednadžba kemijske reakcije u kojoj toplinski učinak, naziva se termokemijska jednadžba reakcije. Da bi se napravila takva jednadžba, potrebno je izračunati toplinski učinak po 1 molu reaktanta.

Zadatak. Pri izgaranju 6 g magnezija oslobađa se 153,5 kJ topline. Napišite termokemijsku jednadžbu za ovu reakciju.

Riješenje. Napravimo jednadžbu za reakciju i naznačimo IZNAD formula koje su dane:

Sastavljajući udio, nalazimo željeni toplinski učinak reakcije:

Termokemijska jednadžba za ovu reakciju je:

Takvi zadaci dani su u zadatcima većina Mogućnosti jedinstvenog državnog ispita! Na primjer.

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Prema jednadžbi termokemijske reakcije

količina topline koja se oslobađa izgaranjem 8 g metana jednaka je:

Reverzibilnost kemijskih procesa. Le Chatelierov princip

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - francuski fizikalni kemičar i metalurg. Formulirao opći zakon ravnotežnog pomaka (1884).

Reakcije mogu biti reverzibilne i ireverzibilne.

Nepovratno To su reakcije za koje ne postoje uvjeti pod kojima je moguć obrnuti proces.

Primjer takvih reakcija su reakcije koje se javljaju kada mlijeko ukiseli ili kada ukusan kotlet zagori. Kao što je nemoguće mljeveno meso vratiti kroz mašinu za mljevenje mesa (i opet dobiti komad mesa), tako je nemoguće “reanimirati” kotlet ili napraviti svježe mlijeko.

No, postavimo si jednostavno pitanje: je li proces nepovratan?

Da bismo odgovorili na ovo pitanje, pokušajmo se sjetiti, je li moguće provesti obrnuti proces? Da! Razgradnja vapnenca (krede) za dobivanje živog vapna CaO koristi se u industrijskim razmjerima:

Dakle, reakcija je reverzibilna, budući da postoje uvjeti pod kojima oba postupak:

Štoviše, postoje uvjeti pod kojima brzina prednje reakcije jednaka je brzini obrnute reakcije.

U tim uvjetima uspostavlja se kemijska ravnoteža. U tom trenutku reakcija se ne zaustavlja, ali je broj dobivenih čestica jednak broju razgrađenih čestica. Zato u stanju kemijske ravnoteže koncentracije reagirajućih čestica se ne mijenjaju. Na primjer, za naš proces u trenutku kemijske ravnoteže

znak znači ravnotežna koncentracija.

Postavlja se pitanje što će se dogoditi s ravnotežom ako se temperatura poveća ili smanji ili se promijene drugi uvjeti? Na ovo pitanje može se odgovoriti poznavanjem Le Chatelierov princip:

ako promijenite uvjete (t, p, c) pod kojima je sustav u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža pomaknuti prema procesu koji opire se promjenama.

Drugim riječima, ravnotežni sustav uvijek se opire svakom utjecaju izvana, baš kao što se hirovito dijete koje čini “suprotno” opire volji svojih roditelja.

Pogledajmo primjer. Neka je uspostavljena ravnoteža u reakciji koja proizvodi amonijak:

Pitanja. Je li broj molova reagirajućih plinova jednak prije i poslije reakcije? Ako se reakcija odvija u zatvorenom volumenu, kada je tlak veći: prije ili poslije reakcije?

Očito je da se ovaj proces događa smanjenjem broja molekula plina, što znači pritisak smanjuje tijekom izravne reakcije. U obrnuti reakcije - naprotiv, tlak u smjesi povećava se.

Zapitajmo se što će se dogoditi ako u ovom sustavu povećati pritisak? Prema Le Chatelierovom principu, odvijat će se reakcija koja "čini suprotno", tj. snižava pritisak. Ovo je izravna reakcija: manje molekula plina - manji tlak.

Tako, na povećati tlaka, ravnoteža se pomiče prema izravnom procesu, gdje pritisak pada, kako se broj molekula smanjuje plinovi

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Na povećati pomaci ravnoteže tlaka pravo u sustavu:

Ako kao rezultat reakcije broj molekula plinova ne mijenja, tada promjena tlaka ne utječe na ravnotežni položaj.

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Promjena tlaka utječe na promjenu ravnoteže u sustavu:

Ravnotežni položaj ove i svake druge reakcije ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju: povećanjem koncentracije polaznih tvari i smanjenjem koncentracije nastalih tvari ravnotežu uvijek pomičemo prema izravnoj reakciji (udesno).

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita.

pomaknut će se ulijevo kada:

1. povećan krvni tlak;
2. smanjenje temperature;
3. povećanje koncentracije CO;
4. smanjenje koncentracije CO.

Proces sinteze amonijaka je egzoterman, odnosno praćen oslobađanjem topline, tj porast temperature u smjesi.

Pitanje. Kako će se pomaknuti ravnoteža u ovom sustavu kada pad temperature?

Raspravljajući slično, mi radimo zaključak: kada se smanjuje temperature, ravnoteža će se pomaknuti prema stvaranju amonijaka, budući da se u ovoj reakciji oslobađa toplina, a temperatura diže se.

Pitanje. Kako se brzina kemijske reakcije mijenja snižavanjem temperature?

Očito, kako se temperatura smanjuje, brzina obje reakcije će se naglo smanjiti, tj. morat ćete čekati jako dugo da se uspostavi željena ravnoteža. Što uraditi? U ovom slučaju potrebno je katalizator. Iako on ne utječe na ravnotežni položaj, ali ubrzava nastanak ovog stanja.

Zadatak Jedinstvenog državnog ispita. Kemijska ravnoteža u sustavu

pomiče se prema stvaranju produkta reakcije kada:

1. povećan krvni tlak;
2. povećanje temperature;
3. smanjenje tlaka;
4. korištenje katalizatora.

zaključke

Brzina kemijske reakcije ovisi o:

• prirodu čestica koje reagiraju;
• koncentracija ili područje sučelja reaktanata;
• temperatura;
• prisutnost katalizatora.

Ravnoteža se uspostavlja kada je brzina prednje reakcije jednaka brzini obrnutog procesa. U tom se slučaju ravnotežna koncentracija reaktanata ne mijenja. Stanje kemijske ravnoteže ovisi o uvjetima i pridržava se Le Chatelierovog načela.

Stalno smo suočeni s raznim kemijskim interakcijama. Izgaranje prirodnog plina, hrđanje željeza, kiseljenje mlijeka - to nisu svi procesi koji se detaljno proučavaju u školskom tečaju kemije.

Za neke reakcije potrebni su djelići sekunde, dok su za neke interakcije potrebni dani ili tjedni.

Pokušajmo identificirati ovisnost brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji i drugim čimbenicima. Novi obrazovni standard ovom pitanju izdvaja minimalno nastavno vrijeme. Testovi Jedinstvenog državnog ispita uključuju zadatke o ovisnosti brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji, pa čak i nude računske probleme. Mnogi srednjoškolci imaju određene poteškoće u pronalaženju odgovora na ova pitanja, pa ćemo ovu temu detaljnije analizirati.

Relevantnost problematike koja se razmatra

Podaci o brzini reakcije imaju važno praktično i znanstveno značenje. Na primjer, u specifičnoj proizvodnji tvari i proizvoda, produktivnost opreme i trošak robe izravno ovise o ovoj vrijednosti.

Klasifikacija reakcija u tijeku

Postoji izravan odnos između agregacijskog stanja početnih komponenti i proizvoda nastalih tijekom heterogenih interakcija.

U kemiji sustav obično znači tvar ili njihovu kombinaciju.

Sustav koji se sastoji od jedne faze (isto agregatno stanje) smatra se homogenim. Kao primjer možemo navesti mješavinu plinova i nekoliko različitih tekućina.

Heterogeni sustav je sustav u kojem su tvari koje reagiraju u obliku plinova i tekućina, krutina i plinova.

Ne postoji samo ovisnost brzine reakcije o temperaturi, već i o fazi u kojoj se koriste komponente koje ulaze u analiziranu interakciju.

Homogen sastav karakterizira proces koji se odvija u cijelom volumenu, što značajno poboljšava njegovu kvalitetu.

Ako su polazne tvari u različitim faznim stanjima, tada se najveća interakcija opaža na granici faza. Na primjer, kada se aktivni metal otopi u kiselini, stvaranje produkta (soli) opaža se samo na površini njihovog dodira.

Matematički odnos između brzine procesa i različitih faktora

Kako izgleda jednadžba ovisnosti brzine kemijske reakcije o temperaturi? Za homogeni proces, brzina je određena količinom tvari koja međudjeluje ili se formira tijekom reakcije u volumenu sustava po jedinici vremena.

Za heterogeni proces, brzina se određuje u smislu količine tvari koja reagira ili se proizvodi u procesu po jedinici površine u minimalnom vremenskom razdoblju.

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Priroda tvari koje reagiraju jedan je od razloga za različite brzine procesa. Na primjer, alkalijski metali stvaraju alkalije s vodom na sobnoj temperaturi, a proces je popraćen intenzivnim oslobađanjem vodika. Plemeniti metali (zlato, platina, srebro) nisu sposobni za takve procese ni na sobnoj temperaturi ni pri zagrijavanju.

Priroda reaktanata je faktor koji se uzima u obzir u kemijskoj industriji kako bi se povećala profitabilnost proizvodnje.

Otkriven je odnos između koncentracije reagensa i brzine kemijske reakcije. Što je veći, to će se više čestica sudarati, stoga će se proces odvijati brže.

Zakon djelovanja mase u matematičkom obliku opisuje izravno proporcionalan odnos između koncentracije polaznih tvari i brzine procesa.

Sredinom devetnaestog stoljeća formulirao ga je ruski kemičar N. N. Beketov. Za svaki proces određena je konstanta reakcije koja nije povezana s temperaturom, koncentracijom ili prirodom reaktanata.

Da biste ubrzali reakciju u kojoj sudjeluje čvrsta tvar, morate je samljeti u stanje praha.

U tom slučaju povećava se površina, što pozitivno utječe na brzinu procesa. Za dizelsko gorivo koristi se poseban sustav ubrizgavanja, zbog čega se, kada dođe u dodir sa zrakom, brzina izgaranja smjese ugljikovodika značajno povećava.

Grijanje

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi objašnjava se molekularno kinetičkom teorijom. Omogućuje vam izračunavanje broja sudara između molekula reagensa pod određenim uvjetima. Ako ste naoružani takvim informacijama, tada bi se u normalnim uvjetima svi procesi trebali odvijati trenutno.

Ali ako uzmemo u obzir specifičan primjer ovisnosti brzine reakcije o temperaturi, ispada da je za interakciju potrebno najprije prekinuti kemijske veze između atoma tako da se iz njih formiraju nove tvari. To zahtijeva značajan utrošak energije. Kakva je ovisnost brzine reakcije o temperaturi? Energija aktivacije određuje mogućnost pucanja molekula, a upravo ta energija karakterizira realnost procesa. Njegove jedinice su kJ/mol.

Ako je energija nedovoljna, sudar će biti neučinkovit, pa ga ne prati stvaranje nove molekule.

Grafički prikaz

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi može se prikazati grafički. Zagrijavanjem se povećava broj sudara među česticama, što ubrzava interakciju.

Kako izgleda grafikon brzine reakcije u odnosu na temperaturu? Horizontalno je prikazana energija molekula, a okomito broj čestica s velikom rezervom energije. Graf je krivulja po kojoj se može procijeniti brzina određene interakcije.

Što je veća razlika u energiji od prosjeka, to je točka krivulje udaljenija od maksimuma, te manji postotak molekula ima takvu rezervu energije.

Važni aspekti

Može li se napisati jednadžba za ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi? Njegovo povećanje se odražava na povećanje brzine procesa. Ovu ovisnost karakterizira određena vrijednost koja se naziva temperaturni koeficijent brzine procesa.

Za bilo koju interakciju otkrivena je ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi. Ako se poveća za 10 stupnjeva, brzina procesa se povećava za 2-4 puta.

Ovisnost brzine homogenih reakcija o temperaturi može se prikazati u matematičkom obliku.

Za većinu interakcija na sobnoj temperaturi koeficijent je u rasponu od 2 do 4. Na primjer, s temperaturnim koeficijentom od 2,9, povećanje temperature od 100 stupnjeva ubrzava proces za gotovo 50 000 puta.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi lako se može objasniti različitim energijama aktivacije. Ima minimalnu vrijednost tijekom ionskih procesa, koji su određeni samo međudjelovanjem kationa i aniona. Brojni pokusi ukazuju na trenutnu pojavu takvih reakcija.

Pri visokoj aktivacijskoj energiji samo će mali broj sudara između čestica dovesti do interakcije. Pri prosječnoj energiji aktivacije, reaktanti će međudjelovati prosječnom brzinom.

Zadaci o ovisnosti brzine reakcije o koncentraciji i temperaturi razmatraju se samo na višoj razini obrazovanja i često uzrokuju ozbiljne poteškoće za djecu.

Mjerenje brzine procesa

Oni procesi koji zahtijevaju značajnu energiju aktivacije uključuju početno pucanje ili slabljenje veza između atoma u početnim tvarima. U tom slučaju prelaze u određeno međustanje koje se naziva aktivirani kompleks. To je nestabilno stanje, vrlo brzo se raspada u produkte reakcije, proces je popraćen oslobađanjem dodatne energije.

U svom najjednostavnijem obliku, aktivirani kompleks je konfiguracija atoma s oslabljenim starim vezama.

Inhibitori i katalizatori

Analizirajmo ovisnost brzine enzimske reakcije o temperaturi medija. Takve tvari djeluju kao ubrzivači procesa.

Oni sami nisu sudionici interakcije, njihov broj ostaje nepromijenjen nakon završetka procesa. Dok katalizatori pomažu povećati brzinu reakcije, inhibitori, naprotiv, usporavaju ovaj proces.

Bit toga leži u stvaranju intermedijarnih spojeva, zbog čega se uočava promjena brzine procesa.

Zaključak

U svijetu se svake minute događaju razne kemijske interakcije. Kako utvrditi ovisnost brzine reakcije o temperaturi? Arrheniusova jednadžba matematičko je objašnjenje odnosa između konstante brzine i temperature. Daje predodžbu o onim vrijednostima aktivacijske energije pri kojima je moguće uništavanje ili slabljenje veza između atoma u molekulama i raspodjela čestica u nove kemijske tvari.

Zahvaljujući molekularno-kinetičkoj teoriji, moguće je predvidjeti vjerojatnost međudjelovanja između početnih komponenti i izračunati brzinu procesa. Među tim čimbenicima koji utječu na brzinu reakcije od posebne su važnosti promjene temperature, postotak koncentracije tvari u interakciji, kontaktna površina, prisutnost katalizatora (inhibitora), kao i priroda komponenti u interakciji.

Kao i svaki drugi proces, kemijske reakcije odvijaju se tijekom vremena i stoga ih karakterizira jedna ili druga brzina.

Grana kemije koja proučava brzinu kemijskih reakcija i mehanizam njihovog odvijanja, nazvao kemijska kinetika. Kemijska kinetika koristi koncepte "faze" i "sustava". Faza – to je dio sustava odvojen od njegovih ostalih dijelova sučeljem.

Sustavi mogu biti homogeni i heterogeni. Homogeni sustavi Sastoji se od jednofazni. Na primjer, zrak ili bilo koja mješavina plinova, otopina soli. Heterogeni sustavi Sastoji se od dvije ili više faza. Na primjer, tekuća voda – led – para, otopina soli + sediment.

Reakcije koje se odvijaju u homogenom sustavu, se zovu homogena. Na primjer, N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g). Oni teku posvuda. Reakcije koje se odvijaju u heterogenom sustavu, se zovu heterogena. Na primjer, C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Oni teku na granici faza.

Brzina kemijske reakcije odlučan količina tvari koja reagira ili nastaje tijekom reakcije u jedinici vremena po jedinici volumena(za homogenu reakciju) ili po jedinici sučelja(za heterogeni sustav).

Brzina reakcije ovisi o prirodi reaktanata, njihovoj koncentraciji, temperaturi i prisutnosti katalizatora.

1. Priroda tvari koje reagiraju.

Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja slabijih veza i stvaranja tvari s jačom vezom. Dakle, kidanje veza u molekulama H 2 i N 2 zahtijeva visoke energije; takve molekule su malo reaktivne. Razbijanje veza u visoko polarnim molekulama (HCl, H 2 O) zahtijeva manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između iona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.

2. Koncentracija.

Povećanjem koncentracije dolazi do sudara molekula tvari koje reagiraju češće - povećava se brzina reakcije.

Izražena je ovisnost brzine kemijske reakcije o koncentraciji reaktanata zakon djelovanja mase (LMA): pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija tvari koje reagiraju.

Općenito, za homogena reakcije

nA (g) + mB (g) = pAB (g)

ovisnost o brzini reakcije izražena je jednadžbom:

gdje su C A i C B koncentracije reaktanata, mol/l; k je konstanta brzine reakcije. Za specifičnu reakciju 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), matematički izraz za ZDM je:

υ = k∙∙

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentracijama reaktanata. Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.

Za heterogena reakcije (kada su tvari u različitim agregacijskim stanjima), brzina reakcije ovisi samo o koncentraciji plinova ili otopljenih tvari, a koncentracija krute faze nije uključena u matematički izraz EDM:

nA (k) + mB (g) = pAB (g)

Na primjer, brzina izgaranja ugljika u kisiku proporcionalna je samo koncentraciji kisika:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k)

3. Temperatura.

Kako temperatura raste, brzina kretanja molekula se povećava, što zauzvrat dovodi do povećanja broja međusobnih sudara. Da bi došlo do reakcije, molekule koje se sudaraju moraju imati određeni višak energije. Višak energije koji molekule moraju imati prije njihovog sudara može dovesti do stvaranja nove tvari, nazvao energija aktivacije. Energija aktivacije ( E a) izražavaju se u kJ/mol. Njegova vrijednost ovisi o prirodi tvari koje reagiraju, tj. Svaka reakcija ima svoju aktivacijsku energiju. Molekule s aktivacijskom energijom, nazvao aktivan. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, a time i brzinu kemijske reakcije.

Izražena je ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 °C povećanja temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.

gdje su υ 2 i υ 1 brzine reakcije na temperaturama t 2 i t 1,

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije poveća kada temperatura poraste za 10 0 C.

4. Kontaktna površina tvari koje reagiraju.

Za heterogene sustave, što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih tvari može se povećati njihovim mljevenjem, a topljivih tvari njihovim otapanjem.

5. Katalizatori.

Tvari koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, se zovu katalizatori. Promjena brzine reakcije pod utjecajem katalizatora naziva se kataliza. Postoje katalize homogena I heterogena.

DO homogena To uključuje procese u kojima je katalizator u istom agregatnom stanju kao i reaktanti.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g)

Djelovanje homogenog katalizatora je stvaranje više ili manje jakih međuaktivnih spojeva, iz kojih se zatim potpuno regenerira.

DO heterogena Kataliza se odnosi na procese u kojima su katalizator i reaktanti u različitim agregacijskim stanjima, a reakcija se odvija na površini katalizatora.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

Mehanizam djelovanja heterogenih katalizatora je složeniji od homogenih. Značajnu ulogu u tim procesima imaju pojave upijanja plinovitih i tekućih tvari na površini krute tvari – pojava adsorpcije. Kao rezultat adsorpcije, povećava se koncentracija reagirajućih tvari, povećava se njihova kemijska aktivnost, što dovodi do povećanja brzine reakcije.

Brzina reakcije određuje se promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata:

V = ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DC / Dt)

Gdje su C 1 i C 2 molarne koncentracije tvari u trenucima t 1 odnosno t 2 (znak (+) - ako je brzina određena produktom reakcije, znak (-) - početna tvar).

Reakcije nastaju kada se molekule reagirajućih tvari sudare. Njegova brzina određena je brojem sudara i vjerojatnošću da će dovesti do transformacije. Broj sudara određen je koncentracijama tvari koje reagiraju, a vjerojatnost reakcije određena je energijom sudarajućih molekula.
Čimbenici koji utječu na brzinu kemijskih reakcija.
1. Priroda tvari koje reagiraju. Priroda kemijskih veza i struktura molekula reagensa igraju važnu ulogu. Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja slabijih veza i stvaranja tvari s jačom vezom. Dakle, kidanje veza u molekulama H 2 i N 2 zahtijeva visoke energije; takve molekule su malo reaktivne. Razbijanje veza u visoko polarnim molekulama (HCl, H 2 O) zahtijeva manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između iona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.
Primjeri
Fluor reagira s vodikom eksplozivno na sobnoj temperaturi; brom reagira s vodikom sporo kada se zagrijava.
Kalcijev oksid snažno reagira s vodom, oslobađajući toplinu; bakrov oksid – ne reagira.

2. Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena) češće dolazi do sudara molekula tvari koje reagiraju - povećava se brzina reakcije.
Zakon djelovanja mase (K. Guldberg, P. Waage, 1867.)
Brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentracijama reaktanata.
Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija krute faze nije uključena u izraz brzine reakcije.

3. Temperatura. Za svakih 10°C povećanja temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo). Kako temperatura raste od t 1 do t 2, promjena brzine reakcije može se izračunati pomoću formule:

(gdje su Vt 2 i Vt 1 brzine reakcije pri temperaturama t 2 odnosno t 1; g je temperaturni koeficijent ove reakcije).
Van't Hoffovo pravilo primjenjivo je samo u uskom temperaturnom rasponu. Točnija je Arrheniusova jednadžba:

• e -Ea/RT

Gdje
A je konstanta koja ovisi o prirodi reaktanata;
R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je energija aktivacije, tj. energija koju moraju imati molekule koje se sudaraju da bi sudar doveo do kemijske transformacije.
Energetski dijagram kemijske reakcije.

A - reagensi, B - aktivirani kompleks (prijelazno stanje), C - produkti.
Što je veća energija aktivacije Ea, to se više povećava brzina reakcije s povećanjem temperature.

4. Kontaktna površina tvari koje reagiraju. Za heterogene sustave (kada su tvari u različitim agregacijskim stanjima), što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih tvari može se povećati njihovim mljevenjem, a topljivih tvari njihovim otapanjem.

5. Kataliza. Tvari koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, nazivaju se katalizatori. Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem aktivacijske energije reakcije zbog stvaranja intermedijarnih spojeva. Na homogena kataliza reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregatnom stanju), s heterogena kataliza- različite faze (u različitim su agregatnim stanjima). U nekim slučajevima, pojavu nepoželjnih kemijskih procesa može se oštro usporiti dodavanjem inhibitora u reakcijski medij ("fenomen" negativna kataliza").

U životu se susrećemo s različitim kemijskim reakcijama. Neki od njih, poput hrđanja željeza, mogu trajati nekoliko godina. Drugi, poput fermentacije šećera u alkohol, traju nekoliko tjedana. Drva u peći izgore za par sati, a benzin u motoru za djelić sekunde.

Kako bi smanjili troškove opreme, kemijska postrojenja povećavaju brzinu reakcija. A neke procese, na primjer, kvarenje hrane i koroziju metala, potrebno je usporiti.

Brzina kemijske reakcije može se izraziti kao promjena količine materije (n, modulo) po jedinici vremena (t) - usporedite brzinu kretanja tijela u fizici kao promjenu koordinata po jedinici vremena: υ = Δx/Δt. Kako brzina ne bi ovisila o volumenu posude u kojoj se odvija reakcija, izraz podijelimo s volumenom tvari koje reagiraju (v), tj. dobijemo promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena, odn promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

gdje je c = n / v koncentracija tvari,

Δ (čitaj "delta") je općeprihvaćena oznaka za promjenu vrijednosti.

Ako tvari imaju različite koeficijente u jednadžbi, brzina reakcije za svaku od njih izračunata ovom formulom bit će drugačija. Na primjer, 2 mola sumpornog dioksida potpuno su reagirala s 1 molom kisika u 10 sekundi u 1 litri:

2SO2 + O2 = 2SO3

Stopa kisika bit će: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Brzina za sumporni dioksid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- ovo ne treba učiti napamet i govoriti na ispitu, primjer je naveden da ne bude zabune ako se ovo pitanje pojavi.

Brzina heterogenih reakcija (koje uključuju krutine) često se izražava po jedinici površine kontaktnih površina:

Reakcije se nazivaju heterogenim kada su reaktanti u različitim fazama:

• krutina s drugom krutinom, tekućinom ili plinom,
• dvije tekućine koje se ne miješaju
• tekućina s plinom.

Homogene reakcije odvijaju se između tvari u jednoj fazi:

• između dobro izmiješanih tekućina,
• plinovi,
• tvari u otopinama.

Uvjeti koji utječu na brzinu kemijskih reakcija

1) Brzina reakcije ovisi o priroda reaktanata. Jednostavno rečeno, različite tvari reagiraju različitim brzinama. Na primjer, cink burno reagira s klorovodičnom kiselinom, dok željezo reagira prilično sporo.

2) Što je veća brzina reakcije, to je brže koncentracija tvari. Cink će puno dulje reagirati s visoko razrijeđenom kiselinom.

3) Brzina reakcije značajno se povećava s povećanjem temperatura. Na primjer, da bi gorivo izgorjelo, potrebno ga je zapaliti, odnosno povećati temperaturu. Za mnoge reakcije, povećanje temperature od 10°C prati 2-4 puta povećanje brzine.

4) Brzina heterogena reakcije se povećava s povećanjem površine tvari koje reagiraju. Krutine se obično melju za tu svrhu. Na primjer, da bi željezo i sumporni prah reagirali kada se zagriju, željezo mora biti u obliku fine piljevine.

Imajte na umu da se u ovom slučaju formula (1) podrazumijeva! Formula (2) izražava brzinu po jedinici površine, stoga ne može ovisiti o površini.

5) Brzina reakcije ovisi o prisutnosti katalizatora ili inhibitora.

Katalizatori- tvari koje ubrzavaju kemijske reakcije, ali se ne troše. Primjer je brza razgradnja vodikovog peroksida uz dodatak katalizatora - mangan (IV) oksida:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Mangan(IV) oksid ostaje na dnu i može se ponovno upotrijebiti.

Inhibitori- tvari koje usporavaju reakciju. Na primjer, inhibitori korozije dodaju se u sustav grijanja vode kako bi se produžio vijek trajanja cijevi i baterija. U automobilima se kočionoj i rashladnoj tekućini dodaju inhibitori korozije.

Još nekoliko primjera.