Akú rýchlosť reakcie? Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Pojem „rýchlosť“ sa v literatúre vyskytuje pomerne často. Z fyziky je známe, že čím väčšiu vzdialenosť materiálne teleso (človek, vlak, vesmírna loď) prekoná za určitý čas, tým je rýchlosť tohto telesa vyššia.

Ako zmerať rýchlosť chemickej reakcie, ktorá „nikam nevedie“ a neprejde žiadnu vzdialenosť? Ak chcete odpovedať na túto otázku, musíte zistiť, čo Vždy zmeny v akýkoľvek chemická reakcia? Pretože každá chemická reakcia je procesom zmeny látky, pôvodná látka v nej zmizne a zmení sa na reakčné produkty. Pri chemickej reakcii sa teda vždy mení množstvo látky, znižuje sa počet častíc východiskových látok, a preto sa jej koncentrácia (C).

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná zmene:

1. koncentrácia látky za jednotku času;
2. množstvo látky na jednotku objemu;
3. hmotnosť látky na jednotku objemu;
4. objem látky počas reakcie.

Teraz porovnaj svoju odpoveď so správnou:

rýchlosť chemickej reakcie sa rovná zmene koncentrácie reaktantu za jednotku času

Kde C 1 A Od 0- koncentrácie reaktantov, konečné a počiatočné; t 1 A t 2- čas experimentu, konečný a počiatočný časový úsek.

Otázka. Ktorá hodnota je podľa vás väčšia: C 1 alebo Od 0? t 1 alebo t 0?

Keďže reaktanty sa pri danej reakcii vždy spotrebúvajú, potom

Pomer týchto veličín je teda vždy záporný a rýchlosť nemôže byť zápornou veličinou. Preto sa vo vzorci objaví znamienko mínus, ktoré súčasne označuje rýchlosť akýkoľvek reakcie v čase (za konštantných podmienok) sú vždy klesá.

Rýchlosť chemickej reakcie je teda:

Vzniká otázka: v akých jednotkách by sa mala merať koncentrácia reaktantov (C) a prečo? Aby ste na ňu mohli odpovedať, musíte pochopiť, čo je to podmienka Hlavná aby došlo k akejkoľvek chemickej reakcii.

Aby častice zareagovali, musia sa aspoň zraziť. Preto čím vyšší je počet častíc* (počet mólov) na jednotku objemu, tým častejšie sa zrážajú, tým vyššia je pravdepodobnosť chemickej reakcie.

* Prečítajte si o tom, čo je „krtek“ v lekcii 29.1.

Preto pri meraní rýchlostí chemických procesov používajú molárnej koncentrácie látky v reagujúcich zmesiach.

Molárna koncentrácia látky ukazuje, koľko mólov je obsiahnutých v 1 litri roztoku

Takže čím väčšia je molárna koncentrácia reagujúcich látok, tým viac častíc je na jednotku objemu, tým častejšie sa zrážajú a tým vyššia je rýchlosť chemickej reakcie (za rovnakých podmienok). Preto je základný zákon chemickej kinetiky (to je veda o rýchlosti chemických reakcií). zákon masovej akcie.

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

Pre reakciu typu A + B →... matematicky možno tento zákon vyjadriť takto:

Ak je reakcia zložitejšia, napríklad 2A + B → alebo, čo je rovnaké, A + A + B → ..., potom

V rýchlostnej rovnici sa teda objavil exponent « dva» , čo zodpovedá koeficientu 2 v reakčnej rovnici. Pre zložitejšie rovnice sa veľké exponenty zvyčajne nepoužívajú. Je to spôsobené tým, že pravdepodobnosť súčasnej kolízie povedzme troch molekúl A a dvoch molekúl B je extrémne malá. Preto mnohé reakcie prebiehajú v niekoľkých fázach, počas ktorých sa nezrazia viac ako tri častice a každá fáza procesu prebieha určitou rýchlosťou. Táto rýchlosť a rovnica kinetickej rýchlosti sú určené experimentálne.

Vyššie uvedené rovnice rýchlosti chemickej reakcie (3) alebo (4) platia len pre homogénne reakcie, teda na také reakcie, keď reagujúce látky nie sú oddelené povrchom. Napríklad reakcia prebieha vo vodnom roztoku a obe reaktanty sú vysoko rozpustné vo vode alebo akejkoľvek zmesi plynov.

Iná vec je, kedy sa to stane heterogénne reakciu. V tomto prípade existuje rozhranie medzi reagujúcimi látkami, napríklad oxidom uhličitým plynu reaguje s vodou Riešenie alkálie. V tomto prípade je pravdepodobné, že akákoľvek molekula plynu bude reagovať, pretože tieto molekuly sa pohybujú rýchlo a chaoticky. A čo častice tekutého roztoku? Tieto častice sa pohybujú extrémne pomaly a tie alkalické častice, ktoré sú „na dne“, nemajú prakticky žiadnu šancu reagovať s oxidom uhličitým, pokiaľ sa roztok neustále nemieša. Reagovať budú len tie častice, ktoré „ležia na povrchu“. Tak pre heterogénne reakcie -

reakčná rýchlosť závisí od veľkosti povrchu rozhrania, ktorá sa zvyšuje s mletím.

Preto sa reagujúce látky veľmi často rozdrvia (napríklad rozpustia vo vode), jedlo sa dôkladne požuje a počas procesu varenia - melie, prechádza cez mlynček na mäso atď. Potravinový výrobok, ktorý nie je rozdrvený, prakticky nie je stráviteľné!

Pri maximálnej rýchlosti (za rovnakých okolností) teda dochádza k homogénnym reakciám v roztokoch a medzi plynmi (ak tieto plyny reagujú za podmienok okolia), navyše v roztokoch, kde sú molekuly umiestnené „vedľa seba“ a mletie je rovnaké. ako v plynoch (a ešte viac!), reakčná rýchlosť je vyššia.

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Ktorá reakcia prebieha najrýchlejšie pri izbovej teplote:

1. uhlík s kyslíkom;
2. železo s kyselinou chlorovodíkovou;
3. železo roztokom kyseliny octovej
4. roztoky alkálií a kyseliny sírovej.

V tomto prípade musíte zistiť, ktorý proces je homogénny.

Je potrebné poznamenať, že rýchlosť chemickej reakcie medzi plynmi alebo heterogénnej reakcie, ktorej sa plyn zúčastňuje, závisí aj od tlaku, pretože so zvyšujúcim sa tlakom sa plyny stláčajú a koncentrácia častíc sa zvyšuje (pozri vzorec 2). Rýchlosť reakcií, na ktorých sa nezúčastňujú plyny, nie je ovplyvnená zmenami tlaku.

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Rýchlosť chemickej reakcie medzi roztokom kyseliny a železom nie je ovplyvnená

1. koncentrácia kyseliny;
2. brúsenie železa;
3. reakčná teplota;
4. zvýšenie tlaku.

Napokon rýchlosť reakcie závisí aj od reaktivity látok. Napríklad, ak kyslík reaguje s látkou, potom, ak sú ostatné veci rovnaké, rýchlosť reakcie bude vyššia, ako keď tá istá látka interaguje s dusíkom. Faktom je, že reaktivita kyslíka je výrazne vyššia ako reaktivita dusíka. Na dôvod tohto javu sa pozrieme v ďalšej časti Samouka (14. lekcia).

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Chemická reakcia medzi kyselinou chlorovodíkovou a

1. meď;
2. železo;
3. horčík;
4. zinok

Treba si uvedomiť, že nie každá zrážka molekúl vedie k ich chemickej interakcii (chemickej reakcii). V plynnej zmesi vodíka a kyslíka dochádza za normálnych podmienok k niekoľkým miliardám zrážok za sekundu. Ale prvé známky reakcie (kvapôčky vody) sa objavia v banke až po niekoľkých rokoch. V takýchto prípadoch hovoria, že reakcia prakticky nefunguje. Ale ona možné, inak ako si vysvetliť fakt, že pri zahriatí tejto zmesi na 300 °C sa banka rýchlo zahmlí a pri teplote 700 °C dôjde k strašnému výbuchu! Nie nadarmo sa zmes vodíka a kyslíka nazýva „výbušný plyn“.

Otázka. Prečo si myslíte, že sa rýchlosť reakcie pri zahrievaní tak prudko zvyšuje?

Rýchlosť reakcie sa zvyšuje, pretože po prvé sa zvyšuje počet zrážok častíc a po druhé počet aktívny kolízie. Práve aktívne zrážky častíc vedú k ich interakcii. Aby k takejto zrážke došlo, častice musia mať určitú energiu.

Energia, ktorú častice musia mať, aby prebehla chemická reakcia, sa nazýva aktivačná energia.

Táto energia sa vynakladá na prekonanie odpudivých síl medzi vonkajšími elektrónmi atómov a molekúl a na zničenie „starých“ chemických väzieb.

Vzniká otázka: ako zvýšiť energiu reagujúcich častíc? Odpoveď je jednoduchá - zvýšte teplotu, pretože so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť pohybu častíc a tým aj ich kinetická energia.

Pravidlo van't Hoff*:

S každým zvýšením teploty o 10 stupňov sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30.8.1852–1.3.1911) - holandský chemik. Jeden zo zakladateľov fyzikálnej chémie a stereochémie. Nobelova cena za chémiu č. 1 (1901).

Treba poznamenať, že toto pravidlo (nie zákon!) bolo stanovené experimentálne pre reakcie, ktoré boli „vhodné“ na meranie, teda pre také reakcie, ktoré neprebiehali ani príliš rýchlo, ani príliš pomaly a pri teplotách dostupných experimentátorovi (nie príliš vysoká a nie príliš nízka).

Otázka. Aký je podľa vás najrýchlejší spôsob varenia zemiakov: uvariť ich alebo opražiť vo vrstve oleja?

Aby ste správne pochopili význam opísaných javov, môžete porovnať reagujúce molekuly so skupinou študentov, ktorí sa chystajú vyskočiť do výšky. Ak dostanú bariéru vysokú 1 m, študenti budú musieť pribehnúť (zvýšiť si „teplotu“), aby bariéru prekonali. Napriek tomu vždy budú existovať študenti („neaktívne molekuly“), ktorí nebudú schopní prekonať túto bariéru.

Čo robiť? Ak sa budete držať zásady: „Inteligentný človek horu nevylezie, šikovný horu obíde,“ potom by ste mali bariéru jednoducho znížiť, povedzme, na 40 cm, potom ju prekoná každý študent bariéra. Na molekulárnej úrovni to znamená: aby sa zvýšila rýchlosť reakcie, je potrebné znížiť aktivačnú energiu v danom systéme.

V skutočných chemických procesoch túto funkciu vykonáva katalyzátor.

Katalyzátor je látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, pričom zostáva nezmenené ku koncu chemickej reakcie.

Katalyzátor sa zúčastňuje v chemickej reakcii, pri interakcii s jednou alebo viacerými východiskovými látkami. V tomto prípade vznikajú medziprodukty a mení sa aktivačná energia. Ak je medziprodukt aktívnejší (aktívny komplex), potom sa zníži aktivačná energia a zvýši sa rýchlosť reakcie.

Napríklad reakcia medzi S02 a O2 prebieha za normálnych podmienok veľmi pomaly prakticky nefunguje. Ale v prítomnosti NO sa rýchlosť reakcie prudko zvyšuje. Najprv NIE veľmi rýchlo reaguje s O2:

výsledný oxid dusičitý rýchlo reaguje s oxidom sírovým:

Úloha 5.1. Pomocou tohto príkladu ukážte, ktorá látka je katalyzátor a ktorá je aktívny komplex.

Naopak, ak sa vytvorí viac pasívnych zlúčenín, aktivačná energia sa môže zvýšiť natoľko, že za týchto podmienok reakcia prakticky neprebehne. Takéto katalyzátory sa nazývajú inhibítory.

V praxi sa používajú oba typy katalyzátorov. Takže špeciálne organické katalyzátory - enzýmy- podieľať sa na absolútne všetkých biochemických procesoch: trávenie potravy, svalová kontrakcia, dýchanie. Bez enzýmov život nemôže existovať!

Inhibítory sú potrebné na ochranu kovových výrobkov pred koróziou a potravín obsahujúcich tuk pred oxidáciou (žltnutie). Niektoré lieky obsahujú aj inhibítory, ktoré inhibujú vitálne funkcie mikroorganizmov a tým ich ničia.

Katalýza môže byť homogénna alebo heterogénna. Príkladom homogénnej katalýzy je vplyv NO (ide o katalyzátor) na oxidáciu oxidu siričitého. Príkladom heterogénnej katalýzy je pôsobenie zahriatej medi na alkohol:

Táto reakcia prebieha v dvoch fázach:

Úloha 5.2. Určte, ktorá látka je v tomto prípade katalyzátorom? Prečo sa tento typ katalýzy nazýva heterogénny?

V praxi sa najčastejšie využíva heterogénna katalýza, kde ako katalyzátory slúžia pevné látky: kovy, ich oxidy a pod. Na povrchu týchto látok sú špeciálne body (uzly kryštálovej mriežky), kde vlastne prebieha katalytická reakcia. Ak sú tieto body pokryté cudzími látkami, katalýza sa zastaví. Táto látka, škodlivá pre katalyzátor, sa nazýva katalytický jed. Iné látky - promotérov- naopak, zvyšujú katalytickú aktivitu.

Katalyzátor môže zmeniť smer chemickej reakcie, to znamená, že zmenou katalyzátora môžete získať rôzne reakčné produkty. Z alkoholu C2H5OH v prítomnosti oxidov zinku a hliníka sa teda dá získať butadién a v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej sa dá získať etylén.

Počas chemickej reakcie sa teda mení energia systému. Ak počas reakcie uvoľňuje sa energia vo forme tepla Q, tento proces sa nazýva exotermický:

Pre endo tepelné procesy teplo sa absorbuje, teda tepelný efekt Q< 0 .

Úloha 5.3. Určite, ktorý z navrhovaných procesov je exotermický a ktorý endotermický:

Rovnica chemickej reakcie, pri ktorej tepelný efekt, sa nazýva termochemická rovnica reakcie. Na vytvorenie takejto rovnice je potrebné vypočítať tepelný efekt na 1 mol reaktantu.

Úloha. Pri spálení 6 g horčíka sa uvoľní 153,5 kJ tepla. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu.

Riešenie. Vytvorme rovnicu pre reakciu a označme vyššie uvedené vzorce:

Po vytvorení pomeru nájdeme požadovaný tepelný účinok reakcie:

Termochemická rovnica pre túto reakciu je:

Takéto úlohy sú uvedené v zadaniach väčšina Možnosti jednotnej štátnej skúšky! Napríklad.

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Podľa rovnice termochemickej reakcie

množstvo tepla uvoľneného pri spaľovaní 8 g metánu sa rovná:

Reverzibilita chemických procesov. Le Chatelierov princíp

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - francúzsky fyzikálny chemik a metalurg. Formuloval všeobecný zákon o rovnovážnom posune (1884).

Reakcie môžu byť reverzibilné alebo nezvratné.

Nezvratné Sú to reakcie, pre ktoré neexistujú podmienky, za ktorých je možný opačný proces.

Príkladom takýchto reakcií sú reakcie, ku ktorým dochádza pri vykysnutí mlieka alebo pri pripálení chutného rezňa. Rovnako ako nie je možné vrátiť mleté ​​mäso späť cez mlynček na mäso (a znova získať kúsok mäsa), nie je možné ani „oživiť“ rezeň alebo vyrobiť mlieko čerstvé.

Položme si však jednoduchú otázku: je tento proces nezvratný?

Aby sme odpovedali na túto otázku, skúsme si zapamätať, je možné vykonať opačný proces? Áno! Rozklad vápenca (kriedy) na získanie nehaseného vápna CaO sa používa v priemyselnom meradle:

Reakcia je teda reverzibilná, pretože existujú podmienky, za ktorých oboje proces:

Okrem toho existujú podmienky, za ktorých rýchlosť doprednej reakcie sa rovná rýchlosti spätnej reakcie.

Za týchto podmienok sa vytvorí chemická rovnováha. V tomto čase sa reakcia nezastaví, ale počet získaných častíc sa rovná počtu rozložených častíc. Preto v stave chemickej rovnováhy sa koncentrácie reagujúcich častíc nemenia. Napríklad pre náš proces v momente chemickej rovnováhy

znamenie znamená rovnovážnej koncentrácie.

Vynára sa otázka, čo sa stane s rovnováhou, ak sa teplota zvýši alebo zníži alebo sa zmenia iné podmienky? Na túto otázku možno odpovedať poznaním Le Chatelierov princíp:

ak zmeníte podmienky (t, p, c), za ktorých je systém v rovnovážnom stave, potom sa rovnováha posunie smerom k procesu, ktorý odoláva zmenám.

Inými slovami, rovnovážny systém vždy odoláva akýmkoľvek vonkajším vplyvom, rovnako ako vrtošivé dieťa, ktoré robí „opak“, odoláva vôli svojich rodičov.

Pozrime sa na príklad. Nech sa ustanoví rovnováha v reakcii produkujúcej amoniak:

Otázky. Je počet mólov reagujúcich plynov rovnaký pred a po reakcii? Ak k reakcii dôjde v uzavretom objeme, kedy je tlak väčší: pred reakciou alebo po nej?

Je zrejmé, že tento proces nastáva s poklesom počtu molekúl plynu, čo znamená tlak počas priamej reakcie klesá. IN obrátene reakcie - naopak tlak v zmesi zvyšuje.

Položme si otázku, čo sa stane, ak v tomto systéme zvýšiť tlak? Podľa Le Chatelierovho princípu bude prebiehať reakcia, ktorá „robí opak“, t.j. znižuje tlak. Toto je priama reakcia: menej molekúl plynu - menší tlak.

takže, pri zvýšiť tlaku sa rovnováha posúva smerom k priamemu procesu, kde tlak klesá, ako počet molekúl klesá plynov

Úloha jednotnej štátnej skúšky. O zvýšiť posuny tlakovej rovnováhy správny v systéme:

Ak v dôsledku reakcie počet molekúl plynov sa nemení, potom zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážnu polohu.

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Zmena tlaku ovplyvňuje posun v rovnováhe v systéme:

Rovnovážna poloha tejto a akejkoľvek inej reakcie závisí od koncentrácie reagujúcich látok: zvýšením koncentrácie východiskových látok a znížením koncentrácie výsledných látok vždy posunieme rovnováhu smerom k priamej reakcii (doprava).

Úloha jednotnej štátnej skúšky.

sa posunie doľava, keď:

1. zvýšený krvný tlak;
2. zníženie teploty;
3. zvýšenie koncentrácie CO;
4. zníženie koncentrácie CO.

Proces syntézy amoniaku je exotermický, to znamená, že je sprevádzaný uvoľňovaním tepla, tj Nárast teploty v zmesi.

Otázka. Ako sa v tomto systéme posunie rovnováha, keď pokles teploty?

Podobne argumentujeme aj my záver: pri klesaní teplota, rovnováha sa posunie smerom k tvorbe amoniaku, pretože pri tejto reakcii sa uvoľňuje teplo a teplota stúpa.

Otázka. Ako sa mení rýchlosť chemickej reakcie so znižovaním teploty?

Je zrejmé, že s klesajúcou teplotou sa rýchlosť oboch reakcií prudko zníži, t.j. budete musieť veľmi dlho čakať, kým sa ustanoví požadovaná rovnováha. Čo robiť? V tomto prípade je to nevyhnutné katalyzátor. Hoci on neovplyvňuje rovnovážnu polohu, ale urýchľuje nástup tohto stavu.

Úloha jednotnej štátnej skúšky. Chemická rovnováha v systéme

sa posúva smerom k tvorbe reakčného produktu, keď:

1. zvýšený krvný tlak;
2. zvýšenie teploty;
3. zníženie tlaku;
4. použitie katalyzátora.

závery

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od:

• povaha reagujúcich častíc;
• koncentrácia alebo plocha rozhrania reaktantov;
• teplota;
• prítomnosť katalyzátora.

Rovnováha nastane, keď sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätného procesu. V tomto prípade sa rovnovážna koncentrácia reaktantov nemení. Stav chemickej rovnováhy závisí od podmienok a riadi sa Le Chatelierovým princípom.

Neustále sa stretávame s rôznymi chemickými interakciami. Spaľovanie zemného plynu, hrdzavenie železa, kysnutie mlieka – to nie sú všetky procesy, ktoré sa podrobne študujú na školskom kurze chémie.

Niektoré reakcie trvajú zlomky sekúnd, kým niektoré interakcie trvajú dni alebo týždne.

Pokúsme sa identifikovať závislosť rýchlosti reakcie od teploty, koncentrácie a iných faktorov. Nový vzdelávací štandard vyčleňuje na túto problematiku minimálny vyučovací čas. Testy Jednotnej štátnej skúšky zahŕňajú úlohy o závislosti rýchlosti reakcie od teploty, koncentrácie a dokonca ponúkajú aj problémy s výpočtom. Mnoho stredoškolákov má pri hľadaní odpovedí na tieto otázky určité ťažkosti, preto túto tému rozoberieme podrobne.

Relevantnosť posudzovaného problému

Informácie o rýchlosti reakcie majú dôležitý praktický a vedecký význam. Napríklad pri špecifickej výrobe látok a produktov od tejto hodnoty priamo závisí produktivita zariadení a náklady na tovar.

Klasifikácia prebiehajúcich reakcií

Existuje priamy vzťah medzi stavom agregácie počiatočných zložiek a produktmi vytvorenými počas heterogénnych interakcií.

V chémii systém zvyčajne znamená látku alebo ich kombináciu.

Systém, ktorý pozostáva z jednej fázy (rovnaký stav agregácie), sa považuje za homogénny. Ako príklad môžeme uviesť zmes plynov a niekoľkých rôznych kvapalín.

Heterogénny systém je systém, v ktorom sú reagujúce látky vo forme plynov a kvapalín, pevných látok a plynov.

Rýchlosť reakcie závisí nielen od teploty, ale aj od fázy, v ktorej sú použité zložky vstupujúce do analyzovanej interakcie.

Homogénna kompozícia sa vyznačuje tým, že proces prebieha v celom objeme, čo výrazne zlepšuje jej kvalitu.

Ak sú východiskové látky v rôznych fázových stavoch, potom sa maximálna interakcia pozoruje na fázovom rozhraní. Napríklad, keď sa aktívny kov rozpustí v kyseline, tvorba produktu (soli) sa pozoruje iba na povrchu ich kontaktu.

Matematický vzťah medzi rýchlosťou procesu a rôznymi faktormi

Ako vyzerá rovnica pre závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty? Pre homogénny proces je rýchlosť určená množstvom látky, ktorá interaguje alebo vzniká počas reakcie v objeme systému za jednotku času.

Pre heterogénny proces sa rýchlosť určuje z hľadiska množstva látky reagujúcej alebo produkovanej v procese na jednotku plochy v minimálnom časovom období.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Charakter reagujúcich látok je jedným z dôvodov rozdielnych rýchlostí procesov. Napríklad alkalické kovy tvoria alkálie s vodou pri izbovej teplote a proces je sprevádzaný intenzívnym uvoľňovaním plynného vodíka. Ušľachtilé kovy (zlato, platina, striebro) nie sú schopné podobných procesov ani pri izbovej teplote, ani pri zahrievaní.

Charakter reaktantov je faktorom, ktorý sa v chemickom priemysle zohľadňuje na zvýšenie rentability výroby.

Zistil sa vzťah medzi koncentráciou činidiel a rýchlosťou chemickej reakcie. Čím je vyššia, tým viac častíc sa zrazí, a preto bude proces prebiehať rýchlejšie.

Zákon hromadného pôsobenia v matematickej forme popisuje priamo úmerný vzťah medzi koncentráciou východiskových látok a rýchlosťou procesu.

Sformuloval ho v polovici devätnásteho storočia ruský chemik N. N. Beketov. Pre každý proces sa určuje reakčná konštanta, ktorá nesúvisí s teplotou, koncentráciou alebo povahou reaktantov.

Aby ste urýchlili reakciu, do ktorej je zapojená tuhá látka, musíte ju rozdrviť na prášok.

V tomto prípade sa povrch zväčšuje, čo má pozitívny vplyv na rýchlosť procesu. Pre motorovú naftu sa používa špeciálny vstrekovací systém, vďaka ktorému sa pri kontakte so vzduchom výrazne zvyšuje rýchlosť spaľovania uhľovodíkovej zmesi.

Kúrenie

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty vysvetľuje molekulárna kinetická teória. Umožňuje vám vypočítať počet zrážok medzi molekulami činidla za určitých podmienok. Ak ste vyzbrojení takýmito informáciami, za normálnych podmienok by všetky procesy mali prebiehať okamžite.

Ale ak vezmeme do úvahy konkrétny príklad závislosti rýchlosti reakcie od teploty, ukáže sa, že pre interakciu je potrebné najskôr prerušiť chemické väzby medzi atómami, aby sa z nich vytvorili nové látky. To si vyžaduje značný energetický výdaj. Aká je závislosť rýchlosti reakcie od teploty? Aktivačná energia určuje možnosť prasknutia molekúl, je to práve táto energia, ktorá charakterizuje realitu procesov. Jeho jednotky sú kJ/mol.

Ak je energia nedostatočná, zrážka bude neúčinná, takže ju nesprevádza tvorba novej molekuly.

Grafické znázornenie

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty možno znázorniť graficky. Pri zahrievaní sa zvyšuje počet zrážok medzi časticami, čo urýchľuje interakciu.

Ako vyzerá graf závislosti rýchlosti reakcie na teplote? Energia molekúl je zobrazená horizontálne a počet častíc s vysokou energetickou rezervou je indikovaný vertikálne. Graf je krivka, podľa ktorej možno posúdiť rýchlosť konkrétnej interakcie.

Čím väčší je rozdiel energie od priemeru, tým ďalej je bod krivky umiestnený od maxima a tým menšie percento molekúl má takúto energetickú rezervu.

Dôležité aspekty

Dá sa napísať rovnica pre závislosť rýchlostnej konštanty reakcie od teploty? Jeho zvýšenie sa prejaví zvýšením rýchlosti procesu. Táto závislosť je charakterizovaná určitou hodnotou nazývanou teplotný koeficient rýchlosti procesu.

Pre akúkoľvek interakciu bola odhalená závislosť rýchlostnej konštanty reakcie od teploty. Ak sa zvýši o 10 stupňov, rýchlosť procesu sa zvýši 2-4 krát.

Závislosť rýchlosti homogénnych reakcií od teploty možno znázorniť v matematickej forme.

Pre väčšinu interakcií pri izbovej teplote je koeficient v rozmedzí od 2 do 4. Napríklad pri teplotnom koeficiente 2,9 zvýšenie teploty o 100 stupňov urýchli proces takmer 50 000-krát.

Závislosť rýchlosti reakcie od teploty možno ľahko vysvetliť rôznymi aktivačnými energiami. Minimálnu hodnotu má pri iónových procesoch, ktoré sú určené len interakciou katiónov a aniónov. Početné experimenty naznačujú okamžitý výskyt takýchto reakcií.

Pri vysokej aktivačnej energii povedie k interakcii iba malý počet zrážok medzi časticami. Pri priemernej aktivačnej energii budú reaktanty interagovať priemernou rýchlosťou.

Úlohy o závislosti rýchlosti reakcie od koncentrácie a teploty sa zvažujú len na vyššej úrovni vzdelávania a často spôsobujú deťom vážne ťažkosti.

Meranie rýchlosti procesu

Tie procesy, ktoré vyžadujú značnú aktivačnú energiu, zahŕňajú počiatočné pretrhnutie alebo oslabenie väzieb medzi atómami vo východiskových látkach. V tomto prípade prechádzajú do určitého medzistavu nazývaného aktivovaný komplex. Je to nestabilný stav, pomerne rýchlo sa rozkladá na reakčné produkty, proces je sprevádzaný uvoľňovaním ďalšej energie.

Vo svojej najjednoduchšej forme je aktivovaný komplex konfiguráciou atómov s oslabenými starými väzbami.

Inhibítory a katalyzátory

Analyzujme závislosť rýchlosti enzymatickej reakcie od teploty média. Takéto látky fungujú ako urýchľovače procesov.

Oni sami nie sú účastníkmi interakcie; ich počet zostáva nezmenený po dokončení procesu. Zatiaľ čo katalyzátory pomáhajú zvyšovať rýchlosť reakcie, inhibítory naopak tento proces spomaľujú.

Podstata toho spočíva vo vytváraní medziproduktov, v dôsledku čoho sa pozoruje zmena rýchlosti procesu.

Záver

Každú minútu vo svete dochádza k rôznym chemickým interakciám. Ako určiť závislosť rýchlosti reakcie od teploty? Arrheniova rovnica je matematickým vysvetlením vzťahu medzi rýchlostnou konštantou a teplotou. Poskytuje predstavu o tých hodnotách aktivačnej energie, pri ktorých je možná deštrukcia alebo oslabenie väzieb medzi atómami v molekulách a distribúcia častíc do nových chemických látok.

Vďaka molekulárnej kinetickej teórii je možné predpovedať pravdepodobnosť interakcií medzi počiatočnými zložkami a vypočítať rýchlosť procesu. Medzi faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť reakcie, sú obzvlášť dôležité zmeny teploty, percentuálna koncentrácia interagujúcich látok, plocha kontaktu, prítomnosť katalyzátora (inhibítora), ako aj povaha interagujúcich zložiek.

Ako všetky procesy, aj chemické reakcie prebiehajú v priebehu času, a preto sa vyznačujú jednou alebo druhou rýchlosťou.

Oblasť chémie, ktorá študuje rýchlosť chemických reakcií a mechanizmus ich výskytu, volal chemická kinetika. Chemická kinetika pracuje s pojmami „fáza“ a „systém“. Fáza – je to časť systému oddelená od ostatných častí rozhraním.

Systémy môžu byť homogénne alebo heterogénne. Homogénne systémy skladá sa z jednofázový. Napríklad vzduch alebo akákoľvek zmes plynov, soľný roztok. Heterogénne systémy skladá sa z dve alebo viac fáz. Napríklad tekutá voda – ľad – para, soľný roztok + sediment.

Reakcie prebiehajúce v homogénnom systéme, sa volajú homogénne. Napríklad N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g). Pretekajú po celom tele. Reakcie prebiehajúce v heterogénnom systéme, sa volajú heterogénne. Napríklad C(k) + 02 (g) = C02 (g). Pretekajú na fázovom rozhraní.

Rýchlosť chemickej reakcie určený množstvo látky, ktorá reaguje alebo vzniká počas reakcie za jednotku času na jednotku objemu(pre homogénnu reakciu) alebo na rozhranie jednotky(pre heterogénny systém).

Rýchlosť reakcie závisí od povahy reaktantov, ich koncentrácie, teploty a prítomnosti katalyzátorov.

1. Povaha reagujúcich látok.

Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Rozbitie väzieb v molekulách H2 a N2 teda vyžaduje vysoké energie; takéto molekuly sú mierne reaktívne. Prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) vyžaduje menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.

2. Koncentrácia.

So zvyšujúcou sa koncentráciou dochádza častejšie k zrážkam molekúl reagujúcich látok – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.

Vyjadruje sa závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov zákon masovej akcie (LMA): pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok.

Vo všeobecnosti pre homogénne reakcie

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

závislosť rýchlosti reakcie je vyjadrená rovnicou:

kde CA a CB sú koncentrácie reaktantov, mol/l; k je rýchlostná konštanta reakcie. Pre špecifickú reakciu 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) je matematický výraz pre ZDM:

υ = k∙∙

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácií reaktantov. Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.

Pre heterogénne reakcie (keď sú látky v rôznom stave agregácie), rýchlosť reakcie závisí len od koncentrácie plynov alebo rozpustených látok a koncentrácia tuhej fázy nie je zahrnutá v matematickom vyjadrení EDM:

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

Napríklad rýchlosť spaľovania uhlíka v kyslíku je úmerná iba koncentrácii kyslíka:

C (k) + O2 (g) = C02 (k)

3. Teplota.

So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť pohybu molekúl, čo následne vedie k zvýšeniu počtu zrážok medzi nimi. Aby reakcia prebehla, musia mať kolidujúce molekuly určitú nadbytočnú energiu. Nadbytočná energia, ktorú musia mať molekuly pred zrážkou, môže viesť k vytvoreniu novej látky, volal aktivačnej energie. Aktivačná energia ( E a) sú vyjadrené v kJ/mol. Jeho hodnota závisí od charakteru reagujúcich látok, t.j. Každá reakcia má svoju aktivačnú energiu. Molekuly s aktivačnou energiou, volal aktívny. Zvyšovaním teploty sa zvyšuje počet aktívnych molekúl, a preto sa zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie.

Vyjadruje sa závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty van't Hoffovo pravidlo: pri každom zvýšení teploty o 10 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát.

kde υ 2 a υ 1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t 2 a t 1,

γ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď sa teplota zvýši o 10 0 C.

4. Kontaktná plocha reagujúcich látok.

V prípade heterogénnych systémov platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich mletím a v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalyzátory.

Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcií a zvyšujú jej rýchlosť, pričom na konci reakcie zostávajú nezmenené, sa volajú katalyzátory. Zmena rýchlosti reakcie pod vplyvom katalyzátorov sa nazýva katalýza. Existujú katalýzy homogénne A heterogénne.

TO homogénne Patria sem procesy, v ktorých je katalyzátor v rovnakom stave agregácie ako reaktanty.

2S02 (g) + O2 (g) 2S03 (g)

Pôsobením homogénneho katalyzátora je vytvorenie viac alebo menej silných medziproduktov aktívnych zlúčenín, z ktorých sa potom úplne regeneruje.

TO heterogénne Katalýza sa týka procesov, v ktorých sú katalyzátor a reaktanty v rôznych stavoch agregácie a reakcia prebieha na povrchu katalyzátora.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Mechanizmus účinku heterogénnych katalyzátorov je zložitejší ako u homogénnych. Významnú úlohu v týchto procesoch zohrávajú fenomény absorpcie plynných a kvapalných látok na povrchu pevnej látky - fenomén adsorpcie. V dôsledku adsorpcie sa zvyšuje koncentrácia reagujúcich látok, zvyšuje sa ich chemická aktivita, čo vedie k zvýšeniu rýchlosti reakcie.

Rýchla reakcia je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov:

V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t1)) = ± (DC / Dt)

Kde C 1 a C 2 sú molárne koncentrácie látok v časoch t 1 a t 2, v tomto poradí (znamienko (+) - ak je rýchlosť určená reakčným produktom, znamienko (-) - východisková látka).

Reakcie nastávajú pri zrážke molekúl reagujúcich látok. Jeho rýchlosť je určená počtom kolízií a pravdepodobnosťou, že povedú k transformácii. Počet zrážok je určený koncentráciami reagujúcich látok a pravdepodobnosť reakcie je určená energiou kolidujúcich molekúl.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií.
1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Prerušenie väzieb v molekulách H2 a N2 teda vyžaduje vysoké energie; takéto molekuly sú mierne reaktívne. Prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) vyžaduje menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.
Príklady
Fluór reaguje s vodíkom pri izbovej teplote explozívne; bróm pri zahrievaní reaguje s vodíkom pomaly.
Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2. Koncentrácia. So zvyšujúcou sa koncentráciou (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie ku zrážkam molekúl reagujúcich látok – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.
Zákon hromadnej akcie (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

AA + bB + . . . ®. . .

• [A] a [B] b. . .

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácií reaktantov.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.
Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá vo vyjadrení rýchlosti reakcie.

3. Teplota. Pri každom zvýšení teploty o 10°C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo). Keď sa teplota zvýši z t 1 na t 2, zmenu rýchlosti reakcie možno vypočítať pomocou vzorca:

(kde Vt2 a Vt1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t2, resp. ti; g je teplotný koeficient tejto reakcie).
Van't Hoffovo pravidlo platí len v úzkom teplotnom rozsahu. Presnejšia je Arrheniova rovnica:

• e -Ea/RT

Kde
A je konštanta v závislosti od povahy reaktantov;
R je univerzálna plynová konštanta;

Ea je aktivačná energia, t.j. energiu, ktorú musia mať zrážané molekuly, aby zrážka viedla k chemickej premene.
Energetický diagram chemickej reakcie.

A - činidlá, B - aktivovaný komplex (prechodný stav), C - produkty.
Čím vyššia je aktivačná energia Ea, tým viac sa zvyšuje rýchlosť reakcie so zvyšujúcou sa teplotou.

4. Kontaktná plocha reagujúcich látok. V prípade heterogénnych systémov (keď sú látky v rôznych stavoch agregácie) platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich mletím a v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalýza. Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcií a zvyšujú jej rýchlosť, pričom na konci reakcie zostávajú nezmenené, sa nazývajú katalyzátory. Mechanizmus účinku katalyzátorov je spojený s poklesom aktivačnej energie reakcie v dôsledku tvorby medziproduktov. O homogénna katalýzačinidlá a katalyzátor tvoria jednu fázu (sú v rovnakom stave agregácie), pričom heterogénna katalýza- rôzne fázy (sú v rôznych stavoch agregácie). V niektorých prípadoch je možné výskyt nežiaducich chemických procesov výrazne spomaliť pridaním inhibítorov do reakčného média („fenomén“ negatívna katalýza").

V živote sa stretávame s rôznymi chemickými reakciami. Niektoré z nich, ako napríklad hrdzavenie železa, môžu trvať niekoľko rokov. Iné, ako napríklad kvasenie cukru na alkohol, trvajú niekoľko týždňov. Palivové drevo zhorí v kachliach za pár hodín a benzín v motore za zlomok sekundy.

Aby sa znížili náklady na vybavenie, chemické závody zvyšujú rýchlosť reakcií. A niektoré procesy, napríklad kazenie potravín a koróziu kovov, je potrebné spomaliť.

Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť ako zmena množstva hmoty (n, modulo) za jednotku času (t) - porovnaj rýchlosť pohybujúceho sa telesa vo fyzike ako zmenu súradníc za jednotku času: υ = Δx/Δt. Aby rýchlosť nezávisela od objemu nádoby, v ktorej reakcia prebieha, vydelíme vyjadrenie objemom reagujúcich látok (v), t.j. zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu, príp zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

kde c = n / v je koncentrácia látky,

Δ (čítaj „delta“) je všeobecne akceptované označenie pre zmenu hodnoty.

Ak majú látky v rovnici rôzne koeficienty, rýchlosť reakcie pre každú z nich vypočítaná pomocou tohto vzorca bude iná. Napríklad 2 móly oxidu siričitého úplne zreagovali s 1 mólom kyslíka za 10 sekúnd v 1 litri:

2S02 + O2 = 2S03

Množstvo kyslíka bude: υ = 1: (101) = 0,1 mol/l s

Rýchlosť pre oxid siričitý: υ = 2: (101) = 0,2 mol/l s- toto sa netreba učiť naspamäť a povedať pri skúške, príklad je uvedený preto, aby nebol zmätený, ak sa vyskytne táto otázka.

Rýchlosť heterogénnych reakcií (zahŕňajúcich tuhé látky) sa často vyjadruje na jednotku plochy kontaktných povrchov:

Reakcie sa nazývajú heterogénne, keď sú reaktanty v rôznych fázach:

• tuhá látka s inou pevnou látkou, kvapalinou alebo plynom,
• dve nemiešateľné kvapaliny
• kvapalina s plynom.

Medzi látkami v jednej fáze dochádza k homogénnym reakciám:

• medzi dobre premiešanými tekutinami,
• plyny,
• látky v roztokoch.

Podmienky ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1) Rýchlosť reakcie závisí od povaha reaktantov. Jednoducho povedané, rôzne látky reagujú rôznou rýchlosťou. Napríklad zinok prudko reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, zatiaľ čo železo reaguje pomerne pomaly.

2) Čím vyššia je rýchlosť reakcie, tým rýchlejšie koncentrácie látok. Zinok bude s vysoko zriedenou kyselinou reagovať oveľa dlhšie.

3) Rýchlosť reakcie sa so zvyšovaním výrazne zvyšuje teplota. Napríklad, aby palivo horelo, je potrebné ho zapáliť, t.j. zvýšiť teplotu. Pri mnohých reakciách je zvýšenie teploty o 10 °C sprevádzané 2- až 4-násobným zvýšením rýchlosti.

4) Rýchlosť heterogénne reakcie sa zvyšujú so zvyšujúcim sa povrchy reagujúcich látok. Na tento účel sa zvyčajne melú pevné látky. Napríklad, aby prášky železa a síry pri zahrievaní reagovali, musí byť železo vo forme jemných pilín.

Upozorňujeme, že v tomto prípade je zahrnutý vzorec (1)! Vzorec (2) vyjadruje rýchlosť na jednotku plochy, preto nemôže závisieť od plochy.

5) Rýchlosť reakcie závisí od prítomnosti katalyzátorov alebo inhibítorov.

Katalyzátory- látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale nespotrebúvajú sa. Príkladom je rýchly rozklad peroxidu vodíka s prídavkom katalyzátora - oxidu mangánu (IV):

2H202 = 2H20 + 02

Oxid mangánu (IV) zostáva na dne a možno ho znovu použiť.

Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú reakciu. Napríklad do systému ohrevu vody sa pridávajú inhibítory korózie, aby sa predĺžila životnosť potrubí a batérií. V autách sa inhibítory korózie pridávajú do brzdovej a chladiacej kvapaliny.

Ešte pár príkladov.