Koja je formula za brzinu reakcije. Brzina hemijskih reakcija

Brzina hemijska reakcija zavisi od mnogih faktora, uključujući prirodu reaktanata, koncentraciju reaktanata, temperaturu, prisustvo katalizatora. Hajde da razmotrimo ove faktore.

1). Priroda reaktanata. Ako postoji interakcija između tvari s ionskom vezom, tada se reakcija odvija brže nego između tvari s kovalentnom vezom.

2.) Koncentracija reaktanata. Da bi se odigrala hemijska reakcija, molekuli reaktanata moraju se sudariti. Odnosno, molekule se moraju toliko približiti jedna drugoj da atomi jedne čestice iskuse djelovanje električnih polja druge čestice. Samo u tom slučaju bit će mogući prijelazi elektrona i odgovarajuća preraspodjela atoma, uslijed čega se formiraju molekule novih tvari. Dakle, brzina kemijskih reakcija je proporcionalna broju sudara koji se dešavaju između molekula, a broj sudara je, zauzvrat, proporcionalan koncentraciji reaktanata. Na osnovu eksperimentalnog materijala, norveški naučnici Guldberg i Waage i, nezavisno od njih, ruski naučnik Beketov 1867. godine formulisali su osnovni zakon hemijska kinetika – zakon glumačke mase (ZDM): pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata na snagu njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Za opšti slučaj:

zakon masovne akcije ima oblik:

Zakon djelovanja mase za datu reakciju se zove glavna kinetička jednačina reakcije. U osnovnoj kinetičkoj jednačini, k je konstanta brzine reakcije, koja ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.

Većina hemijskih reakcija je reverzibilna. U toku takvih reakcija, njihovi proizvodi, kako se akumuliraju, reaguju jedni s drugima i formiraju početne tvari:

Brzina reakcije naprijed:

Brzina povratna reakcija:

U trenutku ravnoteže:

Odavde će zakon o delujućim masama u stanju ravnoteže poprimiti oblik:

,

gdje je K konstanta ravnoteže reakcije.

3) Utjecaj temperature na brzinu reakcije. Brzina hemijskih reakcija se po pravilu povećava kada se temperatura prekorači. Razmotrimo ovo na primjeru interakcije vodika s kisikom.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Na 20°C, brzina reakcije je skoro nula i bilo bi potrebno 54 milijarde godina da interakcija prođe za 15%. Na 500 0 C, potrebno je 50 minuta da se formira voda, a na 700 0 C reakcija se odvija trenutno.

Izražava se zavisnost brzine reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: s porastom temperature za 10 o brzina reakcije se povećava za 2 - 4 puta. Van't Hoffovo pravilo je napisano:

4) Utjecaj katalizatora. Brzinom hemijskih reakcija može se kontrolisati katalizatori- tvari koje mijenjaju brzinu reakcije i ostaju nepromijenjene nakon reakcije. Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati pozitivno(brzina reakcije se povećava) i negativan(stopa reakcije se smanjuje) kataliza. Ponekad se katalizator formira tokom reakcije, takvi procesi se nazivaju autokatalitički. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu.

At homogena U katalizi, katalizator i reaktanti su u istoj fazi. Na primjer:

At heterogena kataliza, katalizator i reaktanti su unutra različite faze. Na primjer:

Heterogena kataliza je povezana sa enzimskim procesima. Sve hemijski procesi koji se javljaju u živim organizmima kataliziraju enzimi, koji su proteini s određenim specijaliziranim funkcijama. U rastvorima u kojima se odvijaju enzimski procesi ne postoji tipična heterogena sredina, zbog odsustva jasno definisane međufazne površine. Takvi procesi se nazivaju mikroheterogena kataliza.

U životu se suočavamo sa različitim hemijskim reakcijama. Neki od njih, kao što je rđanje gvožđa, mogu trajati nekoliko godina. Za druge, kao što je fermentacija šećera u alkohol, potrebno je nekoliko sedmica. Drva za ogrjev u peći izgore za par sati, a benzin u motoru izgori u djeliću sekunde.

Da biste smanjili troškove opreme, hemijskim postrojenjima povećati brzinu reakcija. A neke procese, kao što su kvarenje hrane, korozija metala, treba usporiti.

Brzina hemijske reakcije može se izraziti kao promjena količine materije (n, modulo) po jedinici vremena (t) - uporedi brzinu tijela u pokretu u fizici kao promjenu koordinata po jedinici vremena: υ = Δx/Δt . Da brzina ne zavisi od zapremine posude u kojoj se reakcija odvija, podelimo izraz sa zapreminom reagujućih supstanci (v), tj. promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena, ili promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

n 2 − n 1
υ = –––––––––– = –––––––– = Δs/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

gdje je c = n / v - koncentracija supstance,

Δ (izgovara se "delta") je općenito prihvaćena oznaka za promjenu veličine.

Ako je u jednadžbi za supstance različite šanse, brzina reakcije za svaki od njih, izračunata po ovoj formuli, bit će različita. Na primjer, 2 mola sumpor-dioksida potpuno su reagirala s 1 molom kisika za 10 sekundi u 1 litri:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Brzina kiseonika će biti: υ \u003d 1: (10 1) = 0,1 mol / l s

Brzina kiselog gasa: υ \u003d 2: (10 1) = 0,2 mol / l s- ovo ne treba pamtiti i govoriti na ispitu, dat je primjer da se ne zbuni ako se pojavi ovo pitanje.

Brzina heterogene reakcije(koji uključuje čvrste materije) se često izražava po jedinici površine dodirnih površina:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcije se nazivaju heterogene kada su reaktanti u različitim fazama:

• čvrsta supstanca s drugom čvrstom tvari, tekućinom ili plinom,
• dve tečnosti koje se ne mešaju
• gas tečnost.

Homogene reakcije se javljaju između supstanci u istoj fazi:

• između tečnosti koje se dobro mešaju,
• gasovi,
• supstance u rastvorima.

Uslovi koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

1) Brzina reakcije zavisi od priroda reaktanata. jednostavno rečeno, različite supstance reaguju različitom brzinom. Na primjer, cink reagira burno sa hlorovodoničnom kiselinom, dok željezo reagira prilično sporo.

2) Brzina reakcije je veća, što je veća koncentracija supstance. S visoko razrijeđenom kiselinom, cinku će biti potrebno znatno duže da reagira.

3) Brzina reakcije značajno raste sa povećanjem temperatura. Na primjer, da biste sagorjeli gorivo, potrebno ga je zapaliti, odnosno povećati temperaturu. Za mnoge reakcije, povećanje temperature za 10°C je praćeno povećanjem brzine za faktor od 2-4.

4) Brzina heterogena reakcije se povećavaju sa povećanjem površine reaktanata. Čvrste materije za ovo se obično drobe. Na primjer, da bi željezo i sumporni prah reagirali kada se zagriju, željezo mora biti u obliku male piljevine.

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

5) Brzina reakcije zavisi od prisustva katalizatora ili inhibitora.

Katalizatori Supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije, ali se same ne konzumiraju. Primjer je brza razgradnja vodikovog peroksida uz dodatak katalizatora - mangan (IV) oksida:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

Mangan (IV) oksid ostaje na dnu i može se ponovo koristiti.

Inhibitori- supstance koje usporavaju reakciju. Na primjer, da bi se produžio vijek trajanja cijevi i baterija, u sustav grijanja vode dodaju se inhibitori korozije. U automobilima se u kočionu tečnost dodaju inhibitori korozije.

Još nekoliko primjera.

7.1. Homogene i heterogene reakcije

Hemijske supstance mogu biti u različitim agregatnim stanjima, dok njihova Hemijska svojstva in različite države su isti, ali je aktivnost drugačija (što je prikazano na prošlom predavanju na primjeru termalni efekat hemijska reakcija).

Razmotrimo različite kombinacije agregatnih stanja u kojima mogu biti dvije supstance A i B.

A (g.), B (g.)

A (tv.), B (tv.)

A (žensko), B (tv)

pomešan

A(tv), B(g)

A (žensko), B (d.)

pomešan

(rješenje)

heterogena

heterogena

heterogena

homogena

heterogena

heterogena

homogena

Hg(l.) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2 S + H2 SO4

CO+O2

Faza je područje hemijski sistem, unutar kojeg su sva svojstva sistema konstantna (ista) ili se kontinuirano mijenjaju od tačke do tačke. Odvojene faze su svaka od čvrstih materija, pored toga postoje faze rastvora i gasa.

Homogeno se zove hemijski sistem, u kojoj su sve supstance u istoj fazi (u rastvoru ili u gasu). Ako postoji nekoliko faza, onda se sistem poziva

heterogena.

Odnosno hemijska reakcija naziva se homogenim ako su reaktanti u istoj fazi. Ako su reaktanti u različitim fazama, onda hemijska reakcija nazivaju heterogenim.

Lako je shvatiti da, budući da kemijska reakcija zahtijeva kontakt reagensa, homogena reakcija se odvija istovremeno u cijelom volumenu otopine ili reakcione posude, dok se heterogena reakcija događa na uskoj granici između faza - na međufaznoj granici. Dakle, čisto teoretski, homogena reakcija se odvija brže od heterogene.

Dakle, prelazimo na koncept brzina hemijske reakcije.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. Hemijska ravnoteža.

7.2. Brzina hemijske reakcije

Grana hemije koja proučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija je grana fizička hemija i pozvao hemijska kinetika.

Brzina hemijske reakcije je promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena reakcionog sistema (za homogenu reakciju) ili po jedinici površine (za heterogenu reakciju).

Dakle, ako je volumen							ili područje			interfejsi
ne mijenjaju, tada izrazi za brzine kemijskih reakcija imaju oblik:
hom o

Odnos promene količine supstance i zapremine sistema može se tumačiti kao promena koncentracije date supstance.

Imajte na umu da se za reagense u izrazu za brzinu kemijske reakcije stavlja znak minus, jer se koncentracija reagensa smanjuje, a brzina kemijske reakcije je zapravo pozitivna vrijednost.

Dalji zaključci zasnivaju se na jednostavnim fizičkim razmatranjima, koja razmatraju hemijsku reakciju kao posljedicu interakcije nekoliko čestica.

Elementarna (ili jednostavna) je hemijska reakcija koja se odvija u jednoj fazi. Ako postoji nekoliko faza, tada se takve reakcije nazivaju kompleksne, ili složene, ili grube reakcije.

Godine 1867. predloženo je da se opiše brzina hemijske reakcije zakon masovne akcije: brzina elementarne hemijske reakcije proporcionalna koncentracijama reaktanata u stepenu stehiometrijskih koeficijenata.n A +m B P,

A, B - reagensi, P - proizvodi, n ,m - koeficijenti.

W =k n m

Koeficijent k se naziva konstanta brzine hemijske reakcije,

karakterizira prirodu čestica u interakciji i ne ovisi o koncentraciji čestica.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Količine n i m se nazivaju red reakcija po supstanci A i B, respektivno, i

njihov zbir (n + m) - redosled reakcije.

Za elementarne reakcije, red reakcije može biti 1, 2 i 3.

Elementarne reakcije reda 1 nazivaju se monomolekularne, reda 2 - bimolekularne, a reda 3 - trimolekularne prema broju uključenih molekula. Elementarne reakcije veće od trećeg reda su nepoznate - proračuni pokazuju da je istovremeni susret četiri molekula u jednoj tački previše nevjerovatan događaj.

Budući da se složena reakcija sastoji od određenog niza elementarnih reakcija, njena brzina se može izraziti kroz brzine pojedinih faza reakcije. Stoga, za složene reakcije poredak može biti bilo koji, uključujući razlomak ili nulu ( nulti red reakcija označava da se reakcija javlja sa konstantna brzina i ne zavisi od koncentracije reagujućih čestica W =k ).

Najsporija od faza složenog procesa obično se naziva ograničavajuća faza (faza ograničavanja brzine).

Zamisli to veliki broj molekuli su otišli u besplatni bioskop, ali na ulazu je inspektor koji provjerava starost svakog molekula. Dakle, struja materije ulazi na vrata bioskopa, a molekuli ulaze jedan po jedan u bioskop, tj. Tako sporo.

Primjeri elementarnih reakcija prvog reda su procesi toplinske ili radioaktivnog raspada, respektivno, konstanta brzine k karakteriše ili vjerovatnoću rupture hemijska veza, ili vjerovatnoća propadanja po jedinici vremena.

Postoji mnogo primjera elementarnih reakcija drugog reda - ovo nam je najpoznatiji način za odvijanje reakcija - čestica A je uletjela u česticu B, dogodila se neka vrsta transformacije i tu se nešto dogodilo (imajte na umu da proizvodi u teoriji rade ne utiče ni na šta – sva pažnja posvećena samo reagujućim česticama).

Naprotiv, postoji dosta elementarnih reakcija trećeg reda, jer je prilično rijetko da se tri čestice sretnu u isto vrijeme.

Kao ilustraciju, razmotrite prediktivnu moć hemijske kinetike.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža.

Kinetička jednačina prvog reda

(ilustrativni dodatni materijal)

Razmotrimo homogenu reakciju prvog reda, čija je konstanta brzine jednaka k, početna koncentracija supstance A jednaka je [A]0.

Po definiciji, brzina homogene hemijske reakcije je

K[A]

promjena koncentracije u jedinici vremena. Jednom supstanca A -

reagens, stavite znak minus.

Takva jednačina se naziva diferencijalna jednačina

derivat)

[A]

Da bismo to riješili, prenosimo količine na lijevu stranu

koncentracije, a desno - vrijeme.

Ako su derivacije dvije funkcije jednake, onda i same funkcije

ne smije se razlikovati za najviše konstantu.

Za rješenja zadata jednačina uzmite integral lijeve strane (po

koncentracija) i desna strana (u vremenu). Da se ne bi uplašio

log[ A ] = −kt +C

slušaoci, ograničićemo se na odgovor.

Ikona - prirodni logaritam, tj. broj b, tako da

\u003d [ A ], e \u003d 2,71828 ...

ln[ A ]- ln0 = - kt

Konstanta C se nalazi iz početnih uslova:

pri t = 0, početna koncentracija je [A]0

[A]

Jednom logaritam

je potencija broja, koristite svojstva potencija

[A]0

e a−b=

Sada se riješimo suprotnog logaritma (vidi definiciju

logaritam 6-7 redova više),

zašto dizati broj

na stepen lijeve strane jednačine i desne strane jednačine.

[A]

E − kt

Pomnožite sa [A]0

[A]0

Kinetička jednadžba prvog reda.

[ A ]= 0 × e − kt

Na osnovu

primljeno kinetička jednačina prvo

naručiti može

izračunati

koncentracija supstance

u bilo kom trenutku

Za potrebe našeg kursa, ovaj izlaz je samo u informativne svrhe, kako bismo vam demonstrirali aplikaciju matematički aparat izračunati tok hemijske reakcije. Stoga, kompetentan hemičar ne može ne poznavati matematiku. Naučite matematiku!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Grafikon ovisnosti koncentracije reaktanata i produkata od vremena može se kvalitativno prikazati na sljedeći način (koristeći primjer nepovratna reakcija prva narudžba)

Faktori koji utiču na brzinu reakcije

1. Priroda reaktanata

Na primjer, brzina reakcije sljedećih supstanci: H2 SO4 , CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - sa hidroksid ionom će varirati ovisno o jačini H-O veze. Da biste procijenili snagu ove veze, možete koristiti vrijednost relativne pozitivan naboj na atomu vodika: što je veći naboj, to će reakcija ići lakše.

2. Temperatura

Životno iskustvo nam govori da brzina reakcije ovisi o temperaturi i da se povećava s povećanjem temperature. Na primjer, proces kiseljenja mlijeka se odvija brže na sobnoj temperaturi, a ne u hladnjaku.

Okrenimo se matematičkom izrazu zakona masovnog djelovanja.

W =k n m

Kako lijeva strana ovog izraza (brzina reakcije) ovisi o temperaturi, desni deo izraz zavisi i od temperature. Istovremeno, koncentracija, naravno, ne ovisi o temperaturi: na primjer, mlijeko zadržava sadržaj masti od 2,5% i u hladnjaku i na sobnoj temperaturi. Onda, kako je govorio Šerlok Holms, preostalo rešenje je ono pravo, ma koliko čudno izgledalo: konstanta brzine zavisi od temperature!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Ovisnost konstante brzine reakcije od temperature izražava se pomoću Arrheniusove jednadžbe:

− Ea

k = k0 eRT ,

pri čemu

R = 8,314 J mol-1 K-1 - univerzalna plinska konstanta,

E a je energija aktivacije reakcije (vidi dolje), uslovno se smatra nezavisnom od temperature;

k 0 je predeksponencijalni faktor (tj. faktor koji stoji ispred eksponenta e), čija je vrijednost također gotovo nezavisna od temperature i određena je, prije svega, redoslijedom reakcije.

Dakle, vrijednost k0 iznosi približno 1013 s-1 za reakciju prvog reda, a 10 -10 l mol-1 s-1 za reakciju drugog reda,

za reakciju trećeg reda - 10 -33 l2 mol-2 s-1. Ove vrijednosti se ne moraju pamtiti.

Točne vrijednosti k0 za svaku reakciju određuju se eksperimentalno.

Koncept energije aktivacije postaje jasan iz sljedeće slike. U stvari, energija aktivacije je energija koju reagirajuća čestica mora imati da bi se reakcija odigrala.

Štaviše, ako zagrejemo sistem, tada se energija čestica povećava (tačkasti grafikon), dok prelazno stanje (≠) ostaje na istom nivou. Razlika u energiji između prelaznog stanja i reaktanata (energija aktivacije) se smanjuje, a brzina reakcije prema Arrheniusovoj jednačini se povećava.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Pored Arrheniusove jednačine, postoji i van't Hoffova jednačina, koja

karakterizira ovisnost brzine reakcije od temperature pomoću temperaturnog koeficijenta γ:

Temperaturni koeficijent γ pokazuje koliko će se puta povećati brzina kemijske reakcije kada se temperatura promijeni za 10o.

Van't Hoffova jednadžba:

T 2 − T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Tipično, koeficijent γ je u rasponu od 2 do 4. Iz tog razloga, hemičari često koriste aproksimaciju da povećanje temperature od 20o dovodi do povećanja brzine reakcije za red veličine (tj. 10 puta).

Prilikom definisanja koncepta brzina hemijske reakcije potrebno je razlikovati homogene i heterogene reakcije. Ako se reakcija odvija u homogenom sistemu, na primjer, u otopini ili u mješavini plinova, tada se odvija u cijeloj zapremini sistema. Brzina homogene reakcije naziva se količina supstance koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena u jedinici zapremine sistema. Budući da je odnos broja molova supstance i zapremine u kojoj je raspoređena molarna koncentracija supstance, brzina homogene reakcije se takođe može definisati kao promjena koncentracije u jedinici vremena bilo koje od tvari: početnog reagensa ili produkta reakcije. Kako bi se osiguralo da je rezultat izračuna uvijek pozitivan, bez obzira na to da li ga proizvodi reagens ili proizvod, u formuli se koristi znak “±”:

U zavisnosti od prirode reakcije, vreme se može izraziti ne samo u sekundama, kako zahteva SI sistem, već iu minutama ili satima. Tokom reakcije, vrijednost njegove brzine nije konstantna, već se kontinuirano mijenja: smanjuje se, jer se koncentracije polaznih tvari smanjuju. Gornji proračun daje prosječnu vrijednost brzine reakcije u određenom vremenskom intervalu Δτ = τ 2 – τ 1 . Prava (trenutna) brzina je definirana kao granica do koje je omjer Δ OD/ Δτ pri Δτ → 0, tj. prava brzina je jednaka vremenskom izvodu koncentracije.

Za reakciju čija jednadžba sadrži stehiometrijske koeficijente koji se razlikuju od jedinice, vrijednosti brzine izražene za različite tvari nisu iste. Na primjer, za reakciju A + 3B \u003d D + 2E, potrošnja supstance A je jedan mol, supstanca B je tri mola, dolazak supstance E je dva mola. Zbog toga υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) ili υ (E) . = ⅔ υ (AT) .

Ako se reakcija odvija između supstanci koje se nalaze u različitim fazama heterogenog sistema, onda se može odvijati samo na granici između ovih faza. Na primjer, interakcija otopine kiseline i komada metala događa se samo na površini metala. Brzina heterogene reakcije naziva se količina tvari koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici međufaza:

.

Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije reaktanata izražava se zakonom djelovanja mase: pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu molarne koncentracije reaktanata podignutih na stepen, jednaka koeficijentima sa formulama ovih supstanci u jednadžbi reakcije. Zatim za reakciju

2A + B → proizvodi

odnos υ ~ · OD A 2 OD B, a za prelazak na jednakost uvodi se koeficijent proporcionalnosti k, zvao konstanta brzine reakcije:

υ = k· OD A 2 OD B = k[A] 2 [V]

(molarne koncentracije u formulama mogu se označiti slovom OD sa odgovarajućim indeksom i formulom supstance u uglastim zagradama). fizičko značenje Konstante brzine reakcije - brzina reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol / l. Dimenzija konstante brzine reakcije zavisi od broja faktora na desnoj strani jednačine i može biti od -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2) itd., odnosno takav da se u svakom slučaju u proračunima brzina reakcije izražava u mol l –1 s –1.

Za heterogene reakcije, jednadžba zakona djelovanja mase uključuje koncentracije samo onih tvari koje su u plinovitoj fazi ili u otopini. Koncentracija tvari u čvrstoj fazi je konstantna vrijednost i uključena je u konstantu brzine, na primjer, za proces sagorijevanja uglja C + O 2 = CO 2, zapisuje se zakon djelovanja mase:

υ = k I const = k·,

gdje k= k I konst.

U sistemima u kojima su jedna ili više supstanci gasovi, brzina reakcije takođe zavisi od pritiska. Na primjer, kada vodik stupa u interakciju s jodnom parom H 2 + I 2 \u003d 2HI, brzina kemijske reakcije bit će određena izrazom:

υ = k··.

Ako se pritisak poveća, na primjer, 3 puta, tada će se zapremina koju zauzima sistem smanjiti za istu količinu, a posljedično će se i koncentracije svake od reagujućih tvari povećati za isti iznos. Brzina reakcije u ovom slučaju će se povećati za 9 puta

Temperaturna zavisnost brzine reakcije opisuje van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 stepeni povećanja temperature, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta. To znači da kako temperatura raste u aritmetička progresija brzina hemijske reakcije raste sa geometrijska progresija. Osnova u formuli progresije je temperaturni koeficijent stope reakcijeγ, koji pokazuje koliko se puta povećava brzina date reakcije (ili, što je isto, konstanta brzine) sa povećanjem temperature za 10 stepeni. Matematički, van't Hoffovo pravilo se izražava formulama:

ili

gdje i su brzine reakcije, respektivno, na početnoj t 1 i konačno t 2 temperature. Van't Hoffovo pravilo se može izraziti i na sljedeći način:

; ; ; ,

gdje i su, respektivno, brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi t; i iste su vrijednosti na temperaturi t +10n; n je broj intervala od "deset stepeni" ( n =(t 2 –t 1)/10) za koji se temperatura promijenila (može biti cijeli ili razlomak, pozitivan ili negativan).

Primjeri rješavanja problema

Primjer 1 Kako će se promijeniti brzina reakcije 2SO + O 2 = 2SO 2 koja se odvija u zatvorenoj posudi ako se pritisak udvostruči?

Rješenje:

Brzina navedene hemijske reakcije određena je izrazom:

υ start = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Povećanje pritiska dovodi do povećanja koncentracije oba reagensa za faktor 2. Imajući to na umu, prepisujemo izraz za zakon masovnog djelovanja:

υ 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ rano

odgovor: Brzina reakcije će se povećati za 8 puta.

Primjer 2 Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije ako se temperatura sistema podigne sa 20 °C na 100 °C, uz pretpostavku da je vrijednost temperaturnog koeficijenta brzine reakcije 3.

Rješenje:

Omjer brzina reakcije na dvije različite temperature povezan je s temperaturnim koeficijentom i promjenom temperature po formuli:

Izračun:

odgovor: Brzina reakcije će se povećati za 6561 puta.

Primjer 3 Prilikom proučavanja homogene reakcije A + 2B = 3D, utvrđeno je da se u roku od 8 minuta nakon reakcije količina supstance A u reaktoru smanjila sa 5,6 mola na 4,4 mola. Zapremina reakcione mase bila je 56 l. Izračunajte prosječnu brzinu kemijske reakcije za proučavani vremenski period za supstance A, B i D.

Rješenje:

Koristimo formulu u skladu sa definicijom pojma " prosječna brzina hemijska reakcija" i zamijenite numeričke vrijednosti, dobivši prosječnu brzinu za reagens A:

Iz jednadžbe reakcije slijedi da je, u poređenju sa brzinom gubitka tvari A, brzina gubitka tvari B dvostruko veća, a brzina povećanja količine proizvoda D tri puta veća. posljedično:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

i onda υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2,68 10 -3 = 6, 36 10 -3 mol l -1 min -1;

υ (D)=3 υ (A) = 3 2,68 10 -3 = 8,04 10 -3 mol l -1 min -1

Odgovor: u(A) = 2,68 10 -3 mol l -1 min -1; υ (B) = 6,36 10–3 mol l–1 min–1; υ (D) = 8,04 10–3 mol l–1 min–1.

Primjer 4 Da bi se odredila konstanta brzine homogene reakcije A + 2B → produkti, obavljena su dva eksperimenta pri različitim koncentracijama supstance B i izmjerena je brzina reakcije.

Brzina hemijskih reakcija, njena zavisnost od različitih faktora

Homogene i heterogene hemijske reakcije

Hemijske reakcije se odvijaju sa razne brzine: malom brzinom - tokom formiranja stalaktita i stalagmita, srednjom brzinom - pri kuvanju hrane, trenutno - tokom eksplozije. Reakcije su veoma brze vodeni rastvori, skoro trenutno. Miješamo rastvore barijum hlorida i natrijum sulfata - barijum sulfat u obliku precipitata se odmah formira. Sumpor gori brzo, ali ne odmah, magnezijum se rastvara hlorovodonične kiseline, etilen obezbojava bromsku vodu. Polako se stvara rđa na željeznim predmetima, plak na bakarnim i bronzanim proizvodima, lišće polako truli, a zubi se uništavaju.

Predviđanje brzine hemijske reakcije, kao i razjašnjavanje njene zavisnosti od uslova procesa, je zadatak hemijska kinetika— nauka o zakonitostima toka hemijskih reakcija u vremenu.

Ako se kemijske reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili u plinovitoj fazi, tada dolazi do interakcije reaktanata u cijelom volumenu. Takve reakcije se, kao što znate, nazivaju homogena.

Brzina homogene reakcije ($v_(homog.)$) definira se kao promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t V),$

gdje je $∆n$ promjena broja molova jedne supstance (najčešće početnog, ali može biti i produkt reakcije); $∆t$ — vremenski interval (s, min.); $V$ je zapremina gasa ili rastvora (l).

Pošto je odnos supstance i zapremine molarna koncentracija$C$, onda

$(∆n)/(V)=∆C.$

Na ovaj način, homogena brzina reakcije definira se kao promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

ako se volumen sistema ne promijeni. Ako se reakcija odvija između tvari koje su u različitim agregacijskim stanjima (npr solidan i gas ili tečnost), ili između supstanci koje nisu u stanju da formiraju homogeni medij (na primer, između tečnosti koje se ne mešaju), tada prelazi samo na dodirnu površinu supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

Heterogena brzina reakcije definira se kao promjena količine materije u jedinici vremena po jedinici površine:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(c m^2)]$

gdje je $S$ površina kontakta između supstanci ($m^2, cm^2$).

Ako se, za bilo koju tekuću reakciju, koncentracija polazne tvari eksperimentalno mjeri u različitim vremenskim trenucima, tada se njena promjena može grafički prikazati korištenjem kinetičke krivulje za ovaj reagens.

Brzina reakcije nije konstantna vrijednost. Naznačili smo samo određenu prosječnu brzinu date reakcije u određenom vremenskom intervalu.

Zamislite da određujemo brzinu reakcije

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) promjenom koncentracije $N_2$;

b) promjenom koncentracije $HCl$.

Hoćemo li dobiti iste vrijednosti? Uostalom, od $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$, pa će brzina u slučaju b) biti dvostruko veća. Dakle, vrijednost brzine reakcije ovisi i o tvari kojom je određena.

Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije je spoljni faktor posmatrao istraživač. Zapravo, svi procesi se odvijaju na mikro nivou. Očigledno, da bi neke čestice reagovale, moraju se prije svega sudariti, i to efikasno: nemojte se raspršiti kao lopte u različite strane, ali na način da se stare veze unište ili oslabe u česticama i da se formiraju nove, a za to čestice moraju imati dovoljno energije.

Izračunati podaci pokazuju da, na primjer, u plinovima, sudari molekula na atmosferski pritisak izračunavaju se u milijardama po $1$ sekundi, tj. sve reakcije treba da budu trenutne. Ali nije. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju da proizvede efikasan sudar.

Minimalni višak energije koji čestica (ili par čestica) mora imati da bi se dogodio efektivni sudar naziva se aktivaciona energija$E_a$.

Dakle, postoji energetska barijera na putu ulaska svih čestica u reakciju, jednaka energiji aktivacije $E_a$. Kada je mali, postoji mnogo čestica koje ga mogu savladati, a brzina reakcije je visoka. U suprotnom, potreban je pritisak. Kada donesete šibicu da zapalite duhovnu lampu, dajete dodatnu energiju $E_a$ potrebnu za efektivan sudar molekula alkohola sa molekulima kiseonika (prevazilaženje barijere).

Zaključno zaključujemo da se mnoge moguće reakcije praktički ne javljaju, jer visoka energija aktivacije.

Ovo je od velike važnosti za naš život. Zamislite što bi se dogodilo kada bi se sve termodinamički dozvoljene reakcije mogle odvijati bez ikakve energetske barijere (aktivacijska energija). Kiseonik u zraku reagirao bi sa svime što bi moglo izgorjeti ili jednostavno oksidirati. Svi bi patili organska materija, oni bi se pretvorili u ugljen-dioksid$CO_2$ i voda $H_2O$.

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora. Glavni su: priroda i koncentracija reaktanata, pritisak (u reakcijama koje uključuju plinove), temperatura, djelovanje katalizatora i površina reaktanata u slučaju heterogenih reakcija. Razmotrite uticaj svakog od ovih faktora na brzinu hemijske reakcije.

Temperatura

Znate da kada temperatura poraste, u većini slučajeva brzina hemijske reakcije značajno raste. U 19. vijeku holandski hemičar J. H. Van't Hoff formulirao je pravilo:

Povećanje temperature za svakih $10°C$ dovodi do povećanja brzine reakcije za faktor 2-4 (ova vrijednost se naziva temperaturni koeficijent reakcije).

S povećanjem temperature, prosječna brzina molekula, njihova energija i broj sudara se neznatno povećavaju, ali udio aktivnih molekula koji sudjeluju u efektivnim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo raste.

Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

gdje su $υ_(t_1)$ i $υ_(t_2)$ brzine reakcije na krajnjoj $t_2$ i početnoj $t_1$ temperaturi, respektivno, a $γ$ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa porastom temperature za svakih $10°C$.

Međutim, za povećanje brzine reakcije, povećanje temperature nije uvijek primjenjivo, jer. početne supstance mogu početi da se raspadaju, rastvarači ili same supstance mogu da ispare.

Koncentracija reaktanata

Promjena pritiska uz učešće u reakciji gasovitim materijama također dovodi do promjene koncentracije ovih supstanci.

Da se ostvari hemijska interakcija između čestica, moraju se efikasno sudarati. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, shodno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo gori u čistom kisiku. Time se razvija temperatura dovoljna da se metal otopi. Na osnovu velike količine eksperimentalnog materijala, 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage, a nezavisno od njih 1865., ruski naučnik N. I. Beketov formulisao je osnovni zakon hemijske kinetike, koji utvrđuje zavisnost reakcije. stopa na koncentraciju reagujućih supstanci.

Brzina kemijske reakcije proporcionalna je proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Ovaj zakon se još naziva i zakon masovne akcije.

Za reakciju $A+B=D$ ovaj zakon se izražava na sljedeći način:

$υ_1=k_1 C_A C_B$

Za reakciju $2A+B=D$ ovaj zakon se izražava na sljedeći način:

$υ_2=k_2 C_A^2 C_B$

Ovdje su $C_A, C_B$ koncentracije supstanci $A$ i $B$ (mol/l); $k_1$ i $k_2$ su koeficijenti proporcionalnosti, koji se nazivaju konstante brzine reakcije.

Fizičko značenje konstante brzine reakcije nije teško ustanoviti – ona je numerički jednaka brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata jednake $1$ mol/l ili je njihov proizvod jednak jedinici. U ovom slučaju je jasno da konstanta brzine reakcije ovisi samo o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari.

Zakon djelovanja mase ne uzima u obzir koncentraciju reagujućih supstanci u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije su obično konstantne.

Na primjer, za reakciju sagorijevanja uglja

Izraz brzine reakcije treba napisati ovako:

$υ=k·C_(O_2)$,

tj. brzina reakcije je samo proporcionalna koncentraciji kisika.

Ako jednačina reakcije opisuje samo ukupnu hemijsku reakciju, koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može komplikovan način ovise o koncentraciji polaznih materijala. Ova zavisnost se utvrđuje eksperimentalno ili teoretski na osnovu predloženog mehanizma reakcije.

Djelovanje katalizatora

Brzinu reakcije moguće je povećati upotrebom posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa manjom energijom aktivacije. Oni se nazivaju katalizatori(od lat. kataliza- uništenje).

Katalizator djeluje kao iskusan vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (prevazilaženje zahtijeva mnogo truda i vremena i nije dostupno svima), već duž njemu poznatih obilaznih staza, duž kojih možete savladati planinu mnogo lakše i brže. Istina, na zaobilaznici se ne može stići baš tamo gdje vodi glavni prijevoj. Ali ponekad je to upravo ono što vam treba! Ovako rade katalizatori, koji se zovu selektivno. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali se dušikov oksid (II) koristi u proizvodnji dušične kiseline.

Katalizatori su tvari koje učestvuju u kemijskoj reakciji i mijenjaju njenu brzinu ili smjer, ali na kraju reakcije ostaju nepromijenjene kvantitativno i kvalitativno.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama i transportu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside u izduvnim plinovima automobila u bezopasni dušik).

Postoje dvije vrste katalize.

homogena kataliza gdje su i katalizator i reaktanti u istom stanje agregacije(faza).

heterogena kataliza gdje su katalizator i reaktanti u različitim fazama. Na primjer, razgradnja vodikovog peroksida u prisustvu čvrstog katalizatora mangan (IV) oksida:

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$

Sam katalizator se ne troši kao rezultat reakcije, već ako se druge tvari adsorbiraju na njegovoj površini (tzv. katalitičkih otrova), tada površina postaje neoperabilna, potrebna je regeneracija katalizatora. Stoga, prije izvođenja katalitičke reakcije, polazni materijali se temeljito pročišćavaju.

Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline kontaktom koristite čvrsti katalizator - vanadijev (V) oksid $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

U proizvodnji metanola koristi se čvrsti cink-hrom katalizator ($8ZnO Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biološki katalizatori rade veoma efikasno - enzimi. By hemijske prirode to su vjeverice. Zahvaljujući njima, složene kemijske reakcije se odvijaju velikom brzinom u živim organizmima na niskim temperaturama. Enzimi su vrlo specifični, svaki od njih ubrzava samo svoju reakciju koja ide na pravo vrijeme i na pravom mestu sa prinosom blizu 100%$. Stvaranje umjetnih katalizatora sličnih enzimima san je kemičara!

Naravno, čuli ste i za druge zanimljive supstance - inhibitori(od lat. inhibere- kašnjenje). Oni reaguju sa aktivnim česticama velikom brzinom i formiraju neaktivna jedinjenja. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju raznim supstancama kako bi se spriječili neželjeni procesi.

Na primjer, uz pomoć inhibitora, otopina vodikovog peroksida, monomera za sprječavanje prerane polimerizacije, hlorovodonična kiselina se stabilizuje tako da se može transportovati u čeličnim kontejnerima. Inhibitori se nalaze i u živim organizmima, oni potiskuju različite štetne oksidacijske reakcije u stanicama tkiva, koje mogu biti inicirane, na primjer, radioaktivnim zračenjem.

Priroda reaktanata (njihov sastav, struktura)

Vrijednost energije aktivacije je faktor preko kojeg se utiče na uticaj prirode reagujućih supstanci na brzinu reakcije.

Ako je energija aktivacije mala ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Ako je energija aktivacije visoka ($> 120$ kJ/mol), onda to znači da samo zanemarljiv dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Brzina takve reakcije je stoga vrlo spora. Na primjer, napredak reakcije sinteze amonijaka na običnoj temperaturi gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako energije aktivacije imaju srednje vrijednosti ($40-120$ kJ/mol), tada će brzine takvih reakcija biti prosječne. Ove reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etil alkohol, promjena boje bromna voda etilen, interakcija cinka sa hlorovodoničnom kiselinom itd.

Kontaktna površina reaktanata

Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, tj. heterogena, zavisi od drugih jednaki uslovi o svojstvima ove površine. Poznato je da se kreda u prahu rastvara mnogo brže u hlorovodoničnoj kiselini nego komad krede jednake mase.

Povećanje brzine reakcije objašnjava se, prije svega, povećanjem kontaktne površine početnih tvari, kao i nizom drugih razloga, na primjer, uništavanjem strukture ispravnog kristalna rešetka. To dovodi do činjenice da su čestice na površini formiranih mikrokristala mnogo reaktivnije od istih čestica na glatkoj površini.

U industriji, za izvođenje heterogenih reakcija, fluidizirani sloj se koristi za povećanje kontaktne površine reaktanata, dovod početnih materijala i uklanjanje proizvoda. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline korištenjem fluidiziranog sloja, pirit se prži; in organska hemija pomoću fluidiziranog sloja vrši se katalitičko krekiranje naftnih derivata i regeneracija (oporavak) pokvarenog (koksovanog) katalizatora.