Supstance koje povećavaju brzinu hemijske reakcije. Brzina hemijskih reakcija i faktori od kojih zavisi: priroda reaktanata, njihova koncentracija, temperatura toka hemijskih reakcija, kontaktna površina reaktanata, kat.

Stalno se suočavamo sa raznim hemijskim interakcijama. Sagorijevanje prirodni gas, rđanje gvožđa, kiseljenje mleka - daleko od svih procesa koji se detaljno proučavaju u školski kurs hemija.

Neke reakcije traju djeliće sekundi, dok neke interakcije traju danima ili sedmicama.

Pokušajmo identificirati ovisnost brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji i drugim faktorima. U novom obrazovni standard na ovo pitanje dodeljeno minimalni iznos vrijeme učenja. U testovima jednog državni ispit postoje zadaci za ovisnost brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji i čak računski zadaci. Mnogi srednjoškolci imaju određene poteškoće u pronalaženju odgovora na ova pitanja, pa ćemo ovu temu detaljno analizirati.

Relevantnost pitanja koje se razmatra

Informacije o brzini reakcije imaju važne praktične i naučni značaj. Na primjer, u određenoj proizvodnji tvari i proizvoda, produktivnost opreme i cijena robe direktno ovise o ovoj vrijednosti.

Klasifikacija tekućih reakcija

Postoji direktna veza između stanja agregacije početnih komponenti i proizvoda nastalih u toku heterogenih interakcija.

U hemiji se sistem obično shvata kao supstanca ili njihova kombinacija.

Homogen je takav sistem koji se sastoji od jedne faze (istog agregatnog stanja). Kao primjer možemo spomenuti mješavinu plinova, nekoliko različitih tekućina.

Heterogen sistem je sistem u kojem su reaktanti u obliku gasova i tečnosti. čvrste materije i gasove.

Ne postoji samo zavisnost brzine reakcije od temperature, već i od faze u kojoj se koriste komponente uključene u analiziranu interakciju.

Za homogenu kompoziciju karakterističan je proces u cijelom volumenu, što značajno poboljšava njegovu kvalitetu.

Ako su polazni materijali različiti fazna stanja, u ovom slučaju, maksimalna interakcija se opaža na granici faze. Na primjer, prilikom rastvaranja aktivni metal u kiselini, formiranje proizvoda (soli) se opaža samo na površini njihovog kontakta.

Matematički odnos između brzine procesa i različitih faktora

Koja je jednadžba za brzinu kemijske reakcije u funkciji temperature? Za homogeni proces, brzina je određena količinom supstance koja interaguje ili se formira tokom reakcije u zapremini sistema u jedinici vremena.

Za heterogeni proces, brzina se određuje kroz količinu supstance koja reaguje ili se dobije u procesu po jedinici površine za minimalni vremenski period.

Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

Priroda reaktanata jedan je od razloga za različite brzine procesa. Na primjer, alkalni metali na sobnoj temperaturi stvaraju alkalije s vodom, a proces je praćen intenzivnom evolucijom plinovitog vodonika. Plemeniti metali (zlato, platina, srebro) nisu sposobni za takve procese ni na sobnoj temperaturi ni kada su zagrijani.

Priroda reaktanata je faktor koji se uzima u obzir hemijska industrija za poboljšanje efikasnosti proizvodnje.

Otkrivena je veza između koncentracije reagensa i brzine kemijske reakcije. Što je veći, to će se više čestica sudarati, pa će se proces odvijati brže.

Zakon masovne akcije u matematički oblik direktno opisuje proporcionalna zavisnost između koncentracije polaznih materijala i brzine procesa.

Formulisao ga je sredinom devetnaestog veka ruski hemičar N. N. Beketov. Za svaki proces se određuje konstanta reakcije, koja nije povezana s temperaturom, koncentracijom ili prirodom reaktanata.

Da bi se ubrzala reakcija u kojoj sudjeluje čvrsta supstanca, potrebno ju je samljeti do praškastog stanja.

U ovom slučaju dolazi do povećanja površine, što pozitivno utječe na brzinu procesa. Koristi se za dizel gorivo poseban sistem ubrizgavanje, zbog čega se, kada dođe u kontakt sa zrakom, brzina procesa sagorijevanja mješavine ugljovodonika značajno povećava.

Grijanje

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi objašnjava se molekularno-kinetičkom teorijom. Omogućava vam da izračunate broj sudara između molekula reagensa pod određenim uvjetima. Dakle, naoružani takvim informacijama normalnim uslovima svi procesi moraju biti trenutni.

Ali ako uzmemo u obzir konkretan primjer ovisnosti brzine reakcije od temperature, ispada da je za interakciju potrebno prvo prekinuti kemijske veze između atoma kako bi se od njih formirale nove tvari. Za to je potrebna značajna količina energije. Koja je zavisnost brzine reakcije od temperature? Energija aktivacije određuje mogućnost rupture molekula, karakteriše realnost procesa. Njegove mjerne jedinice su kJ/mol.

Sa nedovoljnim energetskim indeksom, sudar će biti neefikasan, pa ga ne prati stvaranje nove molekule.

Grafičko predstavljanje

Zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature može se prikazati grafički. Kada se zagrije, povećava se broj sudara između čestica, što doprinosi ubrzanju interakcije.

Šta je grafik brzine reakcije u odnosu na temperaturu? Energija molekula je prikazana horizontalno, a broj čestica sa velikom rezervom energije je označen vertikalno. Grafikon je kriva po kojoj se može suditi o brzini određene interakcije.

Što je veća energetska razlika od prosjeka, to je tačka krivulje dalje od maksimuma, a manji postotak molekula ima takvu rezervu energije.

Važni aspekti

Da li je moguće napisati jednačinu za ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi? Njegovo povećanje se ogleda u povećanju brzine procesa. Takvu ovisnost karakterizira određena vrijednost, koja se naziva temperaturni koeficijent brzine procesa.

Za bilo koju interakciju otkrivena je ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi. U slučaju njegovog povećanja za 10 stepeni, brzina procesa se povećava za 2-4 puta.

Zavisnost brzine homogenih reakcija od temperature može se matematički prikazati.

Za većinu interakcija na sobnoj temperaturi, koeficijent je u rasponu od 2 do 4. Na primjer, sa temperaturnim koeficijentom od 2,9, povećanje temperature od 100 stepeni ubrzava proces za skoro 50.000 puta.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se lako objasniti različitim vrijednostima energije aktivacije. Ima minimalnu vrijednost tokom jonskih procesa, koji su određeni samo interakcijom katjona i anjona. Brojni eksperimenti svjedoče o trenutnoj pojavi takvih reakcija.

At visoka vrijednost energije aktivacije, samo mali broj sudara između čestica će dovesti do realizacije interakcije. Uz prosječnu energiju aktivacije, reaktanti će komunicirati prosječnom brzinom.

Zadaci o zavisnosti brzine reakcije od koncentracije i temperature razmatraju se samo na višim nivoima obrazovanja i često izazivaju ozbiljne poteškoće kod djece.

Mjerenje brzine procesa

Oni procesi koji zahtijevaju značajnu energiju aktivacije uključuju početni prekid ili slabljenje veza između atoma u izvornim supstancama. U tom slučaju prelaze u određeno međustanje, koje se naziva aktivirani kompleks. To je nestabilno stanje, prilično se brzo razgrađuje u produkte reakcije, proces je praćen oslobađanjem dodatne energije.

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

Inhibitori i katalizatori

Analizirajmo zavisnost brzine enzimske reakcije od temperature medija. Takve tvari djeluju kao akceleratori procesa.

Oni sami nisu učesnici u interakciji, njihov broj nakon završetka procesa ostaje nepromijenjen. Ako katalizatori povećavaju brzinu reakcije, onda inhibitori, naprotiv, usporavaju ovaj proces.

Suština ovoga leži u formiranju međuspojeva, zbog čega se uočava promjena brzine procesa.

Zaključak

Različite hemijske interakcije se dešavaju svakog minuta u svetu. Kako utvrditi zavisnost brzine reakcije od temperature? Arrheniusova jednadžba je matematičko objašnjenje odnosa između konstante brzine i temperature. Daje ideju o onim energijama aktivacije kod kojih je moguće uništavanje ili slabljenje veza između atoma u molekulama, raspodjela čestica u nove kemijske tvari.

Zahvaljujući teoriji molekularne kinetike, moguće je predvidjeti vjerovatnoću interakcije između početnih komponenti, izračunati brzinu procesa. Među faktorima koji utiču na brzinu reakcije su posebno značenje ima promjenu temperature, procentualna koncentracija interakcije tvari, površina kontakta, prisutnost katalizatora (inhibitora), kao i priroda komponenti u interakciji.

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— nauke o zakonima toka hemijske reakcije na vrijeme.

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 dođe do reakcije između supstanci u različitim agregatna stanja(na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine), ili između tvari koje nisu u stanju formirati homogeni medij (na primjer, između tekućina koje se ne miješaju), tada prelazi samo na dodirnu površinu tvari. 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 heterogene reakcije. 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).

Kada temperatura poraste prosječna brzina molekula, njihova energija, broj sudara se neznatno povećava, ali se udio aktivnih molekula koji sudjeluju u efektivnim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo povećava.

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 konačnim $t_2$ i početnim $t_1$ temperaturama, respektivno, a $γ$ su temperaturni koeficijent brzina reakcije, koja pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa svakih $10°C$ porasta temperature.

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 tlaka uz sudjelovanje plinovitih tvari u reakciji također dovodi do promjene koncentracije ovih tvari.

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 Nije teško ustanoviti konstantu brzine reakcije - 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, u kojem su i katalizator i reaktanti u istom agregacijskom stanju (fazi).

heterogena kataliza gdje se nalaze katalizator i reaktanti različite faze. 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 različite supstance 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.

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

homogena

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 redosled 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, ima 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 hidroksidnim 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:

− E a

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).

Brzina hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. Is ključni koncept hemijska kinetika. Brzina kemijske reakcije je uvijek pozitivna, stoga, ako je određena početnom tvari (čija koncentracija opada tijekom reakcije), tada se rezultirajuća vrijednost množi sa -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina hemijske reakcije u svakom trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata, podignutim na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije, eksponent pri vrijednosti koncentracije svake supstance često je jednak njenom stehiometrijskom koeficijentu; za složene reakcije ovo se pravilo ne poštuje. Pored koncentracije, na brzinu hemijske reakcije utiču i sledeći faktori:

priroda reaktanata,
prisustvo katalizatora
temperatura (van't Hoffovo pravilo),
pritisak,
površine reaktanata.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B → C, onda to primjećujemo instant brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

Kubasov A. A. Kemijska kinetika i kataliza.
Prigogine I., Defay R. Hemijska termodinamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 str.
Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetički modeli katalitičkih reakcija, Novosibirsk: Nauka (Sibirski ogranak), 1983.- 255 str.

Wikimedia fondacija. 2010 .

Velški dijalekti engleskog jezika
Saw (filmska serija)

Pogledajte koja je "Brzina hemijske reakcije" u drugim rječnicima:

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova reagovane tvari (pri konstantnom volumenu sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... Veliki enciklopedijski rječnik

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hem. kinetika, izražavajući odnos količine reagovane supstance (u molovima) i dužine vremena tokom kojeg je došlo do interakcije. Budući da se koncentracije reaktanata mijenjaju tokom interakcije, brzina je obično ... Velika politehnička enciklopedija

brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije. Brzina stvaranja produkta reakcije je količina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

brzina hemijske reakcije- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... enciklopedijski rječnik

Brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog produkta koja nastaje reakcijom po jedinici vremena u jedinici volumena (ako ... ...

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- glavni koncept hem. kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova reagovanog u va (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in ili reakcijskih proizvoda (ako je volumen sistema ...

MEHANIZAM HEMIJSKE REAKCIJE- Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko. faze (jednostavne, ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se početni u va pretvaraju u proizvode. Intermedijer u vama u ovim reakcijama može djelovati kao molekule, ... ... Prirodna nauka. enciklopedijski rječnik

Reakcije nukleofilne supstitucije- (engleski nukleofilna supstitucijska reakcija) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi lone elektronski par. Odlazeća grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve ... Wikipedia

Hemijske reakcije- transformacija jedne supstance u drugu, različitu od originala hemijski sastav ili zgrada. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i njih samih hemijski elementi, sastavne supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x ... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja - linijska brzina kretanje metala na izlazu iz kalupa, m/s. Na modernim mašinama za crtanje brzina izvlačenja dostiže 50-80 m/s. Međutim, čak i tokom izvlačenja žice, brzina u pravilu ne prelazi 30-40 m/s. U… … Enciklopedijski rečnik metalurgije

Kao i svaki proces, kemijske reakcije se odvijaju u vremenu i stoga ih karakterizira ova ili ona brzina.

Grana hemije koja proučava brzinu hemijskih reakcija i mehanizam njihovog nastanka, pozvao hemijska kinetika. Hemijska kinetika operiše konceptima "faza", "sistem". Faza – to je dio sistema koji je interfejsom odvojen od ostalih delova.

Sistemi su ili homogeni ili heterogeni. homogeni sistemi sastoji se od jednofazni. Na primjer, zrak ili bilo koja mješavina plinova, otopina soli. Heterogeni sistemi sastoji se od dvije ili više faza. Na primjer, tečna voda - led - para, rastvor soli + sediment.

Reakcije se odvijaju u homogenom sistemu, su pozvani homogena. Na primjer, N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g). Trče svuda. Reakcije koje se odvijaju u heterogenom sistemu, pozvao heterogena. Na primjer, C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g). Oni teku na interfejsu.

Brzina hemijske reakcije odlučan količina supstance koja ulazi u reakciju ili se formira tokom reakcije u jedinici vremena po jedinici zapremine(za homogenu reakciju) ili interfejs po jedinici(za heterogeni sistem).

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

1. Priroda reaktanata.

Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja manje jakih veza i stvaranja tvari sa jačim vezama. Dakle, potrebne su visoke energije da bi se prekinule veze u molekulima H 2 i N 2; takvi molekuli su blago reaktivni. Da bi se prekinule veze u visoko polarnim molekulima (HCl, H 2 O), potrebno je manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između jona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.

2. Koncentracija.

S povećanjem koncentracije češće se javljaju sudari molekula reagujućih tvari - brzina reakcije se povećava.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o koncentraciji reaktanata izražava se kao zakon masovne akcije (LMA): pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

AT opšti slučaj za homogena reakcije

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

zavisnost brzine reakcije izražava se 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) \u003d 2NO 2 (g), matematički izraz za ZDM ima oblik:

υ = k∙∙

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji 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 čvrste faze nije uključena u matematički izraz EDM:

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

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

C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (c)

3. Temperatura.

Kako temperatura raste, brzina kretanja molekula se povećava, što zauzvrat dovodi do povećanja broja sudara između njih. Da bi se reakcija odigrala, molekuli u sudaru moraju imati određeni višak energije. Višak energije koji molekule moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari, zove se aktivaciona energija. Energija aktivacije ( E a) se izražava u kJ/mol. Njegova vrijednost zavisi od prirode supstanci koje reaguju, tj. Svaka reakcija ima svoju energiju aktivacije. Molekuli sa energijom aktivacije, zvao aktivan. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, a samim tim i brzinu kemijske reakcije.

Izražava se zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 °C porasta temperature, brzina reakcije se povećava za 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 povećava s povećanjem temperature za 10 0 C.

4. Kontaktna površina reaktanata.

Za heterogene sisteme, što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih materija se može povećati mlevenjem, a za rastvorljive materije - otapanjem.

5. Katalizatori.

Supstance koje učestvuju u reakcijama i povećavaju njenu brzinu, ostajući nepromenjene do kraja reakcije, su pozvani katalizatori. Promjena brzine reakcije pod djelovanjem katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati katalizu homogena i heterogena.

To homogena uključuju procese u kojima je katalizator u istom agregacijskom stanju kao i reaktanti.

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

Djelovanje homogenog katalizatora sastoji se u stvaranju više ili manje stabilnih intermedijarnih aktivnih spojeva iz kojih se zatim potpuno regenerira.

To heterogena kataliza uključuje takve 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 ovim procesima igra apsorpcija gasovitih i tečne supstance na površini solidan- fenomeni adsorpcije. Kao rezultat adsorpcije, povećava se koncentracija reaktanata, povećava se njihova kemijska aktivnost, što dovodi do povećanja brzine reakcije.