Tvari koje povećavaju brzinu kemijske reakcije. Brzina kemijskih reakcija i čimbenici o kojima ovisi: priroda reaktanata, njihova koncentracija, temperatura tijeka kemijskih reakcija, dodirna površina reaktanata, kat.

Stalno se susrećemo s raznim kemijskim interakcijama. Izgaranje prirodni gas, hrđanje željeza, kiseljenje mlijeka - daleko od svih procesa koji se detaljno proučavaju u školski tečaj kemija.

Neke reakcije traju djeliće sekundi, dok su za neke interakcije potrebni dani ili tjedni.

Pokušajmo identificirati ovisnost brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji i drugim čimbenicima. U novom obrazovni standard na ovo pitanje dodijeljen minimalni iznos vrijeme za učenje. 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 detaljnije analizirati.

Relevantnost problematike koja se razmatra

Informacije o brzini reakcije imaju važnu praktičnu i znanstveni značaj. Na primjer, u specifičnoj proizvodnji tvari i proizvoda, produktivnost opreme i trošak robe izravno ovise o ovoj vrijednosti.

Klasifikacija reakcija u tijeku

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

U kemiji se pod sustavom obično podrazumijeva tvar ili njihova kombinacija.

Homogen je takav sustav koji se sastoji od jedne faze (isto agregatno stanje). Kao primjer možemo navesti mješavinu plinova, nekoliko različitih tekućina.

Heterogeni sustav je onaj u kojem su reaktanti u obliku plinova i tekućina. čvrste tvari i plinovi.

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

Za homogeni sastav, proces je karakterističan u cijelom volumenu, što značajno poboljšava njegovu kvalitetu.

Ako su polazni materijali u različitim fazna stanja, u ovom slučaju, najveća interakcija se opaža na faznoj granici. Na primjer, kod otapanja aktivni metal u kiselini se nastanak produkta (soli) opaža samo na površini njihova dodira.

Matematički odnos između brzine procesa i različitih faktora

Koja je jednadžba za brzinu kemijske reakcije kao funkciju temperature? Za homogeni proces, brzina je određena količinom tvari koja međudjeluje ili nastaje tijekom reakcije u volumenu sustava po jedinici vremena.

Za heterogeni proces, brzina se određuje kroz količinu tvari koja reagira ili se dobije u procesu po jedinici površine za minimalno vremensko razdoblje.

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

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

Priroda reaktanata je faktor koji se uzima u obzir kemijska industrija poboljšati učinkovitost proizvodnje.

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

Zakon djelovanja mase u matematički oblik izravno opisuje proporcionalna ovisnost između koncentracije polaznih materijala i brzine procesa.

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

Kako bi se ubrzala reakcija u kojoj sudjeluje krutina, potrebno ju je samljeti do stanja praha.

U tom slučaju dolazi do povećanja površine, što pozitivno utječe na brzinu procesa. Koristi se za dizelsko gorivo poseban sustav ubrizgavanje, zbog čega se, kada dođe u dodir sa zrakom, brzina procesa izgaranja smjese ugljikovodika značajno povećava.

Grijanje

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi objašnjava se molekularno kinetičkom teorijom. Omogućuje vam izračunavanje broja sudara između molekula reagensa pod određenim uvjetima. Naoružan takvim informacijama, dakle normalnim uvjetima svi procesi moraju biti trenutni.

Ali ako uzmemo u obzir konkretan primjer ovisnosti brzine reakcije o temperaturi, pokazuje se da je za međudjelovanje potrebno najprije raskinuti kemijske veze među atomima kako bi se iz njih stvorile nove tvari. To zahtijeva značajnu količinu energije. Kakva je ovisnost brzine reakcije o temperaturi? Energija aktivacije određuje mogućnost pucanja molekula, karakterizira realnost procesa. Njegove mjerne jedinice su kJ/mol.

S nedovoljnim energetskim indeksom, sudar će biti neučinkovit, pa ga ne prati stvaranje nove molekule.

Grafički prikaz

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi može se prikazati grafički. Zagrijavanjem se povećava broj sudara između čestica, što pridonosi ubrzanju međudjelovanja.

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

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

Važni aspekti

Je li moguće napisati jednadžbu za ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi? Njegovo povećanje odražava se na povećanje 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 povećanja za 10 stupnjeva, brzina procesa se povećava za 2-4 puta.

Ovisnost brzine homogenih reakcija o temperaturi može se prikazati matematički.

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

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se lako objasniti različitim vrijednostima aktivacijske energije. Ima minimalnu vrijednost tijekom ionskih procesa, koji su određeni samo međudjelovanjem kationa i aniona. O trenutnoj pojavi takvih reakcija svjedoče brojni pokusi.

Na visoka vrijednost energije aktivacije, samo će mali broj sudara između čestica dovesti do provedbe međudjelovanja. Uz prosječnu energiju aktivacije, reaktanti će međudjelovati prosječnom brzinom.

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

Mjerenje brzine procesa

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

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

Inhibitori i katalizatori

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

Oni sami nisu sudionici interakcije, njihov broj nakon završetka procesa ostaje nepromijenjen. Ako katalizatori povećavaju brzinu reakcije, tada inhibitori, naprotiv, usporavaju ovaj proces.

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

Zaključak

U svijetu se svake minute odvijaju razne kemijske interakcije. Kako utvrditi ovisnost brzine reakcije o temperaturi? Arrheniusova jednadžba matematičko je objašnjenje odnosa između konstante brzine i temperature. Daje ideju o tim energijama aktivacije pri kojima je moguće uništavanje ili slabljenje veza između atoma u molekulama, distribucija čestica u nove kemijske tvari.

Zahvaljujući teoriji molekularne kinetike, moguće je predvidjeti vjerojatnost međudjelovanja između početnih komponenti, izračunati brzinu procesa. Među čimbenicima koji utječu na brzinu reakcije su posebno značenje ima promjenu temperature, postotna koncentracija tvari u interakciji, površina kontakta, prisutnost katalizatora (inhibitora), kao i priroda komponenti u interakciji.

Brzina kemijskih reakcija, njezina ovisnost o različitim čimbenicima

Homogene i heterogene kemijske reakcije

Kemijske reakcije se odvijaju sa razne brzine: pri maloj brzini - tijekom stvaranja stalaktita i stalagmita, pri srednjoj brzini - pri kuhanju hrane, odmah - tijekom eksplozije. Reakcije su vrlo brze vodene otopine, gotovo trenutno. Pomiješamo otopine barijevog klorida i natrijevog sulfata - odmah nastaje barijev sulfat u obliku taloga. Sumpor sagorijeva brzo, ali ne odmah, magnezij se otapa klorovodična kiselina, etilen obezbojuje bromnu vodu. Polako se stvara hrđa na željeznim predmetima, plak na bakrenim i brončanim proizvodima, lišće polako trune, a zubi se uništavaju.

Predviđanje brzine kemijske reakcije, kao i razjašnjavanje njezine ovisnosti o uvjetima procesa, zadatak je kemijska kinetika— znanosti o zakonima strujanja kemijske reakcije na vrijeme.

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

Brzina homogene reakcije ($v_(homog.)$) definirana je kao promjena količine tvari po jedinici vremena po jedinici volumena:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t V),$

gdje je $∆n$ promjena broja molova jedne tvari (najčešće početne, ali može biti i produkt reakcije); $∆t$ — vremenski interval (s, min.); $V$ je volumen plina ili otopine (l).

Budući da je omjer tvari i volumena molarna koncentracija$C$, dakle

$(∆n)/(V)=∆C.$

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 sustava ne mijenja. Ako dođe do reakcije između tvari u različitim agregatna stanja(npr. između krutine i plina ili tekućine), ili između tvari koje nisu u stanju tvoriti homogeni medij (npr. između tekućina koje se ne miješaju), tada prolazi samo na dodirnoj površini tvari. Takve reakcije nazivaju se heterogena.

Brzina heterogene reakcije definira se kao promjena u količini materije po jedinici vremena po jedinici površine:

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

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

Ako se za bilo koju reakciju u tijeku eksperimentalno mjeri koncentracija polazne tvari u različitim vremenskim točkama, tada se njezina promjena može grafički prikazati pomoću kinetičke krivulje za taj reagens.

Stopa reakcije nije konstantna vrijednost. Naveli smo samo određenu prosječnu brzinu dane reakcije u određenom vremenskom intervalu.

Zamislimo da odredimo 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 $H_2$ nastaje $2$ mol $HCl$ pa će brzina u slučaju b) biti duplo veća. Stoga vrijednost brzine reakcije ovisi i o tvari kojom je određena.

Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije je vanjski faktor promatrao istraživač. Zapravo, svi se procesi odvijaju na mikrorazini. Očito, da bi neke čestice reagirale, moraju se prije svega sudariti, i to učinkovito: nemojte se raspršiti poput loptica u različite strane, ali na način da se u česticama unište ili oslabe stare veze i da se mogu stvoriti nove, a za to čestice moraju imati dovoljnu energiju.

Izračunati podaci pokazuju da, primjerice, u plinovima sudari molekula pri atmosferski pritisak izračunavaju se u milijardama po $1$ sekundi, tj. sve reakcije trebaju biti trenutne. Ali nije. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju za stvaranje učinkovitog sudara.

Minimalni višak energije koji čestica (ili par čestica) mora imati da bi došlo do učinkovitog sudara naziva se energija aktivacije$E_a$.

Dakle, na putu svih čestica koje ulaze u reakciju postoji energetska barijera jednaka energiji aktivacije $E_a$. Kada je mali, ima mnogo čestica koje ga mogu savladati, a brzina reakcije je velika. U suprotnom, potreban je pritisak. Kada prinesete šibicu da zapalite špiritusnu svjetiljku, prenosite dodatnu energiju $E_a$ potrebnu za učinkovito sudaranje molekula alkohola s molekulama kisika (prevladavanje barijere).

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

To je od velike važnosti za naš život. Zamislite što bi se dogodilo kada bi se sve termodinamički dopuštene reakcije mogle odvijati bez ikakve energetske barijere (energije aktivacije). Kisik u zraku reagirao bi sa svime što bi moglo izgorjeti ili jednostavno oksidirati. Svi bi patili organska tvar, pretvorili bi se u ugljični dioksid$CO_2$ i voda $H_2O$.

Brzina kemijske reakcije ovisi o mnogim čimbenicima. Glavni su: priroda i koncentracija reaktanata, tlak (u reakcijama koje uključuju plinove), temperatura, djelovanje katalizatora i površina reaktanata u slučaju heterogene reakcije. Razmotrite utjecaj svakog od ovih čimbenika na brzinu kemijske reakcije.

Temperatura

Znate da kada temperatura raste, u većini slučajeva brzina kemijske reakcije se značajno povećava. U 19. stoljeću nizozemski kemičar J. H. Van't Hoff formulirao je pravilo:

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

Kad temperatura poraste Prosječna brzina molekula, njihova energija, broj sudara se neznatno povećava, ali se udio aktivnih molekula koje sudjeluju u učinkovitim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo povećava.

Matematički se ova ovisnost 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 pri konačnoj $t_2$ odnosno početnoj $t_1$ temperaturi, a $γ$ su temperaturni koeficijent brzina reakcije, koja pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa svakim povećanjem temperature od $10°C$.

Međutim, za povećanje brzine reakcije, povećanje temperature nije uvijek primjenjivo, jer. početne tvari mogu se početi raspadati, otapala ili same tvari mogu ispariti.

Koncentracija reaktanta

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

Da se ostvari kemijska interakcija između čestica, one se moraju učinkovito sudarati. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, sukladno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo gori u čistom kisiku. Time se razvija temperatura dovoljna za topljenje metala. Na temelju velike količine eksperimentalnog materijala 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage, a neovisno o njima 1865. ruski znanstvenik N. I. Beketov formulirali su osnovni zakon kemijske kinetike, koji utvrđuje ovisnost reakcije stopa na koncentraciju tvari koje reagiraju.

Brzina kemijske reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim njihovim koeficijentima u reakcijskoj jednadžbi.

Ovaj zakon se još naziva i zakon djelovanja mase.

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 tvari $A$ i $B$ (mol/l); $k_1$ i $k_2$ su koeficijenti proporcionalnosti, koji se nazivaju konstantama brzine reakcije.

fizičko značenje Konstantu brzine reakcije nije teško odrediti - ona je brojčano jednaka brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata jednake $1$ mol/l ili je njihov produkt jednak jedinici. U ovom slučaju jasno je da konstanta brzine reakcije ovisi samo o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari.

Zakon djelovanja mase ne uzima u obzir koncentraciju tvari koje reagiraju u čvrstom stanju jer reagiraju na površinama i njihove su koncentracije obično konstantne.

Na primjer, za reakciju izgaranja ugljena

Izraz brzine reakcije treba napisati ovako:

$υ=k·C_(O_2)$,

tj. brzina reakcije samo je proporcionalna koncentraciji kisika.

Ako jednadžba reakcije opisuje samo cjelokupnu kemijsku reakciju, koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može kompliciran način ovise o koncentraciji polaznih materijala. Ova se ovisnost utvrđuje eksperimentalno ili teorijski na temelju predloženog mehanizma reakcije.

Djelovanje katalizatora

Brzinu reakcije moguće je povećati korištenjem posebnih tvari koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju je na energetski povoljniji put s nižom energijom aktivacije. Zovu se katalizatori(od lat. kataliza- uništenje).

Katalizator djeluje kao iskusni vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (njegovo svladavanje zahtijeva mnogo truda i vremena i nije svima dostupno), već njemu poznatim obilaznim stazama, po kojima možete svladati planinu puno lakše i brže. Istina, zaobilaznim putem ne možete stići baš tamo gdje vodi glavni prolaz. Ali ponekad je to upravo ono što vam treba! Tako djeluju katalizatori koji se nazivaju selektivno. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali dušikov oksid (II) koristi se u proizvodnji dušične kiseline.

Katalizatori su tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji i mijenjaju njezinu brzinu ili smjer, ali na kraju reakcije ostaju kvantitativno i kvalitativno nepromijenjeni.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njezina smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama iu prometu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside u ispušnim 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 prisutnosti krutog 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 na njegovu površinu adsorbiraju druge tvari (tzv. katalitički otrovi), tada površina postaje neoperabilna, potrebna je regeneracija katalizatora. Stoga se prije provođenja katalitičke reakcije polazni materijali temeljito pročišćavaju.

Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline putem kontakta koristite čvrsti katalizator - vanadij (V) oksid $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

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

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biološki katalizatori djeluju vrlo učinkovito - enzima. Po kemijske prirode to su vjeverice. Zahvaljujući njima, složene kemijske reakcije odvijaju se velikom brzinom u živim organizmima pri niskim temperaturama. Enzimi su vrlo specifični, svaki od njih ubrzava samo svoju reakciju, koja ide na pravo vrijeme i na pravom mjestu s prinosom blizu 100%$. Stvaranje umjetnih katalizatora sličnih enzimima san je kemičara!

Naravno, čuli ste i za druge zanimljive tvari - inhibitori(od lat. inhibere- kašnjenje). Oni reagiraju s aktivnim česticama velikom brzinom i stvaraju neaktivne spojeve. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju različite tvari kako bi se spriječili neželjeni procesi.

Na primjer, uz pomoć inhibitora, otopina vodikovog peroksida, monomera za sprječavanje preuranjene polimerizacije, klorovodične kiseline stabilizira se tako da se može transportirati u čeličnim spremnicima. Inhibitori se nalaze iu živim organizmima, oni suzbijaju različite štetne oksidacijske reakcije u stanicama tkiva, koje mogu biti potaknute, primjerice, radioaktivnim zračenjem.

Priroda reaktanata (njihov sastav, struktura)

Vrijednost aktivacijske energije je čimbenik preko kojeg se utječe na utjecaj prirode tvari koje reagiraju 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 aktivacijska energija visoka ($> 120$ kJ/mol), onda to znači da samo zanemariv dio sudara između međusobno djelujućih čestica dovodi do reakcije. Stoga je brzina takve reakcije vrlo spora. Na primjer, napredovanje reakcije sinteze amonijaka pri 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 natrija s vodom ili etil alkohol, promjena boje bromna voda etilen, interakcija cinka sa solnom kiselinom itd.

Kontaktna površina reaktanata

Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, tj. heterogena, ovisi o dr jednakim uvjetima na svojstva ove površine. Poznato je da se kreda u prahu puno brže otapa u klorovodičnoj kiselini nego komad krede iste mase.

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

U industriji se za izvođenje heterogenih reakcija koristi fluidizirani sloj za povećanje kontaktne površine reaktanata, dovod polaznih materijala i uklanjanje produkata. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline korištenjem fluidiziranog sloja, pirit se prži; u organska kemija korištenjem fluidiziranog sloja provodi se katalitički krekiranje naftnih derivata i regeneracija (oporaba) pokvarenog (koksiranog) katalizatora.

7.1. Homogene i heterogene reakcije

Kemijske tvari mogu biti u različitim agregatnim stanjima, dok im Kemijska svojstva u različite države su isti, ali je aktivnost drugačija (što je prikazano na prošlom predavanju na primjeru toplinski učinak kemijska reakcija).

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

A (g.), B (g.)

A (tv.), B (tv.)

A (žensko), B (tv)

pomiješano

A(tv), B(g)

A (žensko), B (d.)

pomiješano

(riješenje)

heterogena

homogena

heterogena

homogena

Hg(l.) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Faza je područje kemijski sustav, unutar kojeg su sva svojstva sustava konstantna (ista) ili se kontinuirano mijenjaju od točke do točke. Odvojene faze su svaka od čvrstih tvari, osim toga, postoje faze otopine i plina.

Homogenim se naziva kemijski sustav, u kojem su sve tvari u istoj fazi (u otopini ili plinu). Ako postoji nekoliko faza, tada se sustav poziva

heterogena.

Odnosno kemijska reakcija nazivamo homogenim ako su reaktanti u istoj fazi. Ako su reaktanti u različitim fazama, onda kemijska reakcija nazivaju heterogenim.

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

Dakle, prelazimo na koncept brzina kemijske reakcije.

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. Kemijska ravnoteža.

7.2. Brzina kemijske reakcije

Grana kemije koja proučava brzine i mehanizme kemijskih reakcija je grana fizička kemija i nazvao kemijska kinetika.

Brzina kemijske reakcije je promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena reakcijskog sustava (za homogenu reakciju) ili po jedinici površine (za heterogenu reakciju).

Dakle, ako je volumen	odnosno područje	sučelja
ne mijenjaju, tada izrazi za brzine kemijskih reakcija imaju oblik:


hom o

Omjer promjene količine tvari i volumena sustava može se tumačiti kao promjena koncentracije dane tvari.

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

Daljnji zaključci temelje se na jednostavnim fizikalnim razmatranjima, koja kemijsku reakciju smatraju posljedicom međudjelovanja nekoliko čestica.

Elementarna (ili jednostavna) je kemijska reakcija koja se odvija u jednoj fazi. Ako postoji nekoliko faza, tada se takve reakcije nazivaju složenim, ili složenim, ili grubim reakcijama.

Godine 1867. predloženo je da se opiše brzina kemijske reakcije zakon djelovanja mase: brzina elementarne kemijske reakcije proporcionalna koncentracijama reaktanata u stehiometrijskim koeficijentima.n A +m B P,

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

W = k n m

Koeficijent k naziva se konstanta brzine kemijske reakcije,

karakterizira prirodu čestica koje međusobno djeluju i ne ovisi o koncentraciji čestica.

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. kemijska ravnoteža. Veličine n i m nazivaju se redoslijed reakcije prema tvari A i B, odnosno, i

njihov zbroj (n + m) - redoslijed reakcije.

Za elementarne reakcije, redoslijed reakcija može biti 1, 2 i 3.

Elementarne reakcije reda 1 nazivaju se monomolekularne, reda 2 bimolekularne, reda 3 trimolekularne prema broju molekula koje sudjeluju. Elementarne reakcije više od trećeg reda su nepoznate – proračuni pokazuju da je istovremeni susret četiriju molekula u jednoj točki previše nevjerojatan događaj.

Budući da se složena reakcija sastoji od određenog niza elementarnih reakcija, njezina se brzina može izraziti brzinama pojedinih faza reakcije. Stoga, za složene reakcije redoslijed može biti bilo koji, uključujući frakcijski ili nulti ( nulti red reakcija označava da se reakcija javlja sa stalna brzina a ne ovisi o koncentraciji reagirajućih čestica W =k ).

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

Zamisli to veliki broj molekule su išle u besplatno kino, ali na ulazu je inspektor koji provjerava starost svake molekule. Dakle, tok materije ulazi u vrata kina, a molekule ulaze jedna po jedna u kino, tj. Tako sporo.

Primjeri elementarnih reakcija I. reda su procesi toplinske odn radioaktivni raspad, odnosno, konstanta brzine k karakterizira ili vjerojatnost puknuća kemijska veza, ili vjerojatnost raspada po jedinici vremena.

Puno je primjera elementarnih reakcija drugog reda - to nam je najpoznatiji način odvijanja reakcija - čestica A je uletjela u česticu B, dogodila se neka transformacija i tu se nešto dogodilo (napominjemo da proizvodi u teoriji rade ne utječu ni na što - sva pažnja posvećena samo česticama koje reagiraju).

Naprotiv, ima dosta elementarnih reakcija trećeg reda, jer je vrlo rijetko da se tri čestice susreću u isto vrijeme.

Kao ilustraciju, razmotrite moć predviđanja kemijske kinetike.

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. kemijska ravnoteža.

Kinetička jednadžba prvog reda

(ilustrativni dodatni materijal)

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

Prema definiciji, brzina homogene kemijske reakcije je

K[A]

promjena koncentracije u jedinici vremena. Jednom tvar A -

reagens, stavite znak minus.

Takva jednadžba naziva se diferencijalna jednadžba

izvedenica)

[A]

Da bismo to riješili, količine prebacujemo na lijevu stranu

koncentracije, a desno - vrijeme.

Ako su derivacije dviju funkcija jednake, onda su i same funkcije

ne smije se razlikovati više od konstante.

Za rješenja dana jednadžba uzeti integral lijeve strane (po

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

log[ A ] = −kt +C

slušatelja, ograničit ćemo se na odgovor.

U ikoni - prirodni logaritam, tj. broj b, tako da

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

ln[ A ]- ln0 = - kt

Konstanta C nalazi se iz početnih uvjeta:

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

[A]

Jednom logaritam

je potencija broja, upotrijebite svojstva potencije

[A]0

e a−b=

Sada se riješimo suprotnog logaritma (vidi definiciju

logaritam 6-7 redaka više),

zašto dizati broj

na potenciju lijeve strane jednadžbe i desne strane jednadžbe.

[A]

E − kt

Pomnožite s [A]0

[A]0

Kinetička jednadžba prvog reda.

[A]= 0 × e − kt

Na temelju

primljeno kinetička jednadžba prvi

red može

proračunati

koncentracija tvari

u bilo kojem trenutku u vremenu

Za potrebe našeg tečaja, ovaj izlaz je samo u informativne svrhe, kako bismo vam demonstrirali aplikaciju matematički aparat izračunati tijek kemijske reakcije. Stoga kompetentan kemičar ne može ne poznavati matematiku. Učite matematiku!

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. kemijska ravnoteža. Grafikon ovisnosti koncentracije reaktanata i produkata o vremenu može se kvalitativno prikazati na sljedeći način (na primjeru ireverzibilna reakcija prva narudžba)

Čimbenici koji utječu na brzinu reakcije

1. Priroda reaktanata

Na primjer, brzina reakcije sljedećih tvari: H2 SO4, CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - s hidroksidnim ionom varirat će ovisno o jačini H-O veze. Da biste procijenili snagu ove veze, možete koristiti vrijednost relativnog pozitivan naboj na atomu vodika: što je veći naboj, reakcija će ići lakše.

2. Temperatura

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

Okrenimo se matematičkom izrazu zakona djelovanja mase.

W = k n m

Budući da lijeva strana ovog izraza (brzina reakcije) ovisi o temperaturi, dakle, desni dio izraz ovisi i o temperaturi. Pritom koncentracija, naravno, ne ovisi o temperaturi: na primjer, mlijeko zadržava sadržaj masti od 2,5% i u hladnjaku i na sobnoj temperaturi. Onda je, kako je govorio Sherlock Holmes, preostalo rješenje ono pravo, koliko god to čudno izgledalo: konstanta brzine ovisi o temperaturi!

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. kemijska ravnoteža. Ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi 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), uvjetno se smatra neovisnom o temperaturi;

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

Dakle, vrijednost k0 je 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 ne moraju se pamtiti.

Točne vrijednosti k0 za svaku reakciju određuju se eksperimentalno.

Koncept aktivacijske energije postaje jasan iz sljedeće slike. Zapravo, aktivacijska energija je energija koju čestica koja reagira mora imati da bi došlo do reakcije.

Štoviše, ako zagrijavamo sustav, tada energija čestica raste (točkasti graf), dok prijelazno stanje (≠) ostaje na istoj razini. Razlika u energiji između prijelaznog stanja i reaktanata (aktivacijska energija) se smanjuje, a brzina reakcije prema Arrheniusovoj jednadžbi raste.

Brzina kemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. kemijska ravnoteža. Osim Arrheniusove jednadžbe postoji i van't Hoffova jednadžba koja

karakterizira ovisnost brzine reakcije o temperaturi 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, kemičari često koriste aproksimaciju da povećanje temperature od 20° dovodi do povećanja brzine reakcije za red veličine (tj. 10 puta).

Brzina kemijske reakcije

Brzina kemijske reakcije- promjena količine jedne od reagirajućih tvari po jedinici vremena u jedinici reakcijskog prostora. Je ključni koncept kemijska kinetika. Brzina kemijske reakcije uvijek je pozitivna, stoga, ako je određena početnom tvari (čija se koncentracija smanjuje tijekom reakcije), tada se dobivena vrijednost množi s -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina kemijske reakcije u svakoj vremenskoj točki proporcionalna je koncentracijama reaktanata, podignutih na potencije jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije eksponent pri vrijednosti koncentracije svake tvari često je jednak njezinom stehiometrijskom koeficijentu; za složene reakcije ovo se pravilo ne poštuje. Osim koncentracije, sljedeći čimbenici utječu na brzinu kemijske reakcije:

prirodu reaktanata,
prisutnost katalizatora
temperatura (van't Hoffovo pravilo),
pritisak,
površina reaktanata.

Razmotrimo li najjednostavniju kemijsku reakciju A + B → C, tada uočavamo da trenutak brzina kemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

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

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Velški dijalekti engleskog
Pila (serijal filmova)

Pogledajte što je "Brzina kemijske reakcije" u drugim rječnicima:

BRZINA KEMIJSKE REAKCIJE- osnovni pojam kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnom volumenu sustava) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari ... Velik enciklopedijski rječnik

BRZINA KEMIJSKE REAKCIJE- osnovni pojam kem. kinetika, koja izražava omjer količine izreagirane tvari (u molovima) i duljine vremena tijekom kojeg je došlo do interakcije. Budući da se koncentracije reaktanata mijenjaju tijekom interakcije, brzina je obično ... Velika politehnička enciklopedija

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

brzina kemijske reakcije- osnovni pojam kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnom volumenu sustava) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari ... enciklopedijski rječnik

Brzina kemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije (vidi Kemijske reakcije). Brzina stvaranja produkta reakcije je količina tog produkta koja nastaje reakcijom po jedinici vremena u jedinici volumena (ako ... ...

BRZINA KEMIJSKE REAKCIJE- glavni pojam kem. kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova izreagiranog in va (pri konstantnom volumenu sustava) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in ili produkata reakcije (ako je volumen sustava ...

MEHANIZAM KEMIJSKE REAKCIJE- Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko. stupnjevi (jednostavne, ili elementarne reakcije), mehanizam je skup stupnjeva, uslijed kojih se početni u va pretvaraju u produkte. Intermedijeri u vama u ovim reakcijama mogu djelovati kao molekule, ... ... Prirodna znanost. enciklopedijski rječnik

Reakcije nukleofilne supstitucije- (engleski nucleophilic substitution reaction) supstitucijske reakcije u kojima napad vrši nukleofilni reagens koji nosi samo elektronski par. Odlazeća skupina u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofug. Sve ... Wikipedia

Kemijske reakcije- pretvorba jedne tvari u drugu, različitu od izvorne kemijski sastav odnosno zgrada. Ukupni broj atomi svakog danog elementa, kao i oni sami kemijski elementi, sastavne tvari, ostaju u R. x. nepromijenjeno; ovaj R. x ... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja - brzina linije kretanje metala na izlazu iz matrice, m/s. Na modernim strojevima za crtanje brzina crtanja doseže 50-80 m/s. Međutim, čak i tijekom izvlačenja žice, brzina, u pravilu, ne prelazi 30-40 m / s. U…… Enciklopedijski rječnik metalurgije

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

Grana kemije koja proučava brzinu kemijskih reakcija i mehanizam njihovog odvijanja, nazvao kemijska kinetika. Kemijska kinetika operira pojmovima "faza", "sustav". Faza – to je dio sustava odvojen od ostalih dijelova sučeljem.

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

Reakcije koje se odvijaju u homogenom sustavu, se zovu homogena. Na primjer, N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g). Trče posvuda. Reakcije koje se odvijaju u heterogenom sustavu, nazvao heterogena. Na primjer, C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g). Oni teku na sučelju.

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

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

1. Priroda reaktanata.

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

2. Koncentracija.

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

Ovisnost brzine kemijske reakcije o koncentraciji reaktanata izražava se kao zakon djelovanja mase (LMA): pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata.

NA opći slučaj za homogena reakcije

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

ovisnost o brzini reakcije izražena je jednadžbom:

gdje su C A i C B koncentracije reaktanata, mol/l; k je konstanta brzine reakcije. Za specifičnu reakciju 2NO (g) + O 2 (g) \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 koncentracijama reaktanata. Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.

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

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 međusobnih sudara. Da bi došlo do reakcije, molekule koje se sudaraju moraju imati određeni višak energije. Višak energije koji molekule moraju imati da bi njihov sraz doveo do stvaranja nove tvari, Zove se energija aktivacije. Energija aktivacije ( E a) izražava se u kJ/mol. Njegova vrijednost ovisi o prirodi tvari koje reagiraju, tj. Svaka reakcija ima svoju aktivacijsku energiju. Molekule s aktivacijskom energijom, nazvao aktivan. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, a time i brzinu kemijske reakcije.

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

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

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije koji pokazuje koliko se puta brzina reakcije poveća s porastom temperature za 10 0 C.

4. Kontaktna površina reaktanata.

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

5. Katalizatori.

Tvari koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostaju nepromijenjene do kraja reakcije, se zovu katalizatori. Promjena brzine reakcije pod djelovanjem katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati katalizu homogena i heterogena.

Do homogena uključuju procese u kojima je katalizator u istom agregatnom 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.

Do 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 kompliciraniji od homogenih. Značajnu ulogu u tim procesima ima apsorpcija plinovitih i tekuće tvari na površini čvrsta- pojave adsorpcije. Kao rezultat adsorpcije, povećava se koncentracija reaktanata, povećava se njihova kemijska aktivnost, što dovodi do povećanja brzine reakcije.