Ovisnost brzine kemijske reakcije. Brzina kemijskih reakcija

Sustavi. Ali zadanu vrijednost ne odražava prava prilika napredak reakcije, nju ubrzati i mehanizam.

Za potpuni prikaz kemijske reakcije potrebno je znati koji vremenski obrasci postoje tijekom njezine provedbe, t.j. brzina kemijske reakcije i njegov detaljan mehanizam. Brzina i mehanizam ispitivanja reakcija kemijska kinetika znanost o kemijskim procesima.

Sa gledišta kemijska kinetika, reakcije se mogu klasificirati na jednostavne i složene.

jednostavne reakcije- procesi koji se odvijaju bez stvaranja međuspojeva. Prema broju čestica koje u njemu sudjeluju dijele se na monomolekularni, bimolekularni, trimolekularni. Sudar više od 3 čestice je malo vjerojatan, pa su trimolekularne reakcije prilično rijetke, a četveromolekularne su nepoznate. Složene reakcije - procesi koji se sastoje od nekoliko elementarnih reakcija.

Svaki proces se odvija svojom inherentnom brzinom, koja se može odrediti promjenama koje se događaju tijekom određenog vremenskog razdoblja. sredina brzina kemijske reakcije izraženo kao promjena količine tvari n potrošena ili primljena tvar po jedinici volumena V po jedinici vremena t.

υ = ± dn/ dt· V

Ako se tvar potroši, onda stavljamo znak "-", ako se nakuplja - "+"

Pri konstantnom volumenu:

υ = ± DC/ dt,

Jedinica brzine reakcije mol/l s

Općenito, υ je konstantna vrijednost i ne ovisi o tome koju tvar pratimo u reakciji.

Ovisnost koncentracije reagensa ili produkta o vremenu reakcije prikazana je kao kinetička krivulja, koji izgleda ovako:

Prikladnije je izračunati υ iz eksperimentalnih podataka ako se gornji izrazi pretvore u sljedeći izraz:

Zakon aktivnih masa. Red i konstanta brzine reakcije

Jedna od formulacija zakon glumačke mase zvuči ovako: Brzina elementarne homogene kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata.

Ako je proces koji se proučava predstavljen kao:

a A + b B = proizvodi

tada se može izraziti brzina kemijske reakcije kinetička jednadžba:

υ = k [A] a [B] b ili

υ = k C a A C b B

Ovdje [ A] i [B] (C A iC B) - koncentracija reagensa,

a ib su stehiometrijski koeficijenti jednostavne reakcije,

k je konstanta brzine reakcije.

Kemijsko značenje količine k- Ovo brza reakcija u pojedinačnim koncentracijama. To jest, ako su koncentracije tvari A i B jednake 1, tada υ = k.

Treba uzeti u obzir da u složenim kemijskim procesima koef a ib ne poklapaju se sa stehiometrijskim.

Zakon masovnog djelovanja ispunjen je pod nekoliko uvjeta:

Reakcija se termički aktivira, t.j. energije toplinsko kretanje.
Koncentracija reagensa je ravnomjerno raspoređena.
Svojstva i uvjeti okoline se tijekom procesa ne mijenjaju.
Svojstva okoliša ne bi trebala utjecati k.

Za složene procese zakon masovnog djelovanja ne može se primijeniti. To se može objasniti činjenicom da se složeni proces sastoji od nekoliko elementarnih faza, a njegova brzina neće biti određena ukupnom brzinom svih faza, već samo jednom od najsporijih faza, tzv. ograničavajući.

Svaka reakcija ima svoje narudžba. Odrediti privatni (djelomični) red reagensom i opći (pun) red. Na primjer, u izrazu za brzinu kemijske reakcije za proces

a A + b B = proizvodi

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– red po reagensu ALI

b — red po reagensu NA

Opći poredak a + b = n

Za jednostavnih procesa red reakcije označava broj reagirajućih čestica (poklapa se sa stehiometrijskim koeficijentima) i poprima cjelobrojne vrijednosti. Za složene procese red reakcije se ne podudara sa stehiometrijskim koeficijentima i može biti bilo koji.

Odredimo čimbenike koji utječu na brzinu kemijske reakcije υ.

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata
utvrđeno zakonom masovnog djelovanja: υ = k[ A] a·[ B] b

Očito, s povećanjem koncentracije reaktanata, υ raste, jer povećava se broj sudara između tvari koje sudjeluju u kemijskom procesu. Štoviše, važno je uzeti u obzir redoslijed reakcije: ako je n=1 za neki reagens, tada je njegova brzina izravno proporcionalna koncentraciji ove tvari. Ako za bilo koji reagens n=2, tada će udvostručenje njegove koncentracije dovesti do povećanja brzine reakcije za 2 2 \u003d 4 puta, a povećanje koncentracije za 3 puta će ubrzati reakciju za 3 2 \u003d 9 puta.

Brzina kemijske reakcije

Tema "Brzina kemijske reakcije" možda je najsloženija i najkontroverznija u školskom programu. To je zbog složenosti same kemijske kinetike, jedne od grana fizikalne kemije. Sama definicija pojma "brzina kemijske reakcije" već je dvosmislena (vidi, na primjer, članak L.S. Guzeyja u novinama "Kemija", 2001., br. 28,
s. 12). Više više problema nastaje kada se pokušava primijeniti zakon djelovanja mase za brzinu reakcije na bilo koji kemijski sustavi, jer raspon objekata za koje je moguć kvantitativni opis kinetičkih procesa unutar školski kurikulum, vrlo usko. Želio bih naglasiti netočnost korištenja zakona djelovanja mase za brzinu kemijske reakcije u kemijskoj ravnoteži.
Istodobno, bilo bi pogrešno odbiti uopće razmatrati ovu temu u školi. Ideje o brzini kemijske reakcije vrlo su važne u proučavanju mnogih prirodnih i tehnoloških procesa, bez njih je nemoguće govoriti o katalizi i katalizatorima, uključujući enzime. Iako se pri raspravi o transformacijama tvari koriste uglavnom kvalitativne ideje o brzini kemijske reakcije, ipak je poželjno uvođenje najjednostavnijih kvantitativnih omjera, osobito za elementarne reakcije.
U objavljenom članku dovoljno je detaljno razmotrena pitanja kemijske kinetike o čemu se može raspravljati na školske nastave kemija. Isključenje iz tečaja školska kemija kontroverzne i kontroverzne točke ove teme posebno je važno za one studente koji će nastaviti svoje kemijsko obrazovanje na Sveučilištu. Uostalom, znanje stečeno u školi često je u sukobu sa znanstvenom stvarnošću.

Kemijske reakcije mogu značajno varirati u vremenu. Mješavina vodika i kisika na sobnoj temperaturi može ostati praktički nepromijenjena dulje vrijeme, ali pri udaru ili paljenju doći će do eksplozije. Željezna ploča polako hrđa, a komadić bijelog fosfora spontano se zapali u zraku. Važno je znati koliko brzo se određena reakcija odvija kako biste mogli kontrolirati njezin tijek.

Osnovni koncepti

kvantitativno karakterističan za koliko brzo se određena reakcija odvija je brzina kemijske reakcije, odnosno brzina potrošnje reagensa ili brzina pojave proizvoda. U ovom slučaju nije važno o kojoj je od tvari uključenih u reakciju riječ, jer su sve one međusobno povezane jednadžbom reakcije. Promjenom količine jedne od tvari može se suditi o odgovarajućim promjenama u količinama svih ostalih.

Brzina kemijske reakcije () naziva se promjena količine tvari reaktanta ili produkta () po jedinici vremena () po jedinici volumena (V):

= /(V ).

Brzina reakcije u ovaj slučaj obično se izražava u mol/(l s).

Gornji izraz odnosi se na homogene kemijske reakcije koje se odvijaju u homogenom mediju, na primjer između plinova ili u otopini:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3,

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl.

Na dodirnim površinama odvijaju se heterogene kemijske reakcije čvrsta i plin, krut i tekući, itd. Heterogene reakcije uključuju, na primjer, reakcije metala s kiselinama:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2.

U e taj slučaj brzina reakcije je promjena u količini reaktanta ili produkta () po jedinici vremena() po jedinici površine (S):

= /(S ).

Brzina heterogene reakcije izražava se u mol/(m 2 s).

Za kontrolu kemijskih reakcija važno je ne samo znati odrediti njihovu brzinu, već i saznati koji uvjeti na njih utječu. Grana kemije koja proučava brzinu kemijskih reakcija i učinak na nju razni čimbenici, Zove se kemijska kinetika.

Učestalost sudara reagirajućih čestica

Najvažniji faktor, koji određuje brzinu kemijske reakcije, - koncentracija.

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije obično raste. Da bi ušle u reakciju, dvije se kemijske čestice moraju približiti jedna drugoj, pa brzina reakcije ovisi o broju sudara među njima. Povećanje broja čestica u zadani volumen dovodi do češćih sudara i do povećanja brzine reakcije.

Za homogene reakcije, povećanje koncentracije jednog ili više reaktanata će povećati brzinu reakcije. Sa smanjenjem koncentracije, opaža se suprotan učinak. Koncentracija tvari u otopini može se promijeniti dodavanjem ili uklanjanjem reaktanata ili otapala iz reakcijske sfere. U plinovima se koncentracija jedne od tvari može povećati uvođenjem dodatne količine te tvari u reakcijsku smjesu. Koncentracije svega plinovite tvari može se istovremeno povećati smanjenjem volumena koji zauzima smjesa. U ovom slučaju, brzina reakcije će se povećati. Povećanje volumena ima suprotan učinak.

Brzina heterogenih reakcija ovisi o površina kontakta tvari, tj. o stupnju mljevenja tvari, potpunosti miješanja reagensa, kao i o stanju kristalnih struktura čvrste tvari. Svaki poremećaj u kristalnoj strukturi uzrokuje povećanje reaktivnostčvrste tvari, jer uništiti jaku kristalna struktura potrebna je dodatna energija.

Razmotrimo izgaranje drva. Cijeli balvan gori relativno sporo na zraku. Ako povećate površinu kontakta drva sa zrakom, cijepajući trupce na čips, brzina gorenja će se povećati. Istodobno, drvo gori puno brže u čistom kisiku nego u zraku koji sadrži samo oko 20% kisika.

Da bi došlo do kemijske reakcije, čestice se moraju sudariti – atomi, molekule ili ioni. Kao rezultat sudara, atomi se preuređuju i nastaju nove kemijske veze, što dovodi do stvaranja novih tvari. Vjerojatnost sudara dviju čestica je prilično velika, vjerojatnost istovremenog sudara triju čestica je mnogo manja. Istodobni sudar četiri čestice vrlo je malo vjerojatan. Stoga se većina reakcija odvija u nekoliko faza, u svakoj od kojih ne djeluju više od tri čestice.

Reakcija oksidacije bromovodika odvija se značajnom brzinom na 400-600 °C:

4HBr + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Br 2.

Prema jednadžbi reakcije, pet molekula mora se sudariti u isto vrijeme. Međutim, vjerojatnost takvog događaja je praktički nula. Štoviše, eksperimentalne studije su pokazale da povećanje koncentracije - kisika ili bromovodika - povećava brzinu reakcije za isti broj puta. I to unatoč činjenici da se za svaku molekulu kisika troše četiri molekule bromovodika.

Detaljno ispitivanje ovog procesa pokazuje da se odvija u nekoliko faza:

1) HBr + O 2 = HOOVr (spora reakcija);

2) HOOVr + HBr = 2NOVr (brza reakcija);

3) NOVr + HBr = H 2 O + Br 2 (brza reakcija).

Ove reakcije, tzv elementarne reakcije, odraziti mehanizam reakcije oksidacija bromovodika kisikom. Važno je napomenuti da su samo dvije molekule uključene u svaku od međureakcija. Zbrajanjem prve dvije jednadžbe i dvaput treće daje zbirna jednadžba reakcije. Ukupna brzina reakcije određena je najsporijom međureakcijom, u kojoj jedna molekula bromovodika i jedna molekula kisika međusobno djeluju.

Brzina elementarnih reakcija izravno je proporcionalna umnošku molarnih koncentracija s (s je količina tvari po jedinici volumena, s = /V) reagensi uzeti u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima ( zakon masovnog djelovanja za brzinu kemijske reakcije). To vrijedi samo za reakcijske jednadžbe koje odražavaju mehanizme realnosti kemijski procesi kada stehiometrijski koeficijenti ispred formula reagensa odgovaraju broju interakcijskih čestica.

Prema broju molekula koje djeluju u reakciji, reakcije se razlikuju na monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne. Na primjer, disocijacija molekularnog joda na atome: I 2 \u003d 2I - monomolekularna reakcija.

Interakcija joda s vodikom: I 2 + H 2 \u003d 2HI - bimolekularna reakcija. Zakon djelovanja mase za kemijske reakcije različite molekularnosti napisan je na različite načine.

Monomolekularne reakcije:

A = B + C,

= kc A ,

gdje k je konstanta brzine reakcije.

Bimolekularne reakcije:

= kc A c NA.

Trimolekularne reakcije:

= kc 2A c NA.

Energija aktivacije

sukob kemijske čestice dovodi do kemijske interakcije samo ako čestice u sudaru imaju energiju koja prelazi određenu vrijednost. Razmotrimo interakciju plinovitih tvari koje se sastoje od molekula A 2 i B 2:

A 2 + B 2 \u003d 2AB.

Tijekom kemijske reakcije dolazi do preuređivanja atoma, praćenog lomljenjem kemijske veze u polaznim materijalima i stvaranje veza u produktima reakcije. Prilikom sudara molekula u reakciji dolazi do tzv aktivirani kompleks, u kojem se preraspoređuje gustoća elektrona, a tek tada se dobiva konačni produkt reakcije:

Energija potrebna za prijelaz tvari u stanje aktiviranog kompleksa naziva se aktivacijska energija.

Aktivnost kemijske tvari očituje se u niskoj energiji aktivacije reakcija s njihovim sudjelovanjem. Što je energija aktivacije niža, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno. Ako je energija aktivacije velika, tada vrlo mali dio sudara dovodi do stvaranja novih tvari. Dakle, brzina reakcije između vodika i kisika na sobnoj temperaturi je praktički nula.

Dakle, na brzinu reakcije utječe priroda reaktanata. Razmotrimo, na primjer, reakcije metala s kiselinama. Stavimo li identične komadiće bakra, cinka, magnezija i željeza u epruvete s razrijeđenom sumpornom kiselinom, možemo vidjeti da se intenzitet oslobađanja mjehurića plinovitog vodika, koji karakterizira brzinu reakcije, značajno razlikuje za te metale. U epruveti s magnezijem uočava se brza evolucija vodika, u epruveti s cinkom mjehurići plina se oslobađaju nešto mirnije. Reakcija teče još sporije u epruveti sa željezom (sl.). Bakar uopće ne reagira s razrijeđenom sumpornom kiselinom. Dakle, brzina reakcije ovisi o aktivnosti metala.

Prilikom zamjene sumporne kiseline (jake kiseline) octenom ( slaba kiselina) brzina reakcije se značajno usporava u svim slučajevima. Može se zaključiti da priroda oba reaktanata, i metala i kiseline, utječe na brzinu reakcije metala s kiselinom.

Podići temperatura dovodi do povećanja kinetičke energije kemijskih čestica, t.j. povećava broj čestica koje imaju energiju veću od energije aktivacije. Kako temperatura raste, povećava se i broj sudara čestica, što donekle povećava brzinu reakcije. Međutim, povećanje učinkovitosti sudara povećanjem kinetičke energije ima veći učinak na brzinu reakcije nego povećanje broja sudara.

Kada temperatura poraste za deset stupnjeva, brzina se povećava za faktor jednak temperaturnom koeficijentu brzine:

= T+10 /T .

Kada temperatura poraste od T prije T"
omjer brzine reakcije T" i T jednaki
temperaturni koeficijent brzine u snazi ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Za mnoge homogene reakcije temperaturni koeficijent brzine je 24 (van't Hoffovo pravilo). Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se pratiti na primjeru interakcije bakrovog(II) oksida s razrijeđenom sumpornom kiselinom. Na sobnoj temperaturi reakcija se odvija vrlo sporo. Kada se zagrije, reakcijska smjesa brzo postaje plava zbog stvaranja bakrovog(II) sulfata:

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.

Katalizatori i inhibitori

Mnoge se reakcije mogu ubrzati ili usporiti uvođenjem određenih tvari. Dodane tvari ne sudjeluju u reakciji i ne troše se tijekom njezina tijeka, ali značajno utječu na brzinu reakcije. Te tvari mijenjaju reakcijski mehanizam (uključujući sastav aktiviranog kompleksa) i snižavaju energiju aktivacije, što osigurava ubrzanje kemijskih reakcija. Tvari koje ubrzavaju reakcije nazivaju se katalizatori, a sam fenomen takvog ubrzanja reakcije - kataliza.

Mnoge reakcije se odvijaju vrlo sporo ili nikako u odsutnosti katalizatora. Jedna od ovih reakcija je razgradnja vodikovog peroksida:

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

Ako se uroni u posudu sa Vodena otopina vodikov peroksid komadić krutog mangan dioksida, tada će početi brzo oslobađanje kisika. Nakon uklanjanja manganovog dioksida, reakcija se praktički zaustavlja. Vaganjem je lako provjeriti da se mangan dioksid ne troši u ovom procesu – on samo katalizira reakciju.

Ovisno o tome jesu li isti ili različiti agregatna stanja postoji katalizator i reaktanti, razlikuju se homogena i heterogena kataliza.

U homogenoj katalizi, katalizator može ubrzati reakciju stvaranjem međuprodukata kroz interakciju s jednim od početnih reaktanata. Na primjer:

U heterogenoj katalizi, kemijska reakcija se obično odvija na površini katalizatora:

Katalizatori su široko rasprostranjeni u prirodi. Gotovo sve transformacije tvari u živim organizmima odvijaju se uz sudjelovanje organskih katalizatora - enzima.

Katalizatori se koriste u kemijskoj proizvodnji za ubrzavanje određenih procesa. Osim njih, koriste se i tvari koje usporavaju kemijske reakcije, - inhibitori. Posebno uz pomoć inhibitora štite metale od korozije.

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Povećajte brzinu	Smanjite brzinu
Prisutnost kemijski aktivnih reagensa	Prisutnost kemijski neaktivnih reagensa
Povećanje koncentracije reagensa	Smanjenje koncentracije reagensa
Povećanje površine čvrstih i tekućih reagensa	Smanjenje površine čvrstih i tekućih reagensa
Povećanje temperature	Pad temperature
Prisutnost katalizatora	Prisutnost inhibitora

ZADACI

1. Definirajte brzinu kemijske reakcije. Napiši izraz kinetički zakon djelujuće mase za sljedeće reakcije:

a) 2C (tv.) + O 2 (g.) \u003d 2CO (g.);

b) 2NI (g.) \u003d H 2 (g.) + I 2 (g.).

2. Što određuje brzinu kemijske reakcije? Navedite matematički izraz za ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi.

3. Navedite kako utječe na brzinu reakcije (pri konstantnom volumenu):

a) povećanje koncentracije reagensa;

b) mljevenje čvrstog reagensa;
c) snižavanje temperature;
d) uvođenje katalizatora;
e) smanjenje koncentracije reagensa;
e) porast temperature;
g) uvođenje inhibitora;
h) smanjenje koncentracije proizvoda.

4. Izračunajte brzinu kemijske reakcije

CO (g) + H 2 O (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g)

u posudi zapremnine 1 litra, ako je nakon 1 min 30 s nakon što je počelo, količina vodikove tvari iznosila 0,32 mola, a nakon 2 min 10 s postala je 0,44 mol. Kako će povećanje koncentracije CO utjecati na brzinu reakcije?

5. Kao rezultat jedne reakcije tijekom određenog vremena nastalo je 6,4 g jodida vodika, a u drugoj reakciji pod istim uvjetima 6,4 g sumpordioksida. Usporedite stope ovih reakcija. Kako će se mijenjati brzine ovih reakcija s povećanjem temperature?

6. Odredite brzinu reakcije

CO (g.) + Cl 2 (g.) \u003d COCl 2 (g.),

ako se 20 s nakon početka reakcije početna količina tvari ugljičnog monoksida (II) smanjila sa 6 mola za 3 puta (volumen reaktora je 100 l). Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se umjesto klora koristi manje aktivni brom? Kako će se brzina reakcije promijeniti s uvođenjem
a) katalizator b) inhibitor?

7. U tom slučaju je reakcija

CaO (tv.) + CO 2 (g.) \u003d CaCO 3 (tv.)

radi brže: kada koristite velike komade ili prah kalcijeva oksida? Izračunati:
a) količinu tvari; b) masa nastalog kalcijevog karbonata za 10 s, ako je brzina reakcije 0,1 mol/(l s), volumen reaktora je 1 litra.

8. Interakcija uzorka magnezija s klorovodičnom kiselinom HCl omogućuje vam da dobijete 0,02 mola magnezijevog klorida 30 s nakon početka reakcije. Odredite koliko je vremena potrebno da se dobije 0,06 mol magnezijevog klorida.

E) od 70 do 40 °C, brzina reakcije se smanjila za 8 puta;
g) od 60 do 40 °C brzina reakcije se smanjila za 6,25 puta;
h) od 40 do 10 °C brzina reakcije se smanjila za 27 puta.

11. Vlasnik auta ga je farbao nova boja, a zatim ustanovio da se prema uputama treba sušiti 3 sata na 105°C. Koliko dugo će se boja sušiti na 25°C ako temperaturni koeficijent reakcija polimerizacije koja je u osnovi ovog procesa je: a) 2; b) 3; u 4?

ODGOVORI NA ZADATKE

1. a) = kc(O2); b) = kc(HI) 2 .

2. T+10 = T .

3. Brzina reakcije raste u slučajevima a, b, d, f; smanjuje se - c, e, g; ne mijenja se -

4. 0,003 mol/(l s). Kako koncentracija CO raste, brzina reakcije raste.

5. Brzina prve reakcije je 2 puta manja.

6. 0,002 mol/(l s).

7. a) 1 mol; b) 100 g.

9. Brzine reakcija e, g, h povećat će se za 2 puta; 4 puta - a, b, e; 8 puta - u, grad.

10. Temperaturni koeficijent:

2 za reakcije b, f; = 2,5 – c, g; = 3 – e, h; = 3,5 – a, d.

a) 768 sati (32 dana, tj. više od 1 mjeseca);
b) 19 683 sata (820 dana, tj. više od 2 godine);
c) 196 608 sati (8192 dana, tj. 22 godine).

Fizička kemija: bilješke s predavanja Berezovchuk A V

2. Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Za homogene, heterogene reakcije:

1) koncentracija tvari koje reagiraju;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Samo za heterogene:

1) brzina dovoda reaktanata na sučelje;

2) površina.

Glavni čimbenik - priroda tvari koje reagiraju - priroda veze između atoma u molekulama reagensa.

NO 2 - dušikov oksid (IV) - lisičji rep, CO - ugljični monoksid, ugljični monoksid.

Ako se oksidiraju kisikom, tada će u prvom slučaju reakcija ići odmah, vrijedi otvoriti čep posude, u drugom slučaju reakcija se produžuje u vremenu.

Koncentracija reaktanata bit će razmotrena u nastavku.

Plava opalescencija označava trenutak taloženja sumpora, što je veća koncentracija, to je veća brzina.

Riža. deset

Što je veća koncentracija Na 2 S 2 O 3, reakcija traje manje vremena. Na grafikonu (sl. 10) prikazan je izravno proporcionalna ovisnost. Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata izražava se MMA (zakon djelovanja mase), koji glasi: brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata.

Tako, osnovni zakon kinetike je eksperimentalno utvrđen zakon: brzina reakcije je proporcionalna koncentraciji reaktanata, na primjer: (tj. za reakciju)

Za ovu reakciju H 2 + J 2 = 2HJ - brzina se može izraziti u smislu promjene koncentracije bilo koje od tvari. Ako se reakcija odvija s lijeva na desno, tada će se koncentracija H 2 i J 2 smanjivati, a koncentracija HJ će se tijekom reakcije povećavati. Za trenutnu brzinu reakcije se mogu napisati kao:

uglate zagrade označavaju koncentraciju.

fizičko značenje k– molekule su u neprekidnom kretanju, sudaraju se, raspršuju se, udaraju o stijenke posude. Da bi došlo do kemijske reakcije nastanka HJ, molekule H 2 i J 2 moraju se sudariti. Broj takvih sudara bit će veći, što je više molekula H 2 i J 2 sadržano u volumenu, tj. veće će biti vrijednosti [N 2 ] i . Ali molekule se kreću različitim brzinama i ukupno kinetička energija dvije molekule u sudaru bit će različite. Ako se najbrže molekule H 2 i J 2 sudare, njihova energija može biti toliko visoka da se molekule razbiju na atome joda i vodika, koji se razlijeću i zatim stupaju u interakciju s drugim molekulama H 2 + J 2 ? 2H+2J, zatim H + J 2 ? HJ + J. Ako je energija sudarajućih molekula manja, ali dovoljno visoka da oslabi H-H i J-J veze, nastupit će reakcija stvaranja jodovodika:

Za većinu sudarajućih molekula energija je manja od potrebne za slabljenje veza u H 2 i J 2 . Takve se molekule "tiho" sudaraju i također "tiho" raspršuju, ostajući ono što su bile, H 2 i J 2 . Dakle, ne svi, nego samo dio sudara dovode do kemijske reakcije. Koeficijent proporcionalnosti (k) pokazuje broj učinkovitih sudara koji dovode do reakcije pri koncentracijama [H 2 ] = = 1 mol. Vrijednost k–konstantna brzina. Kako brzina može biti konstantna? Da, brzinska uniforma pravolinijsko gibanje naziva se konstantna vektorska veličina jednaka omjeru pomaka tijela za bilo koji vremenski period prema vrijednosti tog intervala. Ali molekule se kreću nasumično, pa kako brzina može biti konstantna? Ali konstantna brzina može biti samo na konstantnoj temperaturi. Kako temperatura raste, raste udio brzih molekula čiji sudari dovode do reakcije, tj. raste konstanta brzine. Ali povećanje konstante brzine nije neograničeno. Na određenoj temperaturi energija molekula postat će toliko velika da će gotovo svi sudari reaktanata biti učinkoviti. Kada se dvije brze molekule sudare, dogodit će se obrnuta reakcija.

Doći će trenutak kada će stope stvaranja 2HJ iz H 2 i J 2 i razgradnje biti jednake, ali to je već kemijska ravnoteža. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata može se pratiti tradicionalnom reakcijom interakcije otopine natrijevog tiosulfata s otopinom sumporne kiseline.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reakcija (1) se odvija gotovo trenutno. Brzina reakcije (2) ovisi pri konstantnoj temperaturi o koncentraciji reaktanta H 2 S 2 O 3 . Upravo smo tu reakciju uočili - u ovom slučaju, brzina se mjeri vremenom od početka izlijevanja otopina do pojave opalescencije. U članku L. M. Kuznjecova opisana je reakcija interakcije natrijevog tiosulfata sa klorovodičnom kiselinom. Ona piše da kada se otopine dreniraju, dolazi do opalescencije (zamućenja). Ali ova izjava L. M. Kuznetsove je pogrešna, budući da su opalescencija i zamućenje različite stvari. Opalescencija (od opal i latinski escencija- sufiks koji znači slabo djelovanje) - raspršivanje svjetlosti mutnim medijima zbog njihove optičke nehomogenosti. raspršenje svjetlosti- odstupanje svjetlosnih zraka koje se šire u mediju u svim smjerovima od izvornog smjera. koloidne čestice mogu raspršiti svjetlost (Tyndall-Faradayev efekt) - to objašnjava opalescenciju, blago zamućenje koloidne otopine. Prilikom provođenja ovog pokusa potrebno je uzeti u obzir plavu opalescenciju, a zatim i koagulaciju koloidne suspenzije sumpora. Ista gustoća suspenzije bilježi se prividnim nestankom bilo kojeg uzorka (na primjer, rešetke na dnu šalice), promatranog odozgo kroz sloj otopine. Vrijeme se broji štopericom od trenutka pražnjenja.

Otopine Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O i H 2 SO 4.

Prvi se priprema otapanjem 7,5 g soli u 100 ml H 2 O, što odgovara koncentraciji od 0,3 M. Za pripremu otopine H 2 SO 4 iste koncentracije potrebno je izmjeriti 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 i otopite u 120 ml H 2 O. Pripremljenu otopinu Na 2 S 2 O 3 prelijte u tri čaše: u prvoj - 60 ml, u drugoj - 30 ml, u trećoj - 10 ml. U drugu čašu dodajte 30 ml destilirane H 2 O, a u treću 50 ml. Dakle, u sve tri čaše bit će 60 ml tekućine, ali u prvoj je koncentracija soli uvjetno = 1, u drugoj - ½, au trećoj - 1/6. Nakon što su otopine pripremljene, u prvu čašu s otopinom soli uliti 60 ml otopine H 2 SO 4 i uključiti štopericu itd. S obzirom da se brzina reakcije smanjuje s razrjeđivanjem otopine Na 2 S 2 O 3, može se odrediti kao vrijednost obrnuto proporcionalna vremenu v= jedan/? te izgraditi graf nanošenjem koncentracije na apscisu i brzine reakcije na ordinati. Iz ovog zaključka - brzina reakcije ovisi o koncentraciji tvari. Dobiveni podaci navedeni su u tablici 3. Ovaj pokus se može izvesti pomoću bireta, ali za to je potreban izvođač sjajna praksa jer je raspored pogrešan.

Tablica 3

Brzina i vrijeme reakcije

Potvrđen je Guldberg-Waage zakon – profesor kemije Gulderg i mladi znanstvenik Waage).

Smatrati sljedeći faktor– temperatura.

Kako temperatura raste, brzina većine kemijskih reakcija raste. Ovu ovisnost opisuje van't Hoffovo pravilo: "Kada temperatura raste za svakih 10 ° C, brzina kemijskih reakcija se povećava 2-4 puta."

gdje ? – temperaturni koeficijent, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s povećanjem temperature za 10 ° C;

v 1 - brzina reakcije na temperaturi t 1;

v 2 - brzina reakcije na temperaturi t2.

Na primjer, reakcija na 50 °C teče za dvije minute, koliko dugo će proces završiti na 70 °C ako je temperaturni koeficijent ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °S; t 2 = 70 °C.

Čak i neznatno povećanje temperature uzrokuje nagli porast brzine reakcije aktivnih molekularnih sudara. Prema teoriji aktivacije, u procesu sudjeluju samo one molekule čija je energija za određeni iznos veća od prosječne energije molekula. Taj višak energije je energija aktivacije. Njegovo fizičko značenje je energija koja je neophodna za aktivni sudar molekula (preuređenje orbitala). Broj aktivnih čestica, a time i brzina reakcije, raste s temperaturom prema eksponencijalnom zakonu, prema Arrheniusovoj jednadžbi, koja odražava ovisnost konstante brzine o temperaturi

gdje ALI - Arrheniusov faktor proporcionalnosti;

k– Boltzmannova konstanta;

E A - aktivacijska energija;

R- plinska konstanta;

T- temperatura.

Katalizator je tvar koja ubrzava brzinu reakcije, ali se sama ne troši.

Kataliza- fenomen promjene brzine reakcije u prisutnosti katalizatora. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu. Homogena- ako su reaktanti i katalizator u istom agregacijskom stanju. Heterogena– ako su reaktanti i katalizator u različitim agregacijskim stanjima. O katalizi vidjeti odvojeno (dalje).

Inhibitor Tvar koja usporava brzinu reakcije.

Sljedeći faktor je površina. Što je veća površina reaktanta, to je veća brzina. Razmotrimo, na primjer, utjecaj stupnja disperznosti na brzinu reakcije.

CaCO 3 - mramor. Spuštamo popločani mramor u klorovodična kiselina HCl, pričekajte pet minuta, potpuno će se otopiti.

Mramor u prahu – s njim ćemo napraviti isti postupak, otopio se za trideset sekundi.

Jednadžba za oba procesa je ista.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ?.

Dakle, kod dodavanja mramora u prahu vrijeme je manje nego kod dodavanja mramora za pločice, s istom masom.

S povećanjem međufaza povećava se brzina heterogenih reakcija.

Iz knjige Fizikalna kemija: Bilješke s predavanja autor Berezovchuk A V

2. Jednadžba izoterme kemijske reakcije Ako se reakcija odvija reverzibilno, onda? G= 0. 0 i možete izračunati promjenu?G. gdje? - reakcija run - vrijednost koja pokazuje koliko se molova promijenilo tijekom reakcije. I cn - karakterizira

Iz knjige najnovija knjigačinjenice. Svezak 3 [Fizika, kemija i tehnologija. Povijest i arheologija. Razno] Autor Kondrašov Anatolij Pavlovič

3. Jednadžbe izohore, izobare kemijske reakcije Ovisnost K o temperaturi Izobarna jednadžba: Jednadžba izohore: Procjenjuju smjer strujanja

Iz knjige Neutrino - sablasna čestica atoma autor Asimov Isaac

1. Pojam kemijske kinetike Kinetika je znanost o brzinama kemijskih reakcija Brzina kemijske reakcije je broj elementarnih činova kemijske interakcije koji se događaju u jedinici vremena po jedinici volumena (homogeno) ili po jedinici površine

Iz knjige Atomska energija u vojne svrhe Autor Smith Henry Dewolf

8. Čimbenici koji utječu na prenapon vodika. Prenapon kisika Faktori koji utječu na ?H2:1) ?struja (gustoća struje). Ovisnost o gustoći struje opisuje se Tafelovom jednadžbom; 2) priroda materijala katode je niz uzlaznog reda?,? - prenapon. U Tafelovoj jednadžbi

Iz knjige Tečaj povijesti fizike Autor Pavel Stepanovič Kudrjavcev

Iz knjige Što je teorija relativnosti Autor Landau Lev Davidovič

Nuklearne reakcije i električno punjenje Kada su fizičari 1990-ih počeli jasnije shvaćati strukturu atoma, otkrili su da barem neki njegovi dijelovi nose električni naboj. Na primjer, punjenje elektronima vanjska područja atom,

Iz knjige Fizika na svakom koraku Autor Perelman Jakov Isidorovič

NUKLEARNE REAKCIJE METODE NUKLEARNOG BOMBARĐIVANJA1.40. Cockcroft i Walton su proizveli protone dovoljno visoke energije ioniziranjem plinovitog vodika, a zatim ubrzavanjem iona u visokonaponskom postrojenju s transformatorom i ispravljačem. Slična metoda može

Iz knjige 50 godina sovjetske fizike Autor Leshkovtsev Vladimir Aleksejevič

PROBLEM LANAČNE REAKCIJE 2.3. Princip rada atomske bombe ili elektrana korištenje fisije urana je prilično jednostavno. Ako jedan neutron izazove fisiju, što rezultira oslobađanjem nekoliko novih neutrona, tada broj fisija može iznimno brzo

Iz knjige The New Mind of the King [O računalima, razmišljanju i zakonima fizike] autor Penrose Roger

PROIZVODI REAKCIJE I PROBLEM SEPARACIJE 8.16. U tvornici u Hanfordu, proces proizvodnje plutonija podijeljen je u dva glavna dijela: stvarna proizvodnja plutonija u kotlu i odvajanje od uranovih blokova u kojima se formira. Prijeđimo na drugi dio procesa.

Iz knjige Na koga je jabuka pala Autor Kesselman Vladimir Samuilovich

ČIMBENICI KOJI UTJEČE NA ODJELJIVANJE IZOTOPA 9.2. Po definiciji, izotopi elementa razlikuju se po svojim masama, ali ne kemijska svojstva. Preciznije, iako su mase jezgri izotopa i njihova struktura različite, naboji jezgri su isti, a samim tim i vanjski elektronske ljuske

Iz knjige autora

Implementacija lančana reakcija nuklearna fisija Sada se svom snagom postavilo pitanje lančane reakcije fisije i mogućnosti dobivanja razorne eksplozivne energije fisije. Ovo pitanje bilo je kobno isprepleteno s pokrenutim svjetskim ratom nacistička Njemačka 1. rujna

Iz knjige autora

A brzina je relativna! Iz načela relativnosti gibanja slijedi što govoriti o pravocrtnom i jednoliko kretanje tijela s određenom brzinom, bez preciziranja u kojem se od laboratorija u mirovanju mjeri brzina, ima tako malo smisla kao reći

Iz knjige autora

Brzina zvuka Jeste li ikada iz daljine gledali drvosječu kako siječe drvo? Ili ste možda u daljini gledali stolara kako zabija čavle? Možda ste primijetili vrlo čudna stvar: udarac se ne zadaje kada sjekira udari u drvo ili

Iz knjige autora

KONTROLIRANE TERMONUKLEARNE REAKCIJE Tijekom eksplozija događaju se nekontrolirane termonuklearne reakcije hidrogenske bombe. Oni dovode do oslobađanja enormne količine nuklearne energije, praćene iznimno razornom eksplozijom. Sada je zadatak znanstvenika pronaći načine

Iz knjige autora

U labirintima fisije 1938. godine njemački znanstvenici Otto Hahn i Fritz Strassmann (1902–1980) došli su do nevjerojatnog otkrića. Otkrili su da bombardiranje urana neutronima ponekad proizvodi jezgre otprilike dvostruko lakše od izvorne jezgre urana. Unaprijediti

Kemijske metode

Fizičke metode

Metode mjerenja brzine reakcije

U gornjem primjeru, brzina reakcije između kalcijevog karbonata i kiseline izmjerena je proučavanjem volumena plina koji je evoluirao u funkciji vremena. Eksperimentalni podaci o brzinama reakcija mogu se dobiti mjerenjem drugih veličina.

Ako se reakcija promijeni ukupno plinovitim tvarima, onda se njegovo strujanje može promatrati mjerenjem tlaka plina pri konstantnom volumenu. U slučajevima kada je jedan od početnih materijala ili jedan od produkta reakcije obojen, napredak reakcije može se pratiti promatranjem promjene boje otopine. Ostalo optička metoda je mjerenje rotacije ravnine polarizacije svjetlosti (ako početne tvari i produkti reakcije imaju različitu sposobnost rotacije).

Neke reakcije popraćene su promjenom broja iona u otopini. U takvim slučajevima, brzina reakcije može se proučavati mjerenjem električna provodljivost riješenje. NA sljedeće poglavlje neki drugi elektrokemijske metode, koji se može koristiti za mjerenje brzina reakcije.

Napredak reakcije može se pratiti mjerenjem koncentracije jednog od sudionika u reakciji tijekom vremena korištenjem raznih metoda. kemijska analiza. Reakcija se provodi u termostatiranoj posudi. U određenim intervalima uzima se uzorak otopine (ili plina) iz posude i utvrđuje koncentracija jedne od komponenti. Da bi se dobili pouzdani rezultati, važno je da u uzorku uzetom za analizu ne dođe do reakcije. To se postiže kemijskim vezanjem jednog od reagensa, brzim hlađenjem ili razrjeđivanjem otopine.

Eksperimentalne studije pokazuju da brzina reakcije ovisi o nekoliko čimbenika. Razmotrimo najprije utjecaj ovih čimbenika na kvalitativnoj razini.

1.Priroda reaktanata. Iz laboratorijske prakse znamo da je neutralizacija kiseline bazom

H + + OH - ® H 2 O

interakcija soli s stvaranjem teško topljivog spoja

Ag + + Cl – ® AgCl

a druge reakcije u otopinama elektrolita odvijaju se vrlo brzo. Vrijeme potrebno da se takve reakcije dovrše mjeri se u milisekundama, pa čak i u mikrosekundama. To je sasvim razumljivo, jer bit takvih reakcija je približavanje i kombinacija nabijenih čestica s nabojima suprotnog predznaka.

U kontrastu ionske reakcije interakcija između kovalentno vezane molekule obično teče mnogo sporije. Doista, tijekom reakcije između takvih čestica, veze u molekulama polaznih tvari moraju se prekinuti. Da bi to učinili, molekule u sudaru moraju imati određenu količinu energije. Osim toga, ako su molekule dovoljno složene, da bi došlo do reakcije između njih, moraju biti orijentirane u prostoru na određeni način.

2. Koncentracija reaktanata. Brzina kemijske reakcije, s drugim jednaki uvjeti, ovisi o broju sudara reagirajućih čestica u jedinici vremena. Vjerojatnost sudara ovisi o broju čestica po jedinici volumena, t.j. od koncentracije. Stoga se brzina reakcije povećava s povećanjem koncentracije.

3. Fizičko stanje tvari. U homogenim sustavima brzina reakcije ovisi o broju sudara čestica volumen otopine(ili plin). U heterogenim sustavima kemijska interakcija ići na na sučelju. Povećanje površine krutine tijekom njenog mljevenja olakšava pristup česticama koje reagiraju česticama krutine, što dovodi do značajnog ubrzanja reakcije.

4. Temperatura ima značajan utjecaj na brzinu raznih kemijskih i biološki procesi. S porastom temperature kinetička energija čestica raste, a posljedično se povećava i udio čestica čija je energija dovoljna za kemijsku interakciju.

5. Sterički faktor karakterizira potrebu za međusobnom orijentacijom reakcijskih čestica. Što su molekule složenije, to je manja vjerojatnost njihove pravilne orijentacije, niža je učinkovitost sudara.

6. Dostupnost katalizatora.Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije. Uvedeni u reakcijski sustav u malim količinama i ostajući nepromijenjeni nakon reakcije, sposobni su iznimno promijeniti brzinu procesa.

Glavni čimbenici o kojima ovisi brzina reakcije bit će detaljnije razmotreni u nastavku.

DEFINICIJA

Kemijska kinetika- proučavanje brzina i mehanizama kemijskih reakcija.

Eksperimentalno se provodi proučavanje brzina reakcija, dobivanje podataka o čimbenicima koji utječu na brzinu kemijske reakcije, kao i proučavanje mehanizama kemijskih reakcija.

DEFINICIJA

Brzina kemijske reakcije- promjena koncentracije jednog od reaktanata ili produkta reakcije u jedinici vremena uz konstantan volumen sustava.

Brzina homogenog i heterogene reakcije različito se definiraju.

Definicija mjere brzine kemijske reakcije može se zapisati kao matematički oblik. Neka - brzina kemijske reakcije u homogenom sustavu, n B - broj molova bilo koje tvari koja nastaje reakcijom, V - volumen sustava, - vrijeme. Zatim u limitu:

Ova se jednadžba može pojednostaviti – omjer količine tvari i volumena je molarna koncentracija tvari n B /V = c B , odakle je dn B / V = dc B i konačno:

U praksi se koncentracije jedne ili više tvari mjere u određenim vremenskim intervalima. Koncentracije početnih tvari s vremenom se smanjuju, dok se koncentracije produkata povećavaju (slika 1.).

Riža. 1. Promjena koncentracije polazne tvari (a) i produkta reakcije (b) s vremenom

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije

Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije su: priroda reaktanata, njihove koncentracije, temperatura, prisutnost katalizatora u sustavu, tlak i volumen (u plinskoj fazi).

Utjecaj koncentracije na brzinu kemijske reakcije povezan je s osnovnim zakonom kemijske kinetike - zakonom djelovanja mase (LMA): brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata podignutih na snaga njihovih stehiometrijskih koeficijenata. PDM ne uzima u obzir koncentraciju tvari u čvrstoj fazi u heterogenim sustavima.

Za reakciju mA + nB = pC + qD, matematički izraz MAP-a bit će napisan:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n ,

gdje je k konstanta brzine kemijske reakcije, što je brzina kemijske reakcije pri koncentraciji reaktanata od 1 mol/l. Za razliku od brzine kemijske reakcije, k ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Što je veći k, reakcija se brže odvija.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi određena je van't Hoffovim pravilom. Van't Hoffovo pravilo: sa svakih deset stupnjeva povećanja temperature, brzina većine kemijskih reakcija povećava se za oko 2 do 4 puta. matematički izraz:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

gdje je van't Hoffov temperaturni koeficijent, koji pokazuje koliko se puta brzina reakcije povećala s porastom temperature za 10 o C.

Molekularnost i red reakcija

Molekularnost reakcije određena je minimalnim brojem molekula koje istovremeno djeluju (sudjeluju u elementarnom činu). razlikovati:

- monomolekularne reakcije (kao primjer mogu poslužiti reakcije razgradnje)

N 2 O 5 \u003d 2NO 2 + 1 / 2O 2

K × C, -dC/dt = kC

Međutim, nisu sve reakcije koje se pridržavaju ove jednadžbe monomolekularne.

- bimolekularni

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

K × C 1 × C 2 , -dC/dt = k × C 1 × C 2

- trimolekularni (vrlo rijetko).

Molekularnost reakcije određena je njezinim pravim mehanizmom. Nemoguće je odrediti njegovu molekularnost pisanjem jednadžbe reakcije.

Redoslijed reakcije određen je oblikom kinetička jednadžba reakcije. On jednak je zbroju pokazatelji stupnjeva koncentracije u ovoj jednadžbi. Na primjer:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - treći red

Redoslijed reakcije može biti razlomak. U ovom slučaju se utvrđuje eksperimentalno. Ako se reakcija odvija u jednom stupnju, tada se redoslijed reakcije i njezina molekularnost podudaraju, ako u nekoliko faza, tada je red određen najsporijim stupnjem i jednak je molekularnosti ove reakcije.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Reakcija se odvija prema jednadžbi 2A + B = 4C. Početna koncentracija tvari A je 0,15 mol/l, a nakon 20 sekundi iznosi 0,12 mol/l. Izračunajte prosječnu brzinu reakcije.

Odluka

Napišimo formulu za izračun Prosječna brzina kemijska reakcija: