Stoffer som øker hastigheten på en kjemisk reaksjon. Hastigheten til kjemiske reaksjoner og faktorene den avhenger av: reaktantenes natur, konsentrasjonen deres, temperaturen i forløpet av kjemiske reaksjoner, kontaktflaten til reaktantene, kat.

Vi blir stadig konfrontert med ulike kjemiske interaksjoner. Forbrenning naturgass, rust av jern, suring av melk - langt fra alle prosessene som studeres i detalj i skolekurs kjemi.

Noen reaksjoner tar brøkdeler av sekunder, mens noen interaksjoner tar dager eller uker.

La oss prøve å identifisere avhengigheten av reaksjonshastigheten på temperatur, konsentrasjon og andre faktorer. I det nye pedagogisk standard på dette spørsmålet tildelt minimal mengde studietid. I tester av en singel statlig eksamen det er oppgaver for avhengigheten av reaksjonshastigheten på temperatur, konsentrasjon og jevn beregningsoppgaver. Mange videregående elever opplever visse vanskeligheter med å finne svar på disse spørsmålene, så vi vil analysere dette emnet i detalj.

Relevansen av problemstillingen under vurdering

Informasjon om reaksjonshastigheten har viktig praktisk og vitenskapelig betydning. For eksempel, i en spesifikk produksjon av stoffer og produkter, avhenger produktiviteten til utstyr og varekostnadene direkte av denne verdien.

Klassifisering av pågående reaksjoner

Det er en direkte sammenheng mellom aggregeringstilstanden til de første komponentene og produktene dannet i løpet av heterogene interaksjoner.

I kjemi er et system vanligvis forstått som et stoff eller en kombinasjon av dem.

Homogent er et slikt system som består av én fase (samme aggregeringstilstand). Som eksempel kan vi nevne en blanding av gasser, flere forskjellige væsker.

Et heterogent system er et der reaktantene er i form av gasser og væsker. faste stoffer og gasser.

Det er ikke bare en avhengighet av reaksjonshastigheten av temperatur, men også av fasen der komponentene som er involvert i den analyserte interaksjonen brukes.

For en homogen sammensetning er prosessen karakteristisk gjennom hele volumet, noe som forbedrer kvaliteten betydelig.

Hvis utgangsmaterialene er i forskjellige fasetilstander, i dette tilfellet observeres maksimal interaksjon ved fasegrensen. For eksempel ved oppløsning aktivt metall i syre observeres dannelsen av et produkt (salt) bare på overflaten av deres kontakt.

Matematisk sammenheng mellom prosesshastighet og ulike faktorer

Hva er ligningen for hastigheten til en kjemisk reaksjon som funksjon av temperaturen? For en homogen prosess bestemmes hastigheten av mengden av et stoff som interagerer eller dannes under reaksjonen i volumet av systemet per tidsenhet.

For en heterogen prosess bestemmes hastigheten gjennom mengden av et stoff som reagerer eller oppnås i prosessen per arealenhet i en minimumsperiode.

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

Reaktantenes natur er en av årsakene til de forskjellige prosesshastighetene. For eksempel, alkalimetaller ved romtemperatur danner de alkalier med vann, og prosessen er ledsaget av en intensiv utvikling av gassformig hydrogen. Edelmetaller (gull, platina, sølv) er ikke i stand til slike prosesser verken ved romtemperatur eller ved oppvarming.

Reaktantenes natur er faktoren som tas i betraktning i kjemisk industriå forbedre produksjonseffektiviteten.

Forholdet mellom konsentrasjonen av reagenser og hastigheten på den kjemiske reaksjonen avsløres. Jo høyere den er, jo flere partikler vil kollidere, derfor vil prosessen gå raskere.

Loven om masseaksjon i matematisk form beskriver direkte proporsjonal avhengighet mellom konsentrasjonen av utgangsmaterialene og hastigheten på prosessen.

Den ble formulert på midten av det nittende århundre av den russiske kjemikeren N. N. Beketov. For hver prosess bestemmes en reaksjonskonstant, som ikke er relatert til temperatur, konsentrasjon eller arten av reaktantene.

For å fremskynde reaksjonen der et fast stoff er involvert, er det nødvendig å male det til en pulvertilstand.

I dette tilfellet oppstår en økning i overflatearealet, noe som positivt påvirker hastigheten på prosessen. Brukes til diesel spesialsystem injeksjon, på grunn av hvilken, når den kommer i kontakt med luft, øker hastigheten på prosessen med forbrenning av en blanding av hydrokarboner betydelig.

Oppvarmingen

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen er forklart av molekylær kinetisk teori. Den lar deg beregne antall kollisjoner mellom molekylene til reagensene under visse forhold. Bevæpnet med slik informasjon, altså normale forhold alle prosesser må være øyeblikkelige.

Men hvis vi vurderer spesifikt eksempel avhengig av reaksjonshastigheten på temperatur, viser det seg at for interaksjon er det nødvendig å først bryte de kjemiske bindingene mellom atomer for å danne nye stoffer fra dem. Dette krever en betydelig mengde energi. Hva er avhengigheten av reaksjonshastigheten av temperaturen? Aktiveringsenergien bestemmer muligheten for brudd på molekyler, den karakteriserer virkeligheten til prosessene. Måleenhetene er kJ/mol.

Med en utilstrekkelig energiindeks vil kollisjonen være ineffektiv, så den er ikke ledsaget av dannelsen av et nytt molekyl.

Grafisk representasjon

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen kan representeres grafisk. Ved oppvarming øker antallet kollisjoner mellom partikler, noe som bidrar til akselerasjon av interaksjon.

Hva er en graf over reaksjonshastighet mot temperatur? Energien til molekyler plottes horisontalt, og antall partikler med høy energireserve er angitt vertikalt. En graf er en kurve som man kan bedømme hastigheten til en bestemt interaksjon etter.

Jo større energiforskjellen er fra gjennomsnittet, jo lenger er kurvepunktet fra maksimumet, og en mindre prosentandel av molekylene har en slik energireserve.

Viktige aspekter

Er det mulig å skrive en ligning for avhengigheten av reaksjonshastighetskonstanten av temperaturen? Økningen gjenspeiles i økningen i prosessens hastighet. En slik avhengighet er preget av en viss verdi, kalt temperaturkoeffisienten til prosesshastigheten.

For enhver interaksjon ble reaksjonshastighetskonstantens avhengighet av temperatur avslørt. Ved økning med 10 grader, øker prosesshastigheten med 2-4 ganger.

Avhengigheten av hastigheten til homogene reaksjoner på temperatur kan representeres matematisk.

For de fleste interaksjoner ved romtemperatur er koeffisienten i området fra 2 til 4. For eksempel, med en temperaturkoeffisient på 2,9, fremskynder en temperaturøkning på 100 grader prosessen med nesten 50 000 ganger.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur kan lett forklares med forskjellige verdier av aktiveringsenergien. Den har en minimumsverdi under ioniske prosesser, som kun bestemmes av interaksjonen mellom kationer og anioner. Tallrike eksperimenter vitner om den umiddelbare forekomsten av slike reaksjoner.

På Høy verdi aktiveringsenergi, vil bare et lite antall kollisjoner mellom partikler føre til implementering av interaksjonen. Med en gjennomsnittlig aktiveringsenergi vil reaktantene samhandle med en gjennomsnittlig hastighet.

Oppgaver om reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjon og temperatur vurderes kun på høyere utdanningsnivå, og forårsaker ofte alvorlige vanskeligheter for barn.

Måling av hastigheten på prosessen

De prosessene som krever en betydelig aktiveringsenergi involverer et innledende brudd eller svekkelse av bindinger mellom atomer i de opprinnelige stoffene. I dette tilfellet går de over i en viss mellomtilstand, kalt det aktiverte komplekset. Det er en ustabil tilstand, dekomponerer ganske raskt til reaksjonsprodukter, prosessen er ledsaget av frigjøring av ekstra energi.

I sin enkleste form er det aktiverte komplekset en konfigurasjon av atomer med svekkede gamle bindinger.

Inhibitorer og katalysatorer

La oss analysere avhengigheten av den enzymatiske reaksjonshastigheten på temperaturen til mediet. Slike stoffer fungerer som prosessakseleratorer.

De selv er ikke deltakere i interaksjonen, antallet deres etter fullføringen av prosessen forblir uendret. Hvis katalysatorer øker reaksjonshastigheten, bremser inhibitorer tvert imot denne prosessen.

Essensen av dette ligger i dannelsen av mellomliggende forbindelser, som et resultat av at en endring i prosessens hastighet observeres.

Konklusjon

Ulike kjemiske interaksjoner finner sted hvert minutt i verden. Hvordan fastslå reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur? Arrhenius-ligningen er en matematisk forklaring på forholdet mellom hastighetskonstanten og temperaturen. Det gir en ide om disse aktiveringsenergiene der ødeleggelse eller svekkelse av bindinger mellom atomer i molekyler, fordeling av partikler til nye kjemiske stoffer er mulig.

Takket være den molekylære kinetiske teorien er det mulig å forutsi sannsynligheten for interaksjoner mellom de første komponentene, for å beregne hastigheten på prosessen. Blant faktorene som påvirker hastigheten på en reaksjon er spesiell betydning har en endring i temperatur, prosentvis konsentrasjon interagerende stoffer, overflatearealet av kontakt, tilstedeværelsen av en katalysator (inhibitor), samt arten av de interagerende komponentene.

Hastigheten av kjemiske reaksjoner, dens avhengighet av ulike faktorer

Homogene og heterogene kjemiske reaksjoner

Kjemiske reaksjoner finner sted med ulike hastigheter: ved lav hastighet - under dannelsen av stalaktitter og stalagmitter, ved en gjennomsnittlig hastighet - ved tilberedning av mat, øyeblikkelig - under en eksplosjon. Reaksjonene er veldig raske vandige løsninger, nesten umiddelbart. Vi blander løsninger av bariumklorid og natriumsulfat - bariumsulfat i form av et bunnfall dannes umiddelbart. Svovel brenner raskt, men ikke umiddelbart, magnesium løses opp i saltsyre, etylen avfarger bromvann. Sakte dannes det rust på jerngjenstander, plakk på kobber- og bronseprodukter, bladverket råtner sakte og tenner ødelegges.

Å forutsi hastigheten på en kjemisk reaksjon, samt å belyse dens avhengighet av prosessens betingelser, er en oppgave kjemisk kinetikk— vitenskaper om strømningslovene kjemiske reaksjoner i tide.

Hvis kjemiske reaksjoner oppstår i et homogent medium, for eksempel i en løsning eller i en gassfase, skjer interaksjonen mellom reaktantene i hele volumet. Slike reaksjoner kalles som kjent homogen.

Hastigheten til en homogen reaksjon ($v_(homog.)$) er definert som endringen i mengden av et stoff per tidsenhet per volumenhet:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t V),$

hvor $∆n$ er endringen i antall mol av ett stoff (oftest den første, men det kan også være reaksjonsproduktet); $∆t$ — tidsintervall (s, min.); $V$ er volumet av gass eller løsning (l).

Siden forholdet mellom stoff og volum er molar konsentrasjon$C$, da

$(∆n)/(V)=∆C.$

På denne måten, homogen reaksjonshastighet er definert som endringen i konsentrasjonen av ett av stoffene per tidsenhet:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

hvis volumet på systemet ikke endres. Hvis det oppstår en reaksjon mellom stoffer i forskjellige aggregeringstilstander(for eksempel mellom et fast stoff og en gass eller væske), eller mellom stoffer som ikke er i stand til å danne et homogent medium (for eksempel mellom ublandbare væsker), så passerer det bare på kontaktflaten til stoffene. Slike reaksjoner kalles heterogen.

Heterogen reaksjonshastighet er definert som endringen i mengden materie per tidsenhet per overflateenhet:

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

hvor $S$ er overflatearealet av kontakt mellom stoffer ($m^2, cm^2$).

Hvis, for en pågående reaksjon, konsentrasjonen av utgangsstoffet måles eksperimentelt på forskjellige tidspunkter, kan endringen vises grafisk ved å bruke den kinetiske kurven for denne reagensen.

Reaksjonshastigheten er det ikke konstant verdi. Vi indikerte bare en viss gjennomsnittshastighet for en gitt reaksjon i et visst tidsintervall.

Tenk deg at vi bestemmer hastigheten på en reaksjon

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) ved å endre konsentrasjonen av $Н_2$;

b) ved å endre konsentrasjonen av $HCl$.

Vil vi få de samme verdiene? Tross alt dannes fra $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$, så hastigheten i tilfelle b) vil være dobbelt så høy. Derfor avhenger verdien av reaksjonshastigheten også av stoffet som den bestemmes av.

Endringen i mengden av et stoff som hastigheten på en reaksjon bestemmes er ytre faktor observert av forskeren. Faktisk utføres alle prosesser på mikronivå. Selvfølgelig, for at noen partikler skal reagere, må de først og fremst kollidere, og kollidere effektivt: ikke spre seg som kuler inn i forskjellige sider, men på en slik måte at gamle bindinger ødelegges eller svekkes i partiklene og nye kan dannes, og til dette må partiklene ha tilstrekkelig energi.

De beregnede dataene viser at for eksempel i gasser, kollisjoner av molekyler kl atmosfærisk trykk beregnes i milliarder per $1$ sekund, dvs. alle reaksjoner skal være øyeblikkelige. Men det er det ikke. Det viser seg at bare en svært liten brøkdel av molekylene har den nødvendige energien til å produsere en effektiv kollisjon.

Minimumsoverskuddsenergien som en partikkel (eller partikkelpar) må ha for at en effektiv kollisjon skal oppstå kalles aktiveringsenergi$E_a$.

Dermed er det en energibarriere på veien for at alle partikler kommer inn i reaksjonen, lik aktiveringsenergien $E_a$. Når den er liten, er det mange partikler som kan overvinne den, og reaksjonshastigheten er høy. Ellers kreves et dytt. Når du tar med en fyrstikk for å tenne en spritlampe, gir du den ekstra energien $E_a$ som trengs for å effektivt kollidere alkoholmolekyler med oksygenmolekyler (overvinne barrieren).

Avslutningsvis konkluderer vi med at mange mulige reaksjoner praktisk talt ikke forekommer, fordi høy aktiveringsenergi.

Dette er av stor betydning for livet vårt. Tenk deg hva som ville skje hvis alle termodynamisk tillatte reaksjoner kunne foregå uten noen energibarriere (aktiveringsenergi). Oksygenet i luften vil reagere med alt som kan brenne eller bare oksidere. Alle ville lide organisk materiale, ville de bli til karbondioksid$CO_2$ og vann $H_2O$.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger av mange faktorer. De viktigste er: arten og konsentrasjonen av reaktantene, trykk (i reaksjoner som involverer gasser), temperatur, virkningen av katalysatorer og overflaten til reaktantene i tilfelle av heterogene reaksjoner. Vurder påvirkningen av hver av disse faktorene på hastigheten til en kjemisk reaksjon.

Temperatur

Du vet at når temperaturen stiger, øker i de fleste tilfeller hastigheten på en kjemisk reaksjon betydelig. På 1800-tallet den nederlandske kjemikeren J.H. Van't Hoff formulerte regelen:

En økning i temperatur for hver $10°C$ fører til en økning i reaksjonshastigheten med en faktor på 2-4 (denne verdien kalles temperaturkoeffisienten for reaksjonen).

Når temperaturen stiger gjennomsnittshastighet molekyler, deres energi, antall kollisjoner øker ubetydelig, men andelen aktive molekyler som deltar i effektive kollisjoner som overvinner energibarrieren til reaksjonen øker kraftig.

Matematisk uttrykkes denne avhengigheten ved forholdet:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

der $υ_(t_1)$ og $υ_(t_2)$ er reaksjonshastighetene ved henholdsvis de siste $t_2$ og initial $t_1$ temperaturer, og $γ$ er temperaturkoeffisient reaksjonshastighet, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker for hver $10°C$ økning i temperatur.

For å øke reaksjonshastigheten er imidlertid en økning i temperatur ikke alltid aktuelt, fordi. utgangsstoffer kan begynne å brytes ned, løsemidler eller selve stoffene kan fordampe.

Reaktantkonsentrasjon

En endring i trykk med deltakelse av gassformige stoffer i reaksjonen fører også til en endring i konsentrasjonen av disse stoffene.

Å bli sant kjemisk interaksjon mellom partikler, må de effektivt kollidere. Jo større konsentrasjon av reaktanter, jo flere kollisjoner og følgelig jo høyere reaksjonshastighet. For eksempel brenner acetylen veldig raskt i rent oksygen. Dette utvikler en temperatur som er tilstrekkelig til å smelte metallet. På grunnlag av en stor mengde eksperimentelt materiale formulerte i 1867 nordmennene K. Guldenberg og P. Waage, og uavhengig av dem i 1865, den russiske vitenskapsmannen N. I. Beketov grunnloven for kjemisk kinetikk, som fastslår reaksjonens avhengighet. hastighet på konsentrasjonen av reagerende stoffer.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon er proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene, tatt i potenser lik deres koeffisienter i reaksjonsligningen.

Denne loven kalles også masseaksjonens lov.

For reaksjonen $A+B=D$ er denne loven uttrykt som følger:

$υ_1=k_1 C_A C_B$

For reaksjonen $2A+B=D$ er denne loven uttrykt som følger:

$υ_2=k_2 C_A^2 C_B$

Her er $C_A, C_B$ konsentrasjonene av stoffene $A$ og $B$ (mol/l); $k_1$ og $k_2$ er proporsjonalitetskoeffisientene, kalt reaksjonshastighetskonstanter.

fysisk mening Det er ikke vanskelig å etablere reaksjonshastighetskonstanten - den er numerisk lik reaksjonshastigheten der konsentrasjonene av reaktantene er lik $1$ mol/l eller deres produkt er lik enhet. I dette tilfellet er det klart at hastighetskonstanten for reaksjonen bare avhenger av temperatur og ikke avhenger av konsentrasjonen av stoffer.

Loven om massehandling tar ikke hensyn til konsentrasjonen av reagerende stoffer i fast tilstand, fordi de reagerer på overflater og deres konsentrasjoner er vanligvis konstante.

For eksempel for forbrenningsreaksjonen av kull

Reaksjonshastighetsuttrykket skal skrives slik:

$υ=k·C_(O_2)$,

dvs. at reaksjonshastigheten kun er proporsjonal med oksygenkonsentrasjonen.

Hvis reaksjonsligningen bare beskriver den totale kjemiske reaksjonen, som foregår i flere trinn, kan hastigheten på en slik reaksjon komplisert måte avhenge av konsentrasjonene av utgangsmaterialene. Denne avhengigheten bestemmes eksperimentelt eller teoretisk basert på den foreslåtte reaksjonsmekanismen.

Virkningen av katalysatorer

Det er mulig å øke reaksjonshastigheten ved å bruke spesielle stoffer som endrer reaksjonsmekanismen og leder den langs en energetisk gunstigere vei med lavere aktiveringsenergi. De kalles katalysatorer(fra lat. katalyse- ødeleggelse).

Katalysatoren fungerer som en erfaren guide, og leder en gruppe turister ikke gjennom et høyt pass i fjellet (å overvinne det krever mye innsats og tid og er ikke tilgjengelig for alle), men langs omkjøringsstiene som er kjent for ham, langs hvilke du kan overvinne fjellet mye enklere og raskere. Riktignok kan du på en omvei ikke komme helt dit hovedpasset fører. Men noen ganger er det akkurat det du trenger! Dette er hvordan katalysatorer fungerer, som kalles selektiv. Det er klart at det ikke er behov for å brenne ammoniakk og nitrogen, men nitrogenoksid (II) brukes i produksjonen av salpetersyre.

Katalysatorer er stoffer som deltar i en kjemisk reaksjon og endrer hastighet eller retning, men ved slutten av reaksjonen forblir uendret kvantitativt og kvalitativt.

Å endre hastigheten på en kjemisk reaksjon eller dens retning ved hjelp av en katalysator kalles katalyse. Katalysatorer er mye brukt i ulike bransjer og i transport (katalysatorer som omdanner nitrogenoksider i bileksos til ufarlig nitrogen).

Det er to typer katalyse.

homogen katalyse, hvor både katalysatoren og reaktantene er i samme aggregeringstilstand (fase).

heterogen katalyse hvor katalysatoren og reaktantene er i ulike faser. For eksempel dekomponering av hydrogenperoksid i nærvær av en fast mangan (IV) oksidkatalysator:

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

Katalysatoren i seg selv forbrukes ikke som et resultat av reaksjonen, men hvis andre stoffer adsorberes på overflaten (de kalles katalytiske giftstoffer), så blir overflaten ubrukelig, regenerering av katalysatoren er nødvendig. Derfor renses utgangsmaterialene grundig før den katalytiske reaksjonen utføres.

For eksempel ved produksjon av svovelsyre ved kontakt bruk en fast katalysator - vanadium (V) oksid $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

I produksjonen av metanol brukes en fast sink-krom-katalysator ($8ZnO Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biologiske katalysatorer fungerer veldig effektivt - enzymer. Av kjemisk natur det er ekorn. Takket være dem fortsetter komplekse kjemiske reaksjoner med høy hastighet i levende organismer ved lave temperaturer. Enzymer er veldig spesifikke, hver av dem akselererer bare sin egen reaksjon, som går til riktig tid og på rett sted med en avkastning nær $100%$. Å lage kunstige katalysatorer som ligner på enzymer er en drøm for kjemikere!

Selvfølgelig har du hørt om andre interessante stoffer - inhibitorer(fra lat. inhibere- forsinkelse). De reagerer med aktive partikler i høy hastighet for å danne inaktive forbindelser. Som et resultat avtar reaksjonen kraftig og stopper deretter. Hemmere er ofte spesielt lagt til forskjellige stoffer for å forhindre uønskede prosesser.

For eksempel, ved hjelp av inhibitorer, hydrogenperoksidløsninger, monomerer for å hindre for tidlig polymerisering, stabiliseres saltsyre slik at den kan transporteres i stålbeholdere. Inhibitorer finnes også i levende organismer, de undertrykker ulike skadelige oksidasjonsreaksjoner i vevsceller, som kan initieres for eksempel av radioaktiv stråling.

Reaktantenes natur (sammensetning, struktur)

Verdien av aktiveringsenergien er faktoren som påvirker innflytelsen av de reagerende stoffenes natur på reaksjonshastigheten.

Hvis aktiveringsenergien er liten ($< 40$ 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.

Hvis aktiveringsenergien er høy ($> 120$ kJ/mol), betyr dette at bare en ubetydelig del av kollisjonene mellom samvirkende partikler fører til en reaksjon. Hastigheten av en slik reaksjon er derfor svært langsom. For eksempel er fremdriften av ammoniakksyntesereaksjonen ved vanlig temperatur nesten umulig å legge merke til.

Hvis aktiveringsenergiene har mellomverdier ($40-120$ kJ/mol), vil hastighetene for slike reaksjoner være gjennomsnittlige. Disse reaksjonene inkluderer interaksjon av natrium med vann eller etyl alkohol, misfarging bromvann etylen, interaksjonen av sink med saltsyre, etc.

Kontaktoverflaten til reaktantene

Hastigheten av reaksjoner som finner sted på overflaten av stoffer, dvs. heterogen, avhenger av andre like forhold på egenskapene til denne overflaten. Det er kjent at pulverisert kritt løses opp mye raskere i saltsyre enn et stykke kritt av samme masse.

Økningen i reaksjonshastigheten forklares først og fremst av økningen i kontaktflaten til de opprinnelige stoffene, så vel som av en rekke andre årsaker, for eksempel ødeleggelsen av strukturen til de riktige krystallgitter. Dette fører til det faktum at partiklene på overflaten av de dannede mikrokrystallene er mye mer reaktive enn de samme partiklene på en glatt overflate.

I industrien, for å utføre heterogene reaksjoner, brukes et fluidisert sjikt for å øke kontaktflaten til reaktantene, tilførsel av utgangsmaterialer og fjerning av produkter. For eksempel, ved produksjon av svovelsyre ved bruk av et fluidisert sjikt, brennes pyritt; i organisk kjemi ved bruk av et fluidisert sjikt utføres katalytisk krakking av petroleumsprodukter og regenerering (gjenvinning) av en mislykket (forkokset) katalysator.

7.1. Homogene og heterogene reaksjoner

Kjemiske stoffer kan være i forskjellige aggregeringstilstander, mens deres Kjemiske egenskaper i forskjellige stater er de samme, men aktiviteten er forskjellig (som ble vist i forrige forelesning ved å bruke eksempelet termisk effekt kjemisk reaksjon).

Tenk på ulike kombinasjoner av aggregattilstander der to stoffer A og B kan være.

A (g.), B (g.)

A (tv.), B (tv.)

A (kvinne), B (tv)

blandet

A(tv), B(g)

A (kvinne), B (d.)

blandet

(løsning)

heterogen

homogen

heterogen

homogen

Hg(l.) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Fasen er området kjemisk system, der alle egenskapene til systemet er konstante (det samme) eller kontinuerlig endres fra punkt til punkt. Separate faser er hver av de faste stoffene, i tillegg er det faser av løsning og gass.

Homogen kalles kjemisk system, der alle stoffene er i samme fase (i løsning eller i gass). Hvis det er flere faser, kalles systemet

heterogen.

Henholdsvis kjemisk reaksjon kalles homogen hvis reaktantene er i samme fase. Hvis reaktantene er i forskjellige faser, da kjemisk reaksjon kalt heterogen.

Det er lett å forstå at siden en kjemisk reaksjon krever kontakt med reagenser, skjer en homogen reaksjon samtidig i hele volumet av løsningen eller reaksjonsbeholderen, mens en heterogen reaksjon skjer ved en smal grense mellom fasene - ved grenseflaten. Altså, rent teoretisk, skjer en homogen reaksjon raskere enn en heterogen.

Dermed går vi over til konseptet kjemisk reaksjonshastighet.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. Kjemisk likevekt.

7.2. Hastigheten til en kjemisk reaksjon

Den grenen av kjemi som studerer hastigheter og mekanismer for kjemiske reaksjoner er grenen fysisk kjemi og ringte kjemisk kinetikk.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon er endringen i mengden av et stoff per tidsenhet per volumenhet av det reagerende systemet (for en homogen reaksjon) eller per enhet overflateareal (for en heterogen reaksjon).

Således, hvis volumet	eller område	grensesnitt
ikke endres, da har uttrykkene for hastighetene til kjemiske reaksjoner formen:


hom o

Forholdet mellom endringen i mengden av et stoff og volumet av systemet kan tolkes som en endring i konsentrasjonen av et gitt stoff.

Merk at for reagenser i uttrykket for hastigheten til en kjemisk reaksjon, settes et minustegn, siden konsentrasjonen av reagensene synker, og hastigheten på en kjemisk reaksjon faktisk er en positiv verdi.

Ytterligere konklusjoner er basert på enkle fysiske betraktninger, som vurderer en kjemisk reaksjon som en konsekvens av samspillet mellom flere partikler.

Elementær (eller enkel) er en kjemisk reaksjon som skjer i ett trinn. Hvis det er flere stadier, kalles slike reaksjoner komplekse eller sammensatte eller grove reaksjoner.

I 1867 ble det foreslått å beskrive hastigheten på en kjemisk reaksjon lov om masseaksjon: hastigheten til en elementær kjemisk reaksjon proporsjonal med konsentrasjonene av reaktanter i potenser av støkiometriske koeffisienter.n A +m B P,

A, B - reagenser, P - produkter, n ,m - koeffisienter.

W =k n m

Koeffisienten k kalles hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon,

karakteriserer naturen til de interagerende partiklene og er ikke avhengig av partikkelkonsentrasjonen.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. kjemisk balanse. Størrelsene n og m kalles reaksjonsrekkefølge etter stoff henholdsvis A og B, og

deres sum (n + m) - reaksjonsrekkefølge.

For elementære reaksjoner kan reaksjonsrekkefølgen være 1, 2 og 3.

Elementære reaksjoner med orden 1 kalles monomolekylære, med orden 2 - bimolekylære, med orden 3 - trimolekylære i henhold til antall involverte molekyler. Elementære reaksjoner høyere enn tredje orden er ukjente - beregninger viser at det samtidige møtet av fire molekyler på ett punkt er en for utrolig hendelse.

Siden en kompleks reaksjon består av en viss sekvens av elementære reaksjoner, kan hastigheten uttrykkes i form av hastighetene til de individuelle stadiene av reaksjonen. Derfor, for komplekse reaksjoner rekkefølgen kan være hvilken som helst, inkludert brøk eller null ( null rekkefølge reaksjon indikerer at reaksjonen skjer med konstant hastighet og er ikke avhengig av konsentrasjonen av reagerende partikler W =k ).

Det tregeste av stadiene i en kompleks prosess kalles vanligvis det begrensende trinnet (hastighetsbegrensende trinn).

Tenk deg det et stort nummer av molekyler gikk på en gratis kino, men det er en inspektør ved inngangen som sjekker alderen på hvert molekyl. Derfor kommer en strøm av materie inn i kinodøren, og molekylene kommer inn i kinoen en om gangen, d.v.s. Så sakte.

Eksempler på elementære reaksjoner av første orden er prosessene med termisk eller radioaktivt forfall, henholdsvis, karakteriserer hastighetskonstanten k enten sannsynligheten for brudd kjemisk forbindelse, eller sannsynligheten for forfall per tidsenhet.

Det er mange eksempler på elementære reaksjoner av andre orden - dette er den mest kjente måten for oss å fortsette reaksjoner - partikkel A fløy inn i partikkel B, en form for transformasjon fant sted og noe skjedde der (merk at produkter i teorien gjør det ikke påvirke noe - all oppmerksomhet gis kun til reagerende partikler).

Tvert imot er det ganske mange elementære reaksjoner av tredje orden, siden det er ganske sjelden at tre partikler møtes samtidig.

Som en illustrasjon, tenk på prediksjonskraften til kjemisk kinetikk.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. kjemisk balanse.

Første ordens kinetiske ligning

(illustrerende tilleggsmateriale)

La oss se på en homogen førsteordens reaksjon, hvis hastighetskonstanten er lik k , startkonsentrasjonen av substans A er lik [A]0 .

Per definisjon er hastigheten på en homogen kjemisk reaksjon

K[A]

endring i konsentrasjon per tidsenhet. Når substans A -

reagens, sett et minustegn.

En slik ligning kalles en differensialligning

derivat)

[EN]

For å løse det overfører vi mengdene til venstre side

konsentrasjoner, og til rett tid.

Hvis de deriverte av to funksjoner er like, så funksjonene i seg selv

må ikke avvike mer enn en konstant.

For løsninger gitt ligning ta integralet til venstre side (av

konsentrasjon) og høyre side (i tid). For ikke å skremme

log[ A ] = −kt +C

lyttere, vil vi begrense oss til svaret.

ln ikon - naturlig logaritme, dvs. nummer b, slik at

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

ln[A]- ln0 = -kt

Konstanten C er funnet fra startbetingelsene:

ved t = 0 er startkonsentrasjonen [A]0

[EN]

En gang logaritmen

er en potens av et tall, bruk egenskapene til potenser

[A]0

e a−b=

La oss nå bli kvitt den motsatte logaritmen (se definisjonen

logaritme 6-7 linjer høyere),

hvorfor heve et tall

i potensen av venstre side av ligningen og høyre side av ligningen.

[EN]

E − kt

Multipliser med [A]0

[A]0

Kinetisk ligning av første orden.

[ A ]= 0 × e − kt

Basert

mottatt kinetisk ligning først

bestille kan

regnet ut

stoffkonsentrasjon

når som helst

For formålene med kurset vårt er denne utgangen kun til informasjonsformål, for å demonstrere for deg søknaden matematisk apparatå beregne forløpet av en kjemisk reaksjon. Derfor kan en kompetent kjemiker ikke unngå å kunne matematikk. Lær matematikk!

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. kjemisk balanse. En graf over avhengigheten av konsentrasjonen av reaktanter og produkter på tid kan kvalitativt avbildes som følger (ved å bruke eksemplet irreversibel reaksjon første orden)

Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten

1. Reaktantenes art

For eksempel vil reaksjonshastigheten til følgende stoffer: H2 SO4 , CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - med hydroksidion variere avhengig av styrken H-O bindinger. For å vurdere styrken til denne forbindelsen kan du bruke verdien av slektningen positiv ladning på et hydrogenatom: jo større ladning, jo lettere vil reaksjonen gå.

2. Temperatur

Livserfaring forteller oss at reaksjonshastigheten avhenger av temperatur og øker med økende temperatur. For eksempel skjer prosessen med å syrne melk raskere ved romtemperatur, og ikke i kjøleskapet.

La oss vende oss til det matematiske uttrykket for massehandlingsloven.

W =k n m

Siden venstre side av dette uttrykket (reaksjonshastigheten) avhenger av temperatur, derfor, høyre del uttrykk avhenger også av temperatur. Samtidig er konsentrasjonen selvfølgelig ikke avhengig av temperatur: for eksempel beholder melk fettinnholdet på 2,5% både i kjøleskapet og ved romtemperatur. Så, som Sherlock Holmes pleide å si, er den gjenværende løsningen den rette, uansett hvor merkelig den kan virke: hastighetskonstanten avhenger av temperaturen!

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. kjemisk balanse. Reaksjonshastighetskonstantens avhengighet av temperatur uttrykkes ved å bruke Arrhenius-ligningen:

− E a

k = k0 eRT,

hvori

R = 8,314 J mol-1 K-1 - universell gasskonstant,

E a er aktiveringsenergien til reaksjonen (se nedenfor), den anses betinget som uavhengig av temperatur;

k 0 er en pre-eksponentiell faktor (dvs. faktoren som står foran eksponenten e ), hvis verdi også er nesten uavhengig av temperaturen og bestemmes først og fremst av rekkefølgen av reaksjonen.

Dermed er verdien av k0 omtrent 1013 s-1 for en førsteordens reaksjon, og 10 -10 l mol-1 s-1 for en andreordens reaksjon,

for en tredjeordens reaksjon - 10 -33 12 mol-2 s-1. Disse verdiene trenger ikke å være utenat.

De nøyaktige verdiene av k0 for hver reaksjon bestemmes eksperimentelt.

Konseptet med aktiveringsenergi blir tydelig fra følgende figur. Faktisk er aktiveringsenergien energien som den reagerende partikkelen må ha for at reaksjonen skal skje.

Dessuten, hvis vi varmer opp systemet, øker energien til partiklene (stiplet graf), mens overgangstilstanden (≠) forblir på samme nivå. Forskjellen i energi mellom overgangstilstanden og reaktantene (aktiveringsenergi) reduseres, og reaksjonshastigheten i henhold til Arrhenius-ligningen øker.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om aktive masser. kjemisk balanse. I tillegg til Arrhenius-ligningen, er det van't Hoff-ligningen, som

karakteriserer reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur ved hjelp av temperaturkoeffisienten γ:

Temperaturkoeffisienten γ viser hvor mange ganger hastigheten på en kjemisk reaksjon vil øke når temperaturen endres med 10o.

Van't Hoff ligning:

T 2 - T 1

W (T 2 ) = W ( T 1 ) x y10

Typisk er koeffisienten γ i området fra 2 til 4. Av denne grunn bruker kjemikere ofte den tilnærmingen at en 20o økning i temperaturen fører til en økning i reaksjonshastigheten med en størrelsesorden (dvs. 10 ganger).

Hastigheten til en kjemisk reaksjon

Hastigheten til en kjemisk reaksjon- endring i mengden av et av de reagerende stoffene per tidsenhet i en enhet av reaksjonsrom. Er nøkkelkonsept kjemisk kinetikk. Hastigheten til en kjemisk reaksjon er alltid positiv, derfor, hvis den bestemmes av det opprinnelige stoffet (hvis konsentrasjonen avtar under reaksjonen), multipliseres den resulterende verdien med -1.

For eksempel for en reaksjon:

uttrykket for hastighet vil se slik ut:

. Hastigheten til en kjemisk reaksjon på hvert tidspunkt er proporsjonal med konsentrasjonene av reaktantene, hevet til potenser lik deres støkiometriske koeffisienter.

For elementære reaksjoner er eksponenten ved konsentrasjonsverdien til hvert stoff ofte lik dens støkiometriske koeffisient; for komplekse reaksjoner blir ikke denne regelen observert. I tillegg til konsentrasjon, påvirker følgende faktorer hastigheten på en kjemisk reaksjon:

naturen til reaktantene,
tilstedeværelsen av en katalysator
temperatur (van't Hoff-regelen),
press,
overflatearealet til reaktantene.

Hvis vi vurderer den enkleste kjemiske reaksjonen A + B → C, så legger vi merke til det umiddelbar hastigheten på en kjemisk reaksjon er ikke konstant.

Litteratur

Kubasov A. A. Kjemisk kinetikk og katalyse.
Prigogine I., Defay R. Kjemisk termodynamikk. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.
Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetiske modeller for katalytiske reaksjoner, Novosibirsk: Nauka (Siberian Branch), 1983.- 255 s.

Wikimedia Foundation. 2010 .

Walisiske dialekter av engelsk
Saw (filmserie)

Se hva "hastigheten til en kjemisk reaksjon" er i andre ordbøker:

KJEMISK REAKSJONSHASTIGHET- det grunnleggende konseptet for kjemisk kinetikk. For enkle homogene reaksjoner måles hastigheten på en kjemisk reaksjon ved endringen i antall mol av det reagerte stoffet (ved et konstant volum av systemet) eller ved endringen i konsentrasjonen av noen av utgangsstoffene ... Stor encyklopedisk ordbok

KJEMISK REAKSJONSHASTIGHET- det grunnleggende begrepet kjemi. kinetikk, som uttrykker forholdet mellom mengden av det reagerte stoffet (i mol) og hvor lang tid interaksjonen skjedde. Siden konsentrasjonene av reaktantene endres under interaksjonen, er hastigheten vanligvis ... Great Polytechnic Encyclopedia

kjemisk reaksjonshastighet- en verdi som karakteriserer intensiteten av en kjemisk reaksjon. Dannelseshastigheten til et reaksjonsprodukt er mengden av dette produktet som et resultat av en reaksjon per tidsenhet per volumenhet (hvis reaksjonen er homogen) eller per ... ...

kjemisk reaksjonshastighet- det grunnleggende konseptet for kjemisk kinetikk. For enkle homogene reaksjoner måles hastigheten på en kjemisk reaksjon ved en endring i antall mol av det reagerte stoffet (ved et konstant volum av systemet) eller ved en endring i konsentrasjonen av noen av utgangsstoffene ... encyklopedisk ordbok

Hastigheten til en kjemisk reaksjon- en verdi som karakteriserer intensiteten av en kjemisk reaksjon (Se Kjemiske reaksjoner). Dannelseshastigheten til et reaksjonsprodukt er mengden av dette produktet som følge av reaksjonen per tidsenhet i volumenhet (hvis ... ...

KJEMISK REAKSJONSHASTIGHET- hoved begrepet kjemi. kinetikk. For enkle homogene reaksjoner S. x. R. målt ved en endring i antall mol reagert in va (ved et konstant volum av systemet) eller ved en endring i konsentrasjonen av noen av de initiale i in- eller reaksjonsproduktene (hvis volumet av systemet ...

KJEMISK REAKSJONSMEKANISME- For komplekse reaksjoner bestående av flere. stadier (enkle eller elementære reaksjoner), er mekanismen et sett med stadier, som et resultat av at de første i va omdannes til produkter. Mellomliggende i deg i disse reaksjonene kan fungere som molekyler, ... ... Naturvitenskap. encyklopedisk ordbok

Nukleofile substitusjonsreaksjoner- (engelsk nukleofil substitusjonsreaksjon) substitusjonsreaksjoner der angrepet utføres av en nukleofil reagens som bærer en ensom elektronpar. Den forlatende gruppen i nukleofile substitusjonsreaksjoner kalles en nukleofug. Alle ... Wikipedia

Kjemiske reaksjoner- transformasjonen av ett stoff til et annet, forskjellig fra originalen kjemisk oppbygning eller bygning. Totalt antall atomer av hvert gitt element, så vel som seg selv kjemiske elementer, de inngående stoffene, forblir i R. x. uendret; denne R. x ... Stor sovjetisk leksikon

tegnehastighet - linjehastighet bevegelse av metall ved utgangen fra dysen, m/s. På moderne tegnemaskiner når tegnehastigheten 50-80 m/s. Men selv under trådtrekking overstiger hastigheten som regel ikke 30–40 m/s. På … … Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

Som enhver prosess skjer kjemiske reaksjoner over tid og er derfor preget av en eller annen hastighet.

Kjemigren som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner og mekanismen for deres forekomst, kalt kjemisk kinetikk. Kjemisk kinetikk opererer med begrepene "fase", "system". Fase – det er den delen av systemet som er atskilt fra de andre delene av grensesnittet.

Systemer er enten homogene eller heterogene. homogene systemer består av enkel fase. For eksempel luft eller en hvilken som helst blanding av gasser, saltløsning. Heterogene systemer består av to eller flere faser. For eksempel flytende vann - is - damp, saltløsning + bunnfall.

Reaksjoner som finner sted i et homogent system, er kalt homogen. For eksempel, N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g). De løper hele veien. Reaksjoner som finner sted i et heterogent system, kalt heterogen. For eksempel, C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g). De flyter i grensesnittet.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon fast bestemt mengden av et stoff som går inn i en reaksjon eller dannes under en reaksjon per tidsenhet per volumenhet(for homogen reaksjon) eller per enhetsgrensesnitt(for et heterogent system).

Reaksjonshastigheten avhenger av arten av reaktantene, deres konsentrasjon, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer.

1. Reaktantenes natur.

Reaksjoner går i retning av ødeleggelse av mindre sterke bindinger og dannelse av stoffer med sterkere bindinger. Det kreves derfor høye energier for å bryte bindinger i H 2 og N 2 molekyler; slike molekyler er svakt reaktive. For å bryte bindinger i høypolare molekyler (HCl, H 2 O), kreves det mindre energi, og reaksjonshastigheten er mye høyere. Reaksjoner mellom ioner i elektrolyttløsninger skjer nesten øyeblikkelig.

2. Konsentrasjon.

Med en økning i konsentrasjonen oppstår kollisjoner av molekylene til de reagerende stoffene oftere - reaksjonshastigheten øker.

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av reaktanter uttrykkes som lov om massehandling (LMA): ved konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene.

PÅ generell sak til homogen reaksjoner

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

avhengigheten av reaksjonshastigheten uttrykkes ved ligningen:

hvor CA og C B er konsentrasjonene av reaktanter, mol/l; k er reaksjonshastighetskonstanten. For en spesifikk reaksjon 2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), har det matematiske uttrykket for ZDM formen:

υ = k∙∙

Reaksjonshastighetskonstanten k avhenger av reaktantenes natur, temperatur og katalysator, men avhenger ikke av konsentrasjonene til reaktantene. Den fysiske betydningen av hastighetskonstanten er at den er lik reaksjonshastigheten ved enhetskonsentrasjoner av reaktantene.

Til heterogen reaksjoner (når stoffer er i forskjellige aggregeringstilstander), avhenger reaksjonshastigheten bare av konsentrasjonen av gasser eller oppløste stoffer, og konsentrasjonen av fast fase er ikke inkludert i det matematiske uttrykket av EDM:

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

For eksempel er hastigheten på forbrenningsreaksjonen av karbon i oksygen bare proporsjonal med konsentrasjonen av oksygen:

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

3. Temperatur.

Når temperaturen stiger, øker bevegelseshastigheten til molekyler, noe som igjen fører til en økning i antall kollisjoner mellom dem. For at en reaksjon skal finne sted, må de kolliderende molekylene ha et visst overskudd av energi. Overskuddsenergien som molekyler må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff, er kalt aktiveringsenergi. Aktiveringsenergien ( E a) uttrykkes i kJ/mol. Dens verdi avhenger av arten av de reagerende stoffene, dvs. Hver reaksjon har sin egen aktiveringsenergi. Molekyler med aktiveringsenergi, kalt aktiv. En økning i temperatur øker antallet aktive molekyler, og øker derfor hastigheten på en kjemisk reaksjon.

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen uttrykkes van't Hoffs regel: for hver 10 °C økning i temperatur øker reaksjonshastigheten med 2-4 ganger.

hvor υ 2 og υ 1 er reaksjonshastighetene ved temperaturer t 2 og t 1,

γ er temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker med en temperaturøkning med 10 0 C.

4. Kontaktflaten til reaktantene.

For heterogene systemer, jo større kontaktflate, jo raskere går reaksjonen. Overflaten til faste stoffer kan økes ved å slipe dem, og for løselige stoffer - ved å løse dem.

5. Katalysatorer.

Stoffer som deltar i reaksjoner og øker hastigheten, forblir uendret ved slutten av reaksjonen, er kalt katalysatorer. Endringen i hastigheten på en reaksjon under påvirkning av en katalysator kalles katalyse. Skill katalyse homogen og heterogen.

Til homogen inkluderer prosesser der katalysatoren er i samme aggregeringstilstand som reaktantene.

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

Virkningen av en homogen katalysator består i dannelsen av mer eller mindre stabile intermediære aktive forbindelser, hvorfra den deretter blir fullstendig regenerert.

Til heterogen katalyse inkluderer slike prosesser hvor katalysatoren og reaktantene er i forskjellige aggregeringstilstander, og reaksjonen fortsetter på overflaten av katalysatoren.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

Virkningsmekanismen til heterogene katalysatorer er mer komplisert enn homogene. En betydelig rolle i disse prosessene spilles av absorpsjon av gass og flytende stoffer på en overflate fast- fenomener med adsorpsjon. Som et resultat av adsorpsjon øker konsentrasjonen av reaktanter, deres kjemiske aktivitet øker, noe som fører til en økning i reaksjonshastigheten.