Šta određuje brzinu hemijske reakcije? Hemijska kinetika. Brzina hemijskih reakcija

Brzina hemijskih reakcija, njena zavisnost od različitih faktora

Homogene i heterogene hemijske reakcije

Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama: malom prilikom formiranja stalaktita i stalagmita, prosječnom brzinom pri kuhanju hrane, trenutno tokom eksplozije. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim rastvorima, gotovo trenutno. Miješamo rastvore barijum hlorida i natrijum sulfata - barijum sulfat se formira odmah kao talog. Sumpor gori brzo, ali ne odmah, magnezijum se rastvara u hlorovodoničnoj kiselini, etilen obezbojava bromsku vodu. Rđa se polako stvara na željeznim predmetima, plak na bakarnim i bronzanim proizvodima, lišće polako truli, a zubi se uništavaju.

Predviđanje brzine hemijske reakcije, kao i razjašnjavanje njene zavisnosti od uslova procesa, je zadatak hemijska kinetika— nauka o obrascima hemijskih reakcija koje se dešavaju tokom vremena.

Ako se kemijske reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili u plinskoj fazi, tada se interakcija reagujućih supstanci događa u cijelom volumenu. Takve reakcije se, kao što znate, nazivaju homogena.

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

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

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

Pošto odnos količine supstance i zapremine predstavlja molarnu koncentraciju $C$, onda

$(∆n)/(V)=∆C.$

dakle, brzina homogene reakcije definira se kao promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

ako se volumen sistema ne promijeni. Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine), ili između tvari koje nisu u stanju da formiraju homogeni medij (na primjer, između tekućina koje se ne miješaju), tada se događa samo na kontaktne površine supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

Heterogena brzina reakcije definira se kao promjena količine tvari u jedinici vremena na jediničnoj površini:

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

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

Ako se tokom bilo koje reakcije koja je u toku eksperimentalno izmjeri koncentracija polazne tvari u različitim vremenskim trenucima, tada se njena promjena može grafički prikazati korištenjem kinetičke krivulje za ovaj reagens.

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

Zamislite da mi određujemo brzinu reakcije

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) promjenama koncentracije $N_2$;

b) promjenama koncentracije $HCl$.

Hoćemo li dobiti iste vrijednosti? Na kraju krajeva, od $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$, stoga će brzina u slučaju b) biti dvostruko veća. Prema tome, vrijednost brzine reakcije ovisi i o tvari kojom je određena.

Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije vanjski je faktor koji promatra istraživač. Zapravo, svi procesi se odvijaju na mikro nivou. Očigledno, da bi neke čestice reagovale, prvo se moraju sudarati, i to efikasno: ne raspršiti se poput loptica u različitim smjerovima, već na način da se stare veze u česticama unište ili oslabe i mogu formirati nove, i jer Da bi se to postiglo, čestice moraju imati dovoljno energije.

Izračunati podaci pokazuju da, na primjer, u plinovima sudari molekula pri atmosferskom pritisku iznose milijarde po $1$ sekundi, tj. sve reakcije bi morale da se dese trenutno. Ali to nije istina. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju da dovede do efektivnih sudara.

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

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

U zaključku, zaključimo: mnoge moguće reakcije praktički ne nastaju, jer energija aktivacije je visoka.

Ovo je od velike važnosti za naš život. Zamislite što bi se dogodilo kada bi se sve termodinamički dozvoljene reakcije mogle odvijati bez ikakve energetske barijere (aktivacijska energija). Kiseonik u zraku reagirao bi sa svime što bi moglo izgorjeti ili jednostavno oksidirati. Sve organske tvari bi stradale, pretvorile bi se u ugljični dioksid $CO_2$ i vodu $H_2O$.

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogo faktora. Glavni su: priroda i koncentracija supstanci koje reaguju, pritisak (u reakcijama koje uključuju gasove), temperatura, delovanje katalizatora i površina reagujućih supstanci u slučaju heterogenih reakcija. Razmotrimo uticaj svakog od ovih faktora na brzinu hemijske reakcije.

Temperatura

Znate da kada se temperatura poveća, u većini slučajeva brzina hemijske reakcije značajno raste. U 19. vijeku Holandski hemičar J. H. van't Hoff formulirao je pravilo:

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

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

Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

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

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

Koncentracija reaktanata

Promjena tlaka kada plinovite tvari sudjeluju u reakciji također dovodi do promjene koncentracije ovih tvari.

Da bi došlo do hemijskih interakcija između čestica, one se moraju efikasno sudariti. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, shodno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo gori u čistom kisiku. U tom slučaju se razvija temperatura dovoljna da se metal otopi. Na osnovu velike količine eksperimentalnog materijala, 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage i nezavisno od njih 1865. ruski naučnik N. I. Beketov formulisao je osnovni zakon hemijske kinetike, uspostavljajući zavisnost brzine reakcije od koncentracije reagujućih supstanci.

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Ovaj zakon se još naziva i zakon masovne akcije.

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

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

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

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

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

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

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

Na primjer, za reakciju sagorijevanja uglja

izraz brzine reakcije treba napisati na sljedeći način:

$υ=k·C_(O_2)$,

tj. brzina reakcije je proporcionalna samo koncentraciji kisika.

Ako jednadžba reakcije opisuje samo ukupnu kemijsku reakciju koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može na složen način ovisiti o koncentracijama polaznih tvari. Ova zavisnost se utvrđuje eksperimentalno ili teoretski na osnovu predloženog mehanizma reakcije.

Djelovanje katalizatora

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

Katalizator djeluje kao iskusan vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (prevazilaženje zahtijeva puno truda i vremena i nije dostupno svima), već njemu poznatim obilaznim stazama, duž kojih mnogo lakše i brže se savladava planina. Istina, obilaznicom možete stići ne baš tamo gdje vodi glavni prijevoj. Ali ponekad je to upravo ono što je potrebno! Upravo tako se zovu katalizatori selektivno. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali se dušikov oksid (II) koristi u proizvodnji dušične kiseline.

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

Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera pomoću katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama i transportu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside iz izduvnih plinova automobila u bezopasni dušik).

Postoje dvije vrste katalize.

Homogena kataliza, u kojem su i katalizator i reaktanti u istom agregacijskom stanju (fazi).

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

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

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

Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom koristi se čvrsti katalizator - vanadijev (V) oksid $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

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

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biološki katalizatori rade veoma efikasno - enzimi. Po hemijskoj prirodi oni su proteini. Zahvaljujući njima, složene hemijske reakcije se dešavaju velikom brzinom u živim organizmima na niskim temperaturama. Enzimi su posebno specifični; svaki od njih ubrzava samo svoju reakciju, koja se javlja u pravo vrijeme i na pravom mjestu sa prinosom blizu 100%$. Stvaranje umjetnih katalizatora sličnih enzimima je san kemičara!

Vi ste, naravno, čuli za druge zanimljive supstance - inhibitori(od lat. inhibere- pritvoriti). Reaguju s aktivnim česticama velikom brzinom i stvaraju niskoaktivne spojeve. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju raznim supstancama kako bi se spriječili neželjeni procesi.

Na primjer, inhibitori se koriste za stabilizaciju otopina vodikovog peroksida, monomera za sprječavanje prerane polimerizacije i hlorovodonične kiseline kako bi se mogla transportovati u čeličnim kontejnerima. Inhibitori se nalaze i u živim organizmima, oni potiskuju različite štetne oksidacijske reakcije u stanicama tkiva, koje mogu biti inicirane, na primjer, radioaktivnim zračenjem.

Priroda supstanci koje reaguju (njihov sastav, struktura)

Vrijednost energije aktivacije je faktor kroz koji priroda reaktanata utječe na brzinu reakcije.

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

Ako je energija aktivacije visoka ($> $120 kJ/mol), to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji rezultira reakcijom. Brzina takve reakcije je stoga vrlo niska. Na primjer, napredak reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako energije aktivacije imaju srednje vrijednosti ($40-120 $ kJ/mol), tada će brzine takvih reakcija biti prosječne. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etil alkoholom, dekolorizaciju bromne vode sa etilenom, interakciju cinka sa hlorovodoničnom kiselinom itd.

Kontaktna površina reagujućih supstanci

Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, tj. heterogena, zavisi, pod jednakim uslovima, od svojstava ove površine. Poznato je da se kreda u prahu otapa mnogo brže u hlorovodoničnoj kiselini nego komad krede jednake težine.

Povećanje brzine reakcije objašnjava se, prije svega, povećanjem kontaktne površine polaznih tvari, kao i nizom drugih razloga, na primjer, uništavanjem strukture pravilne kristalne rešetke. To dovodi do činjenice da su čestice na površini nastalih mikrokristala mnogo reaktivnije od istih čestica na glatkoj površini.

U industriji, za izvođenje heterogenih reakcija, fluidizirani sloj se koristi za povećanje kontaktne površine reagujućih supstanci, dovod početnih supstanci i uklanjanje proizvoda. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline, pirit se peče pomoću fluidiziranog sloja; u organskoj hemiji, korištenjem fluidiziranog sloja, provodi se katalitičko krekiranje naftnih derivata i regeneracija (restauracija) pokvarenog (koksovanog) katalizatora.

Brzina hemijske reakcije podrazumeva se kao promena koncentracije jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena sa konstantnom zapreminom sistema.

Obično se koncentracija izražava u mol/l, a vrijeme u sekundama ili minutama. Ako je, na primjer, početna koncentracija jednog od reaktanata bila 1 mol/l, a nakon 4 s od početka reakcije postala je 0,6 mol/l, tada će prosječna brzina reakcije biti jednaka (1-0,6) /4=0,1 mol/(l*s).

Prosječna brzina reakcije se izračunava po formuli:

Brzina hemijske reakcije zavisi od:

Priroda supstanci koje reaguju.

Tvari s polarnom vezom u otopinama interaguju brže, što se objašnjava činjenicom da takve tvari formiraju ione u otopinama koji lako međusobno djeluju.

Supstance sa nepolarnim i niskopolarnim kovalentnim vezama reaguju različitom brzinom, što zavisi od njihove hemijske aktivnosti.

H 2 + F 2 = 2HF (prolazi vrlo brzo sa eksplozijom na sobnoj temperaturi)

H 2 + Br 2 = 2HBr (ide sporo, čak i kada se zagreje)

Vrijednosti površinskog kontakta reagujućih supstanci (za heterogene)

Koncentracije reaktanata

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Temperature

Ovisnost brzine reakcije od temperature određena je Van't Hoffovim pravilom:

sa porastom temperature na svakih 10 0 stopa većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

Prisustvo katalizatora

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih reakcija.

Fenomen promjene brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza.

Pritisak

Kako pritisak raste, brzina reakcije raste (za homogene)

Pitanje br. 26. Zakon masovne akcije. Stopa konstanta. Energija aktivacije.

Zakon masovne akcije.

brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji

Stopa konstanta.

koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije, koji izražava zavisnost brzine reakcije od koncentracije

Konstanta brzine ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi, ali ne ovisi o njihovoj koncentraciji.

Energija aktivacije.

energija koja se mora prenijeti na molekule (čestice) reagujućih supstanci da bi se one pretvorile u aktivne

Energija aktivacije ovisi o prirodi reaktanata i promjenama u prisustvu katalizatora.

Povećanjem koncentracije povećava se ukupan broj molekula i, shodno tome, aktivnih čestica.

Pitanje br. 27. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža, konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne nazivaju se nepovratnim.

Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.

U jednadžbi reverzibilnih reakcija, dvije strelice koje pokazuju u suprotnim smjerovima nalaze se između lijeve i desne strane. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:

3H 2 + N 2 = 2NH 3

Ireverzibilne reakcije su one reakcije koje se javljaju:

Rezultirajući proizvodi se talože ili oslobađaju kao plin, na primjer:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formiranje vode:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reverzibilne reakcije ne dostižu završetak i završavaju se uspostavljanjem hemijska ravnoteža.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema reagujućih supstanci u kojem su brzine prednjih i obrnutih reakcija jednake.

Na stanje hemijske ravnoteže utiču koncentracija reagujućih supstanci, temperatura, a za gasove i pritisak. Kada se jedan od ovih parametara promijeni, hemijska ravnoteža se poremeti.

Konstanta ravnoteže.

Najvažniji parametar koji karakteriše reverzibilnu hemijsku reakciju je konstanta ravnoteže K. Ako za razmatranu reverzibilnu reakciju zapišemo A + D C + D uslov za jednakost brzina napredne i reverzne reakcije u ravnotežnom stanju - k1[ A]jednako[B]jednako = k2[C]jednako[ D]jednako, odakle je [C]jednako[D]jednako/[A]jednako[B]jednako = k1/k2 = K, tada se vrijednost K naziva konstanta ravnoteže hemijske reakcije.

Dakle, u ravnoteži, omjer koncentracije produkta reakcije i proizvoda koncentracije reaktanata je konstantan ako je temperatura konstantna (konstante brzine k1 i k2 i, prema tome, konstanta ravnoteže K ovise o temperaturi, ali ne zavisi od koncentracije reaktanata). Ako u reakciji učestvuje više molekula polaznih supstanci i nastane nekoliko molekula proizvoda (ili proizvoda), koncentracije supstanci u izrazu za konstantu ravnoteže podižu se na stepene koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Dakle, za reakciju 3H2 + N2 2NH3 izraz za konstantu ravnoteže je zapisan kao K = 2 jednako/3 jednako. Opisani metod za izvođenje konstante ravnoteže, baziran na brzinama prednjih i reverznih reakcija, ne može se koristiti u općem slučaju, jer se za složene reakcije ovisnost brzine od koncentracije obično ne izražava jednostavnom jednadžbom ili je općenito nepoznato. Međutim, u termodinamici je dokazano da je konačna formula za konstantu ravnoteže tačna.

Za gasovita jedinjenja, pritisak se može koristiti umesto koncentracija kada se piše konstanta ravnoteže; Očigledno, numerička vrijednost konstante može se promijeniti ako broj plinovitih molekula na desnoj i lijevoj strani jednačine nije isti.

Pincip Le Chatelier.

Ako se na sistem koji je u ravnoteži primeni bilo kakav spoljni uticaj, tada se ravnoteža pomera ka reakciji koja se suprotstavlja ovom uticaju.

Na hemijsku ravnotežu utiču:

Promjena temperature. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

Promjena pritiska. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula. Kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče prema povećanju broja molekula.

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

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

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

Ako dođe do reakcije između supstanci koje se nalaze u različitim fazama heterogenog sistema, onda se može dogoditi samo na granici između ovih faza. Na primjer, interakcija između otopine kiseline i komada metala događa se samo na površini metala. Brzina heterogene reakcije je količina supstance koja reaguje ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici površine interfejsa:

.

Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije reaktanata izražava se zakonom djelovanja mase: pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna umnošku molarnih koncentracija reagujućih supstanci podignutih na stepene jednake koeficijentima u formulama ovih supstanci u jednadžbi reakcije. Zatim za reakciju

2A + B → proizvodi

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

υ = k· WITH A 2 · WITH B = k·[A] 2 ·[B]

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

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

υ = kI·const··= k·,

Gdje k= kI konst.

U sistemima u kojima su jedna ili više supstanci gasovi, brzina reakcije zavisi i od pritiska. Na primjer, kada vodik stupi u interakciju s parama joda H 2 + I 2 = 2HI, brzina kemijske reakcije bit će određena izrazom:

υ = k··.

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

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi opisano van't Hoffovim pravilom: sa svakih 10 stepeni porasta temperature, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta. To znači da kako temperatura raste u aritmetičkoj progresiji, brzina kemijske reakcije raste eksponencijalno. Osnova u formuli progresije je temperaturni koeficijent brzine reakcijeγ, koji pokazuje koliko se puta povećava brzina date reakcije (ili, što je isto, konstanta brzine) sa povećanjem temperature za 10 stepeni. Matematički, Van't Hoffovo pravilo se izražava formulama:

ili

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

; ; ; ,

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

Primjeri rješavanja problema

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

Rješenje:

Brzina ove hemijske reakcije određena je izrazom:

υ start = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Povećanje pritiska dovodi do 2-strukog povećanja koncentracije oba reagensa. Uzimajući ovo u obzir, prepisujemo izraz zakona masovnog djelovanja:

υ 1 = k· 2 · = k·2 2 [CO] 2 ·2[O 2 ] = 8 k·[CO] 2 ·[O 2 ] = 8 υ početak

odgovor: Brzina reakcije će se povećati 8 puta.

Primjer 2. Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije ako se temperatura sistema poveća sa 20 °C na 100 °C, uzimajući vrijednost temperaturnog koeficijenta brzine reakcije jednaku 3.

Rješenje:

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

Izračun:

odgovor: Brzina reakcije će se povećati za 6561 puta.

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

Rješenje:

Koristimo formulu u skladu s definicijom koncepta "prosječne brzine kemijske reakcije" i zamjenjujemo numeričke vrijednosti, dobijajući prosječnu brzinu za reagens A:

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

υ (A) = ½ υ (B) =⅓ υ (D)

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

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

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

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

Brzina hemijskih reakcija. Hemijska ravnoteža

Plan:

1. Koncept brzine hemijske reakcije.

2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije.

3. Hemijska ravnoteža. Faktori koji utječu na ravnotežu pomaka. Le Chatelierov princip.

Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim otopinama. Na primjer, ako se isprazne otopine barij hlorida i natrijum sulfata, odmah se taloži bijeli talog barijum sulfata. Etilen brzo, ali ne odmah, obezbojava bromnu vodu. Rđa se polako stvara na željeznim predmetima, plak se pojavljuje na bakrenim i bronzanim proizvodima, a lišće trune.

Nauka proučava brzinu hemijske reakcije, kao i identifikaciju njene zavisnosti od uslova procesa - hemijska kinetika.

Ako se reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili plinskoj fazi, tada se interakcija reaktanata događa u cijelom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.

Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine) ili između tvari koje nisu sposobne formirati homogeni medij (na primjer, između dvije tekućine koje se ne miješaju), tada se odvija samo na dodirnoj površini supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

υ homogene reakcije određuje se promjenom količine tvari po jedinici po jedinici volumena:

υ =Δn / Δt ∙V

gdje je Δ n promjena broja molova jedne od tvari (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije), (mol);

V – zapremina gasa ili rastvora (l)

Budući da je Δ n / V = ​​ΔC (promjena koncentracije), onda

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogene reakcije određuje se promjenom količine tvari u jedinici vremena na jediničnoj površini dodira tvari.

υ =Δn / Δt ∙ S

gdje je Δ n – promjena količine tvari (reagensa ili proizvoda), (mol);

Δt – vremenski interval (s, min);

S – površina kontakta tvari (cm 2, m 2)

Zašto stope različitih reakcija nisu iste?

Da bi hemijska reakcija započela, molekuli reagujućih supstanci moraju da se sudare. Ali ne rezultira svaki sudar hemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do hemijske reakcije, molekuli moraju imati dovoljno veliku energiju. Čestice koje mogu proći hemijsku reakciju prilikom sudara nazivaju se aktivan. Imaju višak energije u odnosu na prosječnu energiju većine čestica – energiju aktivacije E act. U supstanci ima mnogo manje aktivnih čestica nego sa prosečnom energijom, pa da bi mnoge reakcije započele, sistemu se mora dati nešto energije (blesak svetlosti, grejanje, mehanički udar).

Energetska barijera (vrijednost E act) je različit za različite reakcije, što je niži, to se reakcija odvija lakše i brže.

2. Faktori koji utiču na υ(broj sudara čestica i njihova efikasnost).

1) Priroda reaktanata: njihov sastav, struktura => energija aktivacije

▪ što manje E act, što je veće υ;

Ako E act < 40 кДж/моль, то это значит, 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, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Ako E act> 120 kJ/mol, to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Stopa takvih reakcija je vrlo niska. Na primjer, hrđanje željeza, ili

pojavu reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako E act imaju srednje vrijednosti (40 – 120 kJ/mol), tada će brzina takvih reakcija biti prosječna. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etanolom, promjenu boje bromne vode s etilenom itd.

2) Temperatura: na t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Na t, broj aktivnih čestica (s E act) i njihove aktivne kolizije.

Zadatak 1. Brzina određene reakcije na 0 0 C je jednaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina ove reakcije na 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) koncentracija:što više, to češće dolazi do sudara i υ. Pri konstantnoj temperaturi za reakciju mA + nB = C prema zakonu djelovanja mase:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

gdje je k konstanta brzine;

C – koncentracija (mol/l)

Zakon masovne akcije:

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Z.d.m. ne uzima u obzir koncentraciju reagujućih supstanci u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije obično ostaju konstantne.

Zadatak 2. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B → C. Koliko puta i kako će se promijeniti brzina reakcije kada se koncentracija tvari B poveća za 3 puta?

Rješenje:υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ = k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ b 2

υ 2 = k ∙ a ∙ 3 u 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9

Odgovor: povećaće se 9 puta

Za gasovite supstance, brzina reakcije zavisi od pritiska

Što je pritisak veći, to je veća brzina.

4) Katalizatori– supstance koje menjaju mehanizam reakcije, redukuju E act => υ .

▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni nakon završetka reakcije

▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.

▪ Inhibitori – supstance koje ↓ υ

5) Za heterogene reakcije, υ takođe zavisi:

▪ o stanju dodirne površine reagujućih supstanci.

Uporedite: jednake količine rastvora sumporne kiseline sipane su u 2 epruvete i istovremeno je u jednu ubačen gvozdeni ekser, a u drugu gvozdene strugotine.Mlevenje čvrste supstance dovodi do povećanja broja njenih molekula koji mogu istovremeno da reaguju . Stoga će u drugoj epruveti brzina reakcije biti veća nego u prvoj.

Hemijske metode

Fizičke metode

Metode za mjerenje brzine reakcije

U gornjem primjeru, brzina reakcije između kalcijum karbonata i kiseline izmjerena je proučavanjem volumena oslobođenog plina kao funkcije vremena. Eksperimentalni podaci o brzinama reakcija mogu se dobiti mjerenjem drugih veličina.

Ako se ukupna količina gasovitih materija promeni tokom reakcije, njen napredak se može pratiti merenjem pritiska gasa pri konstantnoj zapremini. U slučajevima kada je jedan od početnih materijala ili jedan od produkta reakcije obojen, napredak reakcije može se pratiti promatranjem promjene boje otopine. Druga optička metoda je mjerenje rotacije ravnine polarizacije svjetlosti (ako polazni materijali i produkti reakcije imaju različite rotacijske moći).

Neke reakcije su praćene promjenom broja jona u otopini. U takvim slučajevima, brzina reakcije se može proučavati mjerenjem električne provodljivosti otopine. Sljedeće poglavlje će se baviti nekim drugim elektrohemijskim tehnikama koje se mogu koristiti za mjerenje brzina reakcije.

Napredak reakcije može se pratiti mjerenjem koncentracije jednog od učesnika reakcije tokom vremena korištenjem različitih metoda kemijske analize. Reakcija se izvodi u termostatiranoj posudi. U određenim intervalima uzima se uzorak otopine (ili plina) iz posude i određuje koncentracija jedne od komponenti. Da bi se dobili pouzdani rezultati, važno je da u uzorku uzetom za analizu ne dođe do reakcije. Ovo se postiže hemijskim vezivanjem jednog od reagensa, naglim hlađenjem ili razblaživanjem rastvora.

Eksperimentalne studije pokazuju da brzina reakcije zavisi od nekoliko faktora. Hajde da prvo razmotrimo uticaj ovih faktora na kvalitativnom nivou.

1.Priroda supstanci koje reaguju. Iz laboratorijske prakse znamo da je neutralizacija kiseline bazom

H + + OH – ® H 2 O

interakcija soli sa stvaranjem slabo rastvorljivog jedinjenja

Ag + + Cl – ® AgCl

i druge reakcije u otopinama elektrolita odvijaju se vrlo brzo. Vrijeme potrebno za završetak takvih reakcija mjeri se milisekundama, pa čak i mikrosekundama. Ovo je sasvim razumljivo, jer Suština ovakvih reakcija je približavanje i kombinacija nabijenih čestica sa nabojima suprotnog predznaka.

Za razliku od ionskih reakcija, interakcije između kovalentno vezanih molekula obično se odvijaju mnogo sporije. Zaista, tokom reakcije između takvih čestica, veze u molekulima polaznih supstanci moraju biti prekinute. Da bi to učinili, molekuli u sudaru moraju imati određenu količinu energije. Osim toga, ako su molekule dovoljno složene, da bi došlo do reakcije između njih, moraju biti orijentirane na određeni način u prostoru.

2. Koncentracija reaktanata. Brzina hemijske reakcije, pod jednakim uslovima, zavisi od broja sudara reagujućih čestica u jedinici vremena. Verovatnoća sudara zavisi od broja čestica po jedinici zapremine, tj. na koncentraciju. Stoga se brzina reakcije povećava s povećanjem koncentracije.

3. Fizičko stanje tvari. U homogenim sistemima, brzina reakcije zavisi od broja sudara čestica zapreminu rastvora(ili gas). U heterogenim sistemima dolazi do hemijske interakcije na interfejsu. Povećanje površine čvrste tvari kada se drobi olakšava reagujućim česticama da dođu do čestica krute tvari, što dovodi do značajnog ubrzanja reakcije.

4. Temperatura ima značajan uticaj na brzinu različitih hemijskih i bioloških procesa. Kako temperatura raste, kinetička energija čestica raste, a samim tim i udio čestica čija je energija dovoljna za kemijsku interakciju.

5. Steric faktor karakteriše potrebu za međusobnom orijentacijom reagujućih čestica. Što su molekuli složeniji, manja je vjerovatnoća da će biti pravilno orijentirani, a sudari su manje efikasni.

6. Dostupnost katalizatora.Katalizatori su supstance čije prisustvo menja brzinu hemijske reakcije. Unešene u reakcioni sistem u malim količinama i ostaju nepromenjene nakon reakcije, sposobne su da izuzetno promene brzinu procesa.

Glavni faktori od kojih zavisi brzina reakcije biće detaljnije razmotreni u nastavku.