Brzina hemijske reakcije

Tema “Brzina hemijske reakcije” je možda najsloženija i najkontroverznija u školskom programu. To je zbog složenosti same kemijske kinetike, jedne od grana fizičke kemije. Sama definicija pojma "brzina hemijske reakcije" je već dvosmislena (vidi, na primjer, članak L.S. Guzeyja u novinama "Khimiya", 2001, br. 28,
With. 12). Još veći problemi nastaju kada se pokuša primijeniti zakon djelovanja mase za brzine reakcije na bilo koje kemijske sisteme, jer je raspon objekata za koje je moguć kvantitativni opis kinetičkih procesa u okviru školskog programa vrlo uzak. Želeo bih posebno da primetim netačnost korišćenja zakona delovanja mase za brzinu hemijske reakcije u hemijskoj ravnoteži.
Istovremeno, bilo bi pogrešno u potpunosti odbiti razmatranje ove teme u školi. Ideje o brzini kemijske reakcije vrlo su važne pri proučavanju mnogih prirodnih i tehnoloških procesa, bez njih je nemoguće govoriti o katalizi i katalizatorima, uključujući enzime. Iako se pri raspravi o transformacijama supstanci koriste uglavnom kvalitativne ideje o brzini kemijske reakcije, uvođenje najjednostavnijih kvantitativnih odnosa je i dalje poželjno, posebno za elementarne reakcije.
Objavljeni članak dovoljno detaljno razmatra pitanja kemijske kinetike, o kojima se može raspravljati na školskim časovima hemije. Isključivanje kontroverznih i kontroverznih aspekata ove teme iz školskog predmeta hemije posebno je važno za one studente koji će svoje obrazovanje hemije nastaviti na fakultetu. Uostalom, znanje stečeno u školi često se kosi sa naučnom stvarnošću.

Hemijske reakcije mogu značajno varirati u vremenu koje im je potrebno da nastanu. Mješavina vodonika i kisika na sobnoj temperaturi može ostati praktički nepromijenjena dugo vremena, ali ako se udari ili zapali, doći će do eksplozije. Gvozdena ploča polako rđa, a komadić belog fosfora spontano se zapali u vazduhu. Važno je znati koliko brzo se određena reakcija javlja kako biste mogli kontrolirati njezin napredak.

Osnovni koncepti

Kvantitativna karakteristika brzine odvijanja određene reakcije je brzina kemijske reakcije, odnosno brzina potrošnje reagensa ili brzina pojavljivanja proizvoda. U ovom slučaju nije važno o kojoj se od supstanci koje sudjeluju u reakciji raspravlja, jer su sve one međusobno povezane jednadžbom reakcije. Promjenom količine jedne od tvari može se suditi o odgovarajućim promjenama u količinama svih ostalih.

Brzina hemijske reakcije () naziva se promjena u količini reaktanta ili proizvoda () po jedinici vremena () po jedinici zapremine (V):

= /(V ).

Brzina reakcije u ovom slučaju obično se izražava u mol/(l s).

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

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

Heterogene hemijske reakcije se javljaju na dodirnoj površini čvrste supstance i gasa, čvrste supstance i tečnosti itd. Heterogene reakcije uključuju, na primjer, reakcije metala s kiselinama:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

U ovom slučaju 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 hemijskih reakcija važno je ne samo moći odrediti njihovu brzinu, već i saznati koji uslovi na njih utiču. Grana hemije koja proučava brzinu hemijskih reakcija i uticaj različitih faktora na nju naziva se hemijska kinetika.

Učestalost sudara reagujućih čestica

Najvažniji faktor koji određuje brzinu hemijske reakcije je koncentracija.

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije se obično povećava. Da bi došlo do reakcije, dvije kemijske čestice se moraju spojiti, tako da brzina reakcije ovisi o broju sudara između njih. Povećanje broja čestica u datom volumenu dovodi do češćih sudara i povećanja brzine reakcije.

Za homogene reakcije, povećanje koncentracije jednog ili više reaktanata će povećati brzinu reakcije. Kada se koncentracija smanji, uočava se suprotan efekat. Koncentracija tvari u otopini može se promijeniti dodavanjem ili uklanjanjem reaktanata ili rastvarača iz reakcione sfere. U plinovima se koncentracija jedne od tvari može povećati uvođenjem dodatnih količina ove tvari u reakcijsku smjesu. Koncentracije svih gasovitih supstanci mogu se istovremeno povećati smanjenjem zapremine koju zauzima smeša. Istovremeno, brzina reakcije će se povećati. Povećanje jačine zvuka dovodi do suprotnog rezultata.

Brzina heterogenih reakcija zavisi od površina kontakta između supstanci, tj. na stepen mlevenja supstanci, potpunost mešanja reagenasa, kao i na stanje kristalnih struktura čvrstih materija. Bilo kakvi poremećaji u kristalnoj strukturi uzrokuju povećanje reaktivnosti čvrstih materija, jer potrebna je dodatna energija da se uništi jaka kristalna struktura.

Razmislite o spaljivanju drva. Cijela cjepanica gori relativno sporo na zraku. Ako povećate površinu kontakta između drva i zraka, cijepajući trupce na strugotine, brzina gorenja će se povećati. Istovremeno, drvo gori u čistom kiseoniku mnogo brže nego u vazduhu, koji sadrži samo oko 20% kiseonika.

Da bi došlo do hemijske reakcije, čestice - atomi, molekuli ili joni - moraju se sudarati. Kao rezultat sudara, atomi se preuređuju i nastaju nove kemijske veze, što dovodi do stvaranja novih tvari. Vjerovatnoća sudara dvije čestice je prilično velika, vjerovatnoća istovremenog sudara tri čestice je mnogo manja. Izuzetno je mala vjerovatnoća da se četiri čestice sudare u isto vrijeme. Stoga se većina reakcija odvija u nekoliko faza, u svakoj od kojih ne djeluju više od tri čestice.

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

4NVr + O 2 = 2N 2 O + 2Vr 2 .

Prema jednadžbi reakcije, pet molekula mora se istovremeno sudariti. Međutim, vjerovatnoća takvog događaja je praktično nula. Osim toga, eksperimentalne studije su pokazale da povećanje koncentracije - kisika ili bromovodika - povećava brzinu reakcije za isti broj puta. I to uprkos činjenici da se na svaki molekul kiseonika troše četiri molekula bromovodika.

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

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

2) HOOBr + HBr = 2HOVr (brza reakcija);

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

Gore navedene reakcije, tzv elementarne reakcije, odraziti mehanizam reakcije oksidacija bromovodonika kiseonikom. Važno je napomenuti da su samo dva molekula uključena u svaku od međureakcija. Sabiranje prve dvije jednadžbe i dva puta treće daje ukupnu jednadžbu reakcije. Ukupna brzina reakcije određena je najsporijom intermedijarnom reakcijom, u kojoj jedan molekul bromovodika i jedan molekul kisika međusobno djeluju.

Brzina elementarnih reakcija je direktno proporcionalna proizvodu molarne koncentracije With (With je količina supstance po jedinici zapremine, With = /V) reagensi uzeti u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima ( zakon masovne akcije za brzinu hemijske reakcije). Ovo važi samo za jednadžbe reakcija koje odražavaju mehanizme stvarnih hemijskih procesa, kada stehiometrijski koeficijenti ispred formula reagensa odgovaraju broju čestica u interakciji.

Na osnovu broja molekula koji stupaju u interakciju u reakciji, reakcije se dijele na monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne. Na primjer, disocijacija molekularnog joda na atome: I 2 = 2I je monomolekularna reakcija.

Interakcija joda sa vodonikom: I 2 + H 2 = 2HI – bimolekularna reakcija. Zakon djelovanja mase za kemijske reakcije različitih molekularnosti piše se različito.

Monomolekularne reakcije:

A = B + C,

= kc A,

Gdje k– konstanta brzine reakcije.

Bimolekularne reakcije:

= kc A c IN.

Trimolekularne reakcije:

= kc 2 A c IN.

Energija aktivacije

Sudar hemijskih čestica dovodi do hemijske interakcije samo ako čestice koje se sudaraju imaju energiju koja prelazi određenu vrednost. Razmotrimo interakciju plinovitih tvari koje se sastoje od molekula A 2 i B 2:

A 2 + B 2 = 2AB.

U toku hemijske reakcije dolazi do preuređivanja atoma, praćenog kidanjem hemijskih veza u polaznim supstancama i stvaranjem veza u produktima reakcije. Prilikom sudara molekula u reakciji nastaje tzv aktivirani kompleks, u kojem se preraspoređuje elektronska gustina, a tek tada se dobija konačni produkt reakcije:

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

Aktivnost hemikalija se očituje u niskoj energiji aktivacije reakcija koje uključuju. Što je energija aktivacije manja, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona, energija aktivacije je vrlo mala, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno. Ako je energija aktivacije velika, onda 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 utiče priroda reaktanata. Razmotrimo, kao primjer, reakcije metala sa kiselinama. Ako u epruvete s razrijeđenom sumpornom kiselinom ubacite identične komade bakra, cinka, magnezija i željeza, možete vidjeti da se intenzitet oslobađanja mjehurića plinovitog vodika, koji karakterizira brzinu reakcije, značajno razlikuje za ove metale. U epruveti s magnezijem uočava se brza evolucija vodonika, u epruveti s cinkom mjehurići plina se nešto mirnije oslobađaju. Reakcija teče još sporije u epruveti sa gvožđem (sl.). Bakar uopšte ne reaguje sa razblaženom sumpornom kiselinom. Dakle, brzina reakcije zavisi od aktivnosti metala.

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

Promocija temperatura dovodi do povećanja kinetičke energije hemijskih čestica, tj. povećava broj čestica čija je energija veća od energije aktivacije. Kako temperatura raste, povećava se i broj sudara čestica, što u određenoj mjeri povećava brzinu reakcije. Međutim, povećanje efikasnosti sudara povećanjem kinetičke energije ima veći uticaj na brzinu reakcije nego povećanje broja sudara.

Kada se temperatura poveća za deset stepeni, brzina se povećava nekoliko puta jednako temperaturnom koeficijentu brzine:

= T+10 /T .

Kada temperatura poraste od T prije T"
omjer brzine reakcije T" I T jednaki
temperaturni koeficijent brzine prema 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 uočiti na primjeru interakcije bakar(II) oksida sa razrijeđenom sumpornom kiselinom. Na sobnoj temperaturi reakcija se odvija vrlo sporo. Kada se zagrije, reakciona smjesa brzo postaje plava zbog stvaranja bakar(II) sulfata:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

Katalizatori i inhibitori

Mnoge reakcije se mogu ubrzati ili usporiti uvođenjem određenih supstanci. Dodate supstance ne učestvuju u reakciji i ne troše se tokom njenog toka, ali imaju značajan uticaj na brzinu reakcije. Ove supstance menjaju mehanizam reakcije (uključujući sastav aktiviranog kompleksa) i smanjuju energiju aktivacije, što ubrzava hemijske reakcije. Supstance koje ubrzavaju reakcije nazivaju se katalizatori, a sam fenomen takvog ubrzanja reakcije je kataliza.

Mnoge reakcije u odsustvu katalizatora odvijaju se vrlo sporo ili nikako. Jedna takva reakcija je razgradnja vodikovog peroksida:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2.

Ako ubacite komadić čvrstog mangan-dioksida u posudu s vodenom otopinom vodikovog peroksida, počet će brzo oslobađanje kisika. Nakon što se ukloni mangan dioksid, reakcija se praktično zaustavlja. Vaganjem se lako može potvrditi da se mangan dioksid ne troši u ovom procesu - on samo katalizira reakciju.

U zavisnosti od toga da li su katalizator i reaktanti u istom ili različitim agregacijskim stanjima, razlikuju se homogena i heterogena kataliza.

U homogenoj katalizi, katalizator može ubrzati reakciju formiranjem intermedijara reakcijom s jednim od originalnih reaktanata. Na primjer:

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

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

Katalizatori se koriste u hemijskoj proizvodnji za ubrzavanje određenih procesa. Pored njih, koriste se i supstance koje usporavaju hemijske reakcije - inhibitori. Uz pomoć inhibitora, posebno, metali su zaštićeni od korozije.

Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

Povećajte brzinu	Smanjite brzinu
Prisustvo hemijski aktivnih reagensa	Prisustvo hemijski neaktivnih reagenasa
Povećanje koncentracije reagensa	Smanjenje koncentracije reagensa
Povećanje površine čvrstih i tečnih reagensa	Smanjenje površine čvrstih i tečnih reagensa
Povećanje temperature	Pad temperature
Prisustvo katalizatora	Prisustvo inhibitora

ZADACI

1. Definirajte brzinu kemijske reakcije. Napišite izraz za kinetički zakon djelovanja mase za sljedeće reakcije:

a) 2C (sol) + O 2 (g) = 2CO (g);

b) 2NI (g.) = H 2 (g.) + I 2 (g.).

2. Šta određuje brzinu hemijske reakcije? Dajte matematički izraz za zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature.

3. Navedite kako utiče na brzinu reakcije (pri konstantnoj zapremini):

a) povećanje koncentracije reagensa;

b) mlevenje čvrstog reagensa;
c) smanjenje temperature;
d) uvođenje katalizatora;
e) smanjenje koncentracije reagensa;
f) povećanje temperature;
g) uvođenje inhibitora;
h) smanjenje koncentracije proizvoda.

4. Izračunajte brzinu hemijske reakcije

CO (g.) + H 2 O (g.) = CO 2 (g.) + H 2 (g.)

u posudi zapremnine 1 litar, ako je nakon 1 minute 30 s nakon njenog početka količina vodikove tvari iznosila 0,32 mola, a nakon 2 minute 10 s postala je 0,44 mol. Kako će povećanje koncentracije CO uticati na brzinu reakcije?

5. Kao rezultat jedne reakcije u određenom vremenskom periodu nastalo je 6,4 g jodida vodika, au drugoj reakciji pod istim uslovima nastalo je 6,4 g sumpordioksida. Uporedite stope ovih reakcija. Kako će se brzina ovih reakcija mijenjati s povećanjem temperature?

6. Odredite brzinu reakcije

CO (g.) + Cl 2 (g.) = COCl 2 (g.),

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

7. U kom slučaju je reakcija

CaO (tv.) + CO 2 (g.) = CaCO 3 (tv.)

teče brže: kada koristite velike komade ili prah kalcijum oksida? Izračunati:
a) količina supstance; b) masa kalcijum karbonata nastalog za 10 s, ako je brzina reakcije 0,1 mol/(l s), zapremina reaktora je 1 l.

8. Interakcija uzorka magnezijuma sa hlorovodoničnom kiselinom HCl omogućava da se dobije 0,02 mol magnezijum hlorida 30 s nakon početka reakcije. Odredite koliko vremena je potrebno da se dobije 0,06 mol magnezijum hlorida.

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

11. Vlasnik automobila ga je ofarbao novom bojom, a zatim otkrio da se prema uputstvu treba sušiti 3 sata na 105°C. Koliko će vremena trebati da se boja osuši na 25 °C ako je temperaturni koeficijent reakcije polimerizacije koja je u osnovi ovog procesa: a) 2; b) 3; u 4?

ODGOVORI NA ZADATKE

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

2. T+10 = T .

3. Brzina reakcije raste u slučajevima a, b, d, f; opada – c, d, g; ne mijenja - h.

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

5. Brzina prve reakcije je 2 puta manja.

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

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

9. Brzina reakcija d, g, h će se povećati za 2 puta; 4 puta – a, b, f; 8 puta - c, d.

10. Temperaturni koeficijent:

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

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).

Hemijska reakcija je transformacija jedne supstance u drugu.

Bez obzira na vrstu hemijske reakcije, one se odvijaju različitim brzinama. Na primjer, geohemijske transformacije u utrobi Zemlje (formiranje kristalnih hidrata, hidroliza soli, sinteza ili razgradnja minerala) odvijaju se hiljadama, milionima godina. A reakcije kao što su sagorijevanje baruta, vodonika, šalitre i bertolet soli se dešavaju u djelićima sekunde.

Brzina hemijske reakcije se odnosi na promjenu količine reaktanata (ili produkta reakcije) u jedinici vremena. Najčešći koncept prosečna brzina reakcije (Δc p) u vremenskom intervalu.

v av = ± ∆C/∆t

Za proizvode ∆S > 0, za početne supstance -∆S< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Brzina svake hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reagujućih supstanci, koncentracije reagujućih supstanci, promene temperature reakcije, stepena mlevenja reagujućih supstanci, promene pritiska i uvođenja katalizatora. u reakcioni medij.

Priroda reaktanata značajno utiče na brzinu hemijske reakcije. Kao primjer, razmotrite interakciju nekih metala sa trajnom komponentom - vodom. Definirajmo metale: Na, Ca, Al, Au. Natrijum reaguje sa vodom na uobičajenim temperaturama veoma burno, oslobađajući veliku količinu toplote.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Q;

Kalcijum slabije reaguje sa vodom na uobičajenim temperaturama:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q;

Aluminijum reaguje sa vodom već na povišenim temperaturama:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH)z + ZH 2 - Q;

A zlato je jedan od neaktivnih metala, ne reagira s vodom ni na normalnim ni na povišenim temperaturama.

Brzina hemijske reakcije direktno zavisi od koncentracije reaktanata . Dakle, za reakciju:

C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O;

Izraz za brzinu reakcije je:

v = k**[O 2 ] 3 ;

gdje je k konstanta brzine kemijske reakcije, numerički jednaka brzini ove reakcije, pod uvjetom da su koncentracije reagujućih komponenti jednake 1 g/mol; vrijednosti [C 2 H 4 ] i [O 2 ] 3 odgovaraju koncentracijama reagujućih supstanci podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Što je veća koncentracija [C 2 H 4 ] ili [O 2 ], to je više sudara molekula ovih supstanci u jedinici vremena, a samim tim i veća je brzina hemijske reakcije.

Brzine hemijskih reakcija, po pravilu, takođe su direktno zavisne na temperaturu reakcije . Prirodno, sa povećanjem temperature, kinetička energija molekula raste, što takođe dovodi do većih sudara molekula u jedinici vremena. Brojni eksperimenti su pokazali da se sa svakih 10 stupnjeva promjene temperature brzina reakcije mijenja za 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo):

gdje je V T 2 brzina hemijske reakcije na T 2; V ti je brzina hemijske reakcije na T 1 ; g je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Uticaj stepen mlevenja supstanci brzina reakcije je takođe direktno zavisna. Što su čestice reagujućih supstanci sitnije, to više dolaze u dodir jedna s drugom u jedinici vremena, a brzina kemijske reakcije je veća. Stoga se u pravilu reakcije između plinovitih tvari ili otopina odvijaju brže nego u čvrstom stanju.

Promjene tlaka utječu na brzinu reakcije između tvari u plinovitom stanju. Budući da se nalazi u zatvorenom volumenu na konstantnoj temperaturi, reakcija se odvija brzinom od V 1. Ako u ovom sistemu povećamo pritisak (dakle, smanjimo zapreminu), koncentracije reagujućih supstanci će se povećati, sudar njihovih molekula po jedinici vremena će se povećati, brzina reakcije će se povećati na V 2 (v 2 > v 1).

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije, ali ostaju nepromijenjene nakon završetka kemijske reakcije. Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije naziva se kataliza.Katalizatori mogu i ubrzati kemijski dinamički proces i usporiti ga. Kada su tvari koje djeluju u interakciji i katalizator u istom agregacijskom stanju, govorimo o homogenoj katalizi, a kod heterogene katalize reaktanti i katalizator su u različitim agregacijskim stanjima. Katalizator i reagensi formiraju međukompleks. Na primjer, za reakciju:

Katalizator (K) formira kompleks sa A ili B - AK, VK, koji oslobađa K nakon interakcije sa slobodnom česticom A ili B:

AK + B = AB + K

VK + A = VA + K;

web-stranici, prilikom kopiranja materijala u cijelosti ili djelomično, potrebna je poveznica na izvorni izvor.

Brzina reakcija određuje se promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata:

V = ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DC / Dt)

Gdje su C 1 i C 2 molarne koncentracije tvari u vremenima t 1 i t 2, respektivno (znak (+) - ako je brzina određena produktom reakcije, znak (-) - početnom tvari).

Reakcije nastaju kada se molekuli reagujućih supstanci sudare. Njegova brzina je određena brojem sudara i vjerovatnoćom da će oni dovesti do transformacije. Broj sudara određen je koncentracijama supstanci koje reaguju, a vjerovatnoća reakcije određena je energijom sudarajućih molekula.
Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija.
1. Priroda supstanci koje reaguju. Priroda hemijskih veza i struktura molekula reagensa igraju važnu ulogu. Reakcije se odvijaju u pravcu razaranja manje jakih veza i stvaranja supstanci sa jačim vezama. Dakle, prekid veza u molekulima H 2 i N 2 zahtijeva visoke energije; takvi molekuli su blago reaktivni. Prekidanje veza u visoko polarnim molekulima (HCl, H 2 O) zahtijeva manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između jona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.
Primjeri
Fluor reaguje sa vodonikom eksplozivno na sobnoj temperaturi; brom reaguje sa vodonikom sporo kada se zagreje.
Kalcijum oksid reaguje sa vodom snažno, oslobađajući toplotu; bakreni oksid - ne reaguje.

2. Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena), sudari molekula reagujućih supstanci se češće javljaju - brzina reakcije se povećava.
Zakon masovne akcije (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata.
Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz brzine reakcije.

3. Temperatura. Za svakih 10°C porasta temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo). Kako temperatura raste od t 1 do t 2, promjena brzine reakcije može se izračunati pomoću formule:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(gdje su Vt 2 i Vt 1 brzine reakcije na temperaturama t 2 i t 1, respektivno; g je temperaturni koeficijent ove reakcije).
Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo samo u uskom temperaturnom rasponu. Tačnija je Arrheniusova jednačina:

• e -Ea/RT

Gdje
A je konstanta koja zavisi od prirode reaktanata;
R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je energija aktivacije, tj. energija koju molekuli u sudaru moraju imati da bi sudar doveo do hemijske transformacije.
Energetski dijagram hemijske reakcije.

Egzotermna reakcija	Endotermna reakcija

A - reagensi, B - aktivirani kompleks (prijelazno stanje), C - proizvodi.
Što je energija aktivacije Ea veća, brzina reakcije se više povećava s povećanjem temperature.

4. Kontaktna površina reagujućih supstanci. Za heterogene sisteme (kada su supstance u različitim agregacionim stanjima), što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih tvari može se povećati njihovim mljevenjem, a za topljive tvari njihovim otapanjem.

5. Kataliza. Supstance koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, nazivaju se katalizatori. Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva. At homogena kataliza reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregatnom stanju), sa heterogena kataliza- različite faze (u različitim agregatnim stanjima). U nekim slučajevima, pojava nepoželjnih hemijskih procesa može se naglo usporiti dodavanjem inhibitora u reakcioni medij ("fenomen" negativna kataliza").

Mehanizmi hemijskih transformacija i njihove brzine proučavaju se hemijskom kinetikom. Hemijski procesi se javljaju tokom vremena različitim brzinama. Neki se dešavaju brzo, gotovo trenutno, dok drugima treba jako dugo da se jave.

Brzina reakcija- brzina kojom se reagensi troše (njihova koncentracija se smanjuje) ili nastaju produkti reakcije po jedinici volumena.

Faktori koji mogu uticati na brzinu hemijske reakcije

Sljedeći faktori mogu utjecati na brzinu odvijanja kemijske reakcije:

• koncentracija tvari;
• priroda reagensa;
• temperatura;
• prisustvo katalizatora;
• pritisak (za reakcije u gasnom okruženju).

Dakle, promjenom određenih uvjeta hemijskog procesa, možete utjecati na to koliko će se proces odvijati brzo.

U procesu hemijske interakcije, čestice reagujućih supstanci se sudaraju jedna s drugom. Broj takvih podudarnosti proporcionalan je broju čestica tvari u volumenu reagirajuće smjese, a samim tim i molarnoj koncentraciji reagensa.

Zakon masovne akcije opisuje ovisnost brzine reakcije o molarnim koncentracijama tvari koje djeluju.

Za elementarnu reakciju (A + B → ...) ovaj zakon se izražava formulom:

υ = k ∙S A ∙S B,

gdje je k konstanta brzine; C A i C B su molarne koncentracije reagensa A i B.

Ako je jedna od supstanci koja reaguje u čvrstom stanju, tada se interakcija dešava na granici, stoga koncentracija čvrste supstance nije uključena u jednadžbu kinetičkog zakona delovanja mase. Da bismo razumjeli fizičko značenje konstante brzine, potrebno je uzeti C, A i C B jednake 1. Tada postaje jasno da je konstanta brzine jednaka brzini reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim jedinici.

Priroda reagensa

Budući da se tokom interakcije hemijske veze reagujućih supstanci razaraju i stvaraju nove veze produkta reakcije, priroda veza uključenih u reakciju jedinjenja i struktura molekula reagujućih supstanci igraće veliku ulogu. .

Površina kontakta reagensa

Takva karakteristika kao što je površina kontakta čvrstih reagensa utječe na tok reakcije, ponekad prilično značajno. Mljevenje čvrste supstance vam omogućava da povećate površinu kontakta reagensa, a samim tim i ubrzate proces. Kontaktna površina rastvorljivih supstanci lako se povećava otapanjem supstance.

Temperatura reakcije

Kako temperatura raste, energija sudarajućih čestica će se povećavati; očito je da će se povećanjem temperature sam kemijski proces ubrzati. Jasnim primjerom kako povećanje temperature utječe na proces interakcije tvari mogu se smatrati podaci navedeni u tabeli.

Tabela 1. Utjecaj promjena temperature na brzinu stvaranja vode (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Da se kvantitativno opiše kako temperatura može utjecati na brzinu interakcije supstanci, koristi se Van't Hoffovo pravilo. Van't Hoffovo pravilo je da kada se temperatura poveća za 10 stepeni, dolazi do ubrzanja za 2-4 puta.

Matematička formula koja opisuje van't Hoffovo pravilo je sljedeća:

Gdje je γ temperaturni koeficijent brzine kemijske reakcije (γ = 2−4).

Ali Arrheniusova jednadžba mnogo preciznije opisuje temperaturnu ovisnost konstante brzine:

Gdje je R univerzalna plinska konstanta, A je faktor određen vrstom reakcije, E, A je energija aktivacije.

Energija aktivacije je energija koju molekul mora steći da bi se dogodila kemijska transformacija. To jest, to je vrsta energetske barijere koju će molekuli koji se sudaraju u reakcionom volumenu morati prevladati kako bi preraspodijelili veze.

Energija aktivacije ne zavisi od spoljašnjih faktora, već zavisi od prirode supstance. Vrijednost energije aktivacije do 40 - 50 kJ/mol omogućava tvarima da međusobno reagiraju prilično aktivno. Ako energija aktivacije prelazi 120 kJ/mol, tada će tvari (na uobičajenim temperaturama) reagirati vrlo sporo. Promjena temperature dovodi do promjene broja aktivnih molekula, odnosno molekula koji su dostigli energiju veću od energije aktivacije, pa su stoga sposobni za kemijske transformacije.

Djelovanje katalizatora

Katalizator je tvar koja može ubrzati proces, ali nije dio njegovih proizvoda. Kataliza (ubrzanje hemijske transformacije) se deli na homogenu i heterogenu. Ako su reagensi i katalizator u istim agregacijskim stanjima, onda se kataliza naziva homogena; ako su u različitim stanjima, onda je heterogena. Mehanizmi djelovanja katalizatora su raznoliki i prilično složeni. Osim toga, vrijedno je napomenuti da katalizatore karakterizira selektivnost djelovanja. To jest, isti katalizator, dok ubrzava jednu reakciju, možda neće promijeniti brzinu druge.

Pritisak

Ako su plinovite tvari uključene u transformaciju, tada će na brzinu procesa utjecati promjene tlaka u sistemu . Ovo se dešava zato što da za plinovite reagense promjena tlaka dovodi do promjene koncentracije.

Eksperimentalno određivanje brzine hemijske reakcije

Brzina kemijske transformacije može se odrediti eksperimentalno dobivanjem podataka o tome kako se mijenja koncentracija tvari koje ulaze u reakciju ili produkta u jedinici vremena. Metode za dobijanje takvih podataka se dijele na

• hemijski,
• fizičko-hemijski.

Hemijske metode su prilično jednostavne, pristupačne i tačne. Uz njihovu pomoć, brzina se određuje direktnim mjerenjem koncentracije ili količine tvari reaktanata ili proizvoda. U slučaju spore reakcije, uzimaju se uzorci kako bi se pratilo kako se reagens troši. Zatim se određuje sadržaj reagensa u uzorku. Uzimanjem uzoraka u redovnim intervalima moguće je dobiti podatke o promjenama količine tvari u procesu interakcije. Najčešće korištene vrste analiza su titrimetrija i gravimetrija.

Ako se reakcija odvija brzo, mora se zaustaviti da bi se uzeo uzorak. To se može uraditi pomoću hlađenja, naglo uklanjanje katalizatora, također je moguće razrijediti ili prebaciti jedan od reagensa u nereaktivno stanje.

Metode fizičko-hemijske analize u savremenoj eksperimentalnoj kinetici se češće koriste od hemijskih. Uz njihovu pomoć možete pratiti promjene u koncentracijama tvari u realnom vremenu. U tom slučaju nema potrebe zaustavljati reakciju i uzimati uzorke.

Fizičko-hemijske metode se zasnivaju na mjerenju fizičkog svojstva koje zavisi od kvantitativnog sadržaja određenog jedinjenja u sistemu i koje se mijenja tokom vremena. Na primjer, ako su plinovi uključeni u reakciju, tada pritisak može biti takvo svojstvo. Također se mjere električna provodljivost, indeks loma i apsorpcijski spektri supstanci.

Brzina hemijske reakcije

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

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina kemijske reakcije u bilo kojem trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata podignutih na snage jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

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

• priroda reaktanata,
• prisustvo katalizatora,
• temperatura (van't Hoffovo pravilo),
• pritisak,
• površina reagujućih supstanci.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B → C, to ćemo primijetiti instant Brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

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

Wikimedia Foundation. 2010.

• Velški dijalekti engleskog jezika
• Saw (filmska serija)

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

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina hemijske reakcije se meri promenom broja molova reagovane supstance (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promenom koncentracije bilo koje od polaznih supstanci... Veliki enciklopedijski rječnik

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

brzina hemijske reakcije- veličina koja karakteriše intenzitet hemijske reakcije. Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

brzina hemijske reakcije- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina hemijske reakcije se meri promenom broja molova reagovane supstance (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promenom koncentracije bilo koje od polaznih supstanci... enciklopedijski rječnik

Brzina hemijske reakcije- veličina koja karakteriše intenzitet hemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog produkta koja je rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako ... ...

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hemije kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova izreagovanog u va (sa konstantnom zapreminom sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in va ili produkta reakcije (ako je volumen sistema ...

MEHANIZAM HEMIJSKE REAKCIJE- Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko. faze (jednostavne ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se polazni materijali pretvaraju u proizvode. Molekuli mogu djelovati kao intermedijari u ovim reakcijama..... Prirodna nauka. enciklopedijski rječnik

Reakcije nukleofilne supstitucije- (eng. nucleophilic substitution response) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi usamljeni elektronski par. Odlazeća grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve... Wikipedia

Hemijske reakcije- transformacija jednih supstanci u druge, različite od originalnih po hemijskom sastavu ili strukturi. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i sami hemijski elementi koji čine supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x... Velika sovjetska enciklopedija

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