Mi határozza meg a kémiai reakció sebességét? Kémiai kinetika. A kémiai reakciók sebessége

A kémiai reakciók sebessége, különböző tényezőktől való függése

Homogén és heterogén kémiai reakciók

A kémiai reakciók különböző sebességgel mennek végbe: kis sebességgel cseppkövek és sztalagmitok képződése során, átlagos sebességgel ételkészítéskor, azonnal robbanáskor. A reakciók nagyon gyorsan, szinte azonnal mennek végbe vizes oldatokban. A bárium-klorid és a nátrium-szulfát oldatait összekeverjük - bárium-szulfát azonnal csapadékként képződik. A kén gyorsan, de nem azonnal ég, a magnézium sósavban oldódik, az etilén elszínteleníti a brómos vizet. A vastárgyakon lassan rozsda képződik, a réz- és bronztermékeken lepedék, a lombozat lassan korhad, a fogak elpusztulnak.

Egy kémiai reakció sebességének előrejelzése, valamint a folyamat körülményeitől való függésének tisztázása feladat kémiai kinetika— tudomány az idők folyamán végbemenő kémiai reakciók mintázatairól.

Ha a kémiai reakciók homogén közegben, például oldatban vagy gázfázisban mennek végbe, akkor a reagáló anyagok kölcsönhatása a teljes térfogatban megy végbe. Az ilyen reakciókat, mint tudják, hívják homogén.

A homogén reakció sebességét ($v_(homogenous)$) úgy definiáljuk, mint az egységnyi idő és térfogat egységnyi anyag mennyiségének változását:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

ahol $∆n$ egy anyag (leggyakrabban a kiindulási anyag, de lehet reakciótermék is) mólszámának változása; $∆t$ — időintervallum (s, min.); $V$ a gáz vagy oldat térfogata (l).

Mivel az anyagmennyiség és a térfogat aránya a $C$ moláris koncentrációt jelenti, akkor

$(∆n)/(V)=∆C.$

És így, a homogén reakció sebességeúgy definiálható, mint az egyik anyag koncentrációjának változása egységnyi idő alatt:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

ha a rendszer hangereje nem változik. Ha a reakció különböző halmazállapotú anyagok között megy végbe (például szilárd anyag és gáz vagy folyadék között), vagy olyan anyagok között, amelyek nem képesek homogén közeget képezni (például nem elegyedő folyadékok között), akkor ez csak az anyagok érintkezési felülete. Az ilyen reakciókat ún heterogén.

Heterogén reakciósebesség Az egységnyi felületen az egységnyi idő alatt bekövetkező anyagmennyiség változásaként definiálható:

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

ahol $S$ az anyagok érintkezési felülete ($m^2, cm^2$).

Ha egy folyamatban lévő reakció során a kiindulási anyag koncentrációját kísérletileg különböző időpontokban mérik, akkor ennek változása grafikusan megjeleníthető egy kinetikai görbe segítségével erre a reagensre.

A reakciósebesség nem állandó. Egy adott reakciónak csak egy bizonyos átlagos sebességét jeleztük egy bizonyos időintervallumban.

Képzeljük el, hogy a reakció sebességét határozzuk meg

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) $Н_2$ koncentrációjának változásaival;

b) a $HCl$ koncentráció változásával.

Ugyanazokat az értékeket kapjuk? Hiszen $1$ molból $H_2$ $2$ mol $HCl$ keletkezik, ezért a b) esetben a sebesség kétszer akkora lesz. Következésképpen a reakciósebesség értéke attól is függ, hogy milyen anyaggal határozzák meg.

Az anyag mennyiségének változása, amely a reakciósebességet meghatározza, a kutató által megfigyelt külső tényező. Valójában minden folyamatot mikroszinten hajtanak végre. Nyilvánvaló, hogy ahhoz, hogy egyes részecskék reagálhassanak, először össze kell ütközniük, és hatékonyan ütközniük kell: nem golyókszerűen szétszóródva különböző irányokba, hanem úgy, hogy a részecskékben lévő régi kötések megsemmisülnek vagy meggyengülnek, és újak képződhetnek, ill. mert Ennek eléréséhez a részecskéknek elegendő energiával kell rendelkezniük.

A számított adatok azt mutatják, hogy például a gázokban a molekulák légköri nyomáson történő ütközése milliárd dollárt tesz ki 1 $ másodpercenként, i.e. minden reakciónak azonnal bekövetkeznie kell. De ez nem igaz. Kiderült, hogy a molekuláknak csak nagyon kis része rendelkezik a hatékony ütközésekhez szükséges energiával.

Azt a minimális többletenergiát, amellyel egy részecskének (vagy részecskepároknak) rendelkeznie kell egy hatékony ütközéshez, az ún. aktiválási energia$E_a$.

Így a reakcióba belépő összes részecske útján egy energiagát van, amely megegyezik a $E_a$ aktiválási energiával. Ha kicsi, sok részecske képes legyőzni, és a reakciósebesség nagy. Ellenkező esetben nyomásra van szükség. Ha gyufát hozol egy alkohollámpa megvilágítására, akkor további $E_a$ energiát adsz, amely az alkoholmolekulák és az oxigénmolekulák hatékony ütközéséhez (a gát leküzdéséhez) szükséges.

Végezetül levonjuk a következtetést: sok lehetséges reakció gyakorlatilag nem következik be, mert az aktiválási energia magas.

Ez nagyon fontos az életünk szempontjából. Képzeld el, mi történne, ha az összes termodinamikailag megengedett reakció energiagát (aktivációs energia) nélkül lezajlik. A levegő oxigénje mindennel reagálna, ami megéghet vagy egyszerűen oxidálhat. Minden szerves anyag szenvedne, szén-dioxiddá $CO_2$ és vízzé $H_2O$ alakulna.

A kémiai reakció sebessége sok tényezőtől függ. A főbbek: a reagáló anyagok jellege, koncentrációja, nyomás (gázos reakciókban), hőmérséklet, katalizátorok hatása, heterogén reakciók esetén a reagáló anyagok felülete. Tekintsük ezeknek a tényezőknek a hatását a kémiai reakció sebességére.

Hőfok

Tudja, hogy amikor a hőmérséklet emelkedik, a legtöbb esetben a kémiai reakció sebessége jelentősen megnő. A 19. században J. H. van't Hoff holland kémikus megfogalmazta a szabályt:

A hőmérséklet emelkedése minden 10°C$-onként a reakciósebesség 2-4-szeres növekedéséhez vezet (ezt az értéket a reakció hőmérsékleti együtthatójának nevezik).

A hőmérséklet emelkedésével a molekulák átlagsebessége, energiájuk és az ütközések száma enyhén növekszik, de meredeken növekszik a reakció energiagátját leküzdő, hatékony ütközésekben részt vevő aktív molekulák aránya.

Matematikailag ezt a függőséget a következő összefüggés fejezi ki:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

ahol $υ_(t_1)$ és $υ_(t_2)$ a reakciósebesség a végső $t_2$, illetve a kezdeti $t_1$ hőmérsékleten, és $γ$ a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója, amely azt mutatja meg, hogy hány A reakciósebesség a hőmérséklet növekedésével minden 10°С$-onként növekszik.

A reakciósebesség növelésére azonban a hőmérséklet növelése nem mindig alkalmazható, mert a kiindulási anyagok bomlásnak indulhatnak, az oldószerek vagy maguk az anyagok elpárologhatnak.

Reagensek koncentrációja

A nyomásváltozás, amikor gáznemű anyagok vesznek részt a reakcióban, ezen anyagok koncentrációjának változásához is vezet.

A részecskék közötti kémiai kölcsönhatások létrejöttéhez hatékonyan ütközniük kell. Minél nagyobb a reagensek koncentrációja, annál több az ütközés, és ennek megfelelően annál nagyobb a reakciósebesség. Például az acetilén nagyon gyorsan ég tiszta oxigénben. Ebben az esetben a fém megolvadásához elegendő hőmérséklet alakul ki. Nagy mennyiségű kísérleti anyag alapján 1867-ben a norvég K. Guldenberg és P. Waage, majd tőlük függetlenül 1865-ben N. I. Beketov orosz tudós megfogalmazta a kémiai kinetika alaptörvényét, megállapítva a reakciósebesség koncentrációtól való függőségét. a reagáló anyagoktól.

A kémiai reakció sebessége arányos a reagáló anyagok koncentrációinak szorzatával, a reakcióegyenletben szereplő együtthatóikkal egyenlő hatványokban.

Ezt a törvényt tömegcselekvés törvényének is nevezik.

A $A+B=D$ reakcióra ez a törvény a következőképpen fejeződik ki:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

A $2A+B=D$ reakcióra ez a törvény a következőképpen fejeződik ki:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Itt $С_А, С_В$ a $А$ és $В$ anyagok koncentrációja (mol/l); A $k_1$ és a $k_2$ arányossági együttható, úgynevezett reakciósebesség-állandó.

A reakciósebesség-állandó fizikai jelentését nem nehéz megállapítani - számszerűen megegyezik azzal a reakciósebességgel, amelyben a reagensek koncentrációja $1 $ mol/l, vagy szorzatuk egyenlő egységgel. Ebben az esetben egyértelmű, hogy a reakciósebesség állandó csak a hőmérséklettől függ, és nem függ az anyagok koncentrációjától.

A tömeghatás törvénye nem veszi figyelembe a szilárd halmazállapotú reagáló anyagok koncentrációját, mert felületeken reagálnak és koncentrációjuk általában állandó.

Például a szén égési reakciójához

a reakciósebesség kifejezést a következőképpen kell írni:

$υ=k·C_(O_2)$,

azaz a reakciósebesség csak az oxigénkoncentrációval arányos.

Ha a reakcióegyenlet csak egy teljes kémiai reakciót ír le, amely több szakaszban megy végbe, akkor egy ilyen reakció sebessége összetett módon függhet a kiindulási anyagok koncentrációjától. Ezt a függést kísérletileg vagy elméletileg határozzák meg a javasolt reakciómechanizmus alapján.

A katalizátorok hatása

Speciális, a reakciómechanizmust megváltoztató, energetikailag kedvezőbb, alacsonyabb aktiválási energiájú pályára terelő anyagok segítségével lehet a reakció sebességét növelni. Felhívták őket katalizátorok(a lat. katalízis- megsemmisítés).

A katalizátor tapasztalt vezetőként működik, egy turistacsoportot nem egy magas hegyi hágón keresztül vezet (a leküzdése sok erőfeszítést és időt igényel, és nem mindenki számára elérhető), hanem az általa ismert elkerülő utakon, amelyek mentén sokkal könnyebben és gyorsabban lehet legyőzni a hegyet. Igaz, a körforgalommal nem egészen oda lehet eljutni, ahová a főhágó vezet. De néha pontosan erre van szükség! Pontosan így hívják a katalizátorokat szelektív. Nyilvánvaló, hogy nem kell ammóniát és nitrogént elégetni, de a nitrogén-oxidot (II) használják a salétromsav előállításához.

A katalizátorok olyan anyagok, amelyek részt vesznek egy kémiai reakcióban és megváltoztatják annak sebességét vagy irányát, de a reakció végén mennyiségileg és minőségileg változatlanok maradnak.

A kémiai reakció sebességének vagy irányának megváltoztatását katalizátor segítségével nevezzük katalízis. A katalizátorokat széles körben használják a különböző iparágakban és a közlekedésben (katalizátorok, amelyek az autók kipufogógázaiból származó nitrogén-oxidokat ártalmatlan nitrogénné alakítják át).

A katalízisnek két típusa van.

Homogén katalízis, amelyben mind a katalizátor, mind a reaktánsok azonos aggregációs állapotban (fázisban) vannak.

Heterogén katalízis, amelyben a katalizátor és a reagensek különböző fázisokban vannak. Például a hidrogén-peroxid lebontása szilárd mangán (IV)-oxid katalizátor jelenlétében:

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

Maga a katalizátor nem a reakció következtében fogy el, hanem ha más anyagok adszorbeálódnak a felületén (ún. katalitikus mérgek), akkor a felület működésképtelenné válik és katalizátorregenerálásra van szükség. Ezért a katalitikus reakció végrehajtása előtt a kiindulási anyagokat alaposan megtisztítjuk.

Például a kénsav érintkezési módszerrel történő előállításához szilárd katalizátort használnak - vanádium (V) oxidot $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

A metanol gyártása során szilárd cink-króm katalizátort használnak ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

A biológiai katalizátorok nagyon hatékonyan működnek - enzimek. Kémiai természetüknél fogva fehérjék. Nekik köszönhetően az élő szervezetekben alacsony hőmérsékleten nagy sebességgel, összetett kémiai reakciók mennek végbe. Az enzimek különösen specifikusak, mindegyik csak a saját reakcióját gyorsítja fel, amely a megfelelő időben és a megfelelő helyen történik, 100% $ közeli hozammal. Az enzimekhez hasonló mesterséges katalizátorok létrehozása a vegyészek álma!

Természetesen hallottál más érdekes anyagokról is - inhibitorok(a lat. inhibere- visszatartani). Az aktív részecskékkel nagy sebességgel reagálnak, és alacsony aktivitású vegyületeket képeznek. Ennek eredményeként a reakció élesen lelassul, majd leáll. Inhibitorokat gyakran speciálisan adnak különféle anyagokhoz, hogy megakadályozzák a nem kívánt folyamatokat.

Például inhibitorokat használnak a hidrogén-peroxid oldatainak stabilizálására, monomereket az idő előtti polimerizáció megelőzésére, és sósavat, hogy acéltartályokban szállítsák. Inhibitorok az élő szervezetekben is megtalálhatók, elnyomják a szöveti sejtekben a különféle káros oxidációs reakciókat, amelyeket például radioaktív sugárzás indíthat el.

A reagáló anyagok jellege (összetételük, szerkezetük)

Az aktiválási energia érték az a tényező, amelyen keresztül a reaktánsok természete befolyásolja a reakciósebességet.

Ha az aktiválási energia kicsi ($< 40$ 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.

Ha az aktiválási energia magas ($> 120 kJ/mol), ez azt jelenti, hogy a kölcsönhatásban lévő részecskék közötti ütközéseknek csak egy kis része eredményez reakciót. Az ilyen reakció sebessége ezért nagyon alacsony. Például az ammónia szintézis reakciójának előrehaladását normál hőmérsékleten szinte lehetetlen észrevenni.

Ha az aktiválási energiák köztes értékűek (40-120 $ kJ/mol), akkor az ilyen reakciók sebessége átlagos lesz. Ilyen reakciók közé tartozik a nátrium kölcsönhatása vízzel vagy etil-alkohollal, a brómos víz színtelenítése etilénnel, a cink kölcsönhatása sósavval stb.

A reagáló anyagok érintkezési felülete

Az anyagok felületén lezajló reakciók sebessége, i.e. heterogén, más dolgok egyenlősége mellett ennek a felületnek a tulajdonságaitól függ. Ismeretes, hogy a porított kréta sokkal gyorsabban oldódik sósavban, mint egy azonos súlyú krétadarab.

A reakciósebesség növekedését mindenekelőtt a kiindulási anyagok érintkezési felületének növekedése, valamint számos más ok magyarázza, például a szabályos kristályrács szerkezetének megsemmisülése. Ez ahhoz a tényhez vezet, hogy a keletkező mikrokristályok felületén lévő részecskék sokkal reaktívabbak, mint ugyanazok a részecskék a sima felületen.

Az iparban heterogén reakciók lebonyolításához fluidágyat alkalmaznak a reagáló anyagok érintkezési felületének növelésére, a kiindulási anyagok ellátására és a termékek eltávolítására. Például a kénsav előállítása során a piritet fluidágyban égetik; a szerves kémiában fluidágy segítségével a kőolajtermékek katalitikus krakkolása és a meghibásodott (kokszos) katalizátor regenerálása (restaurálása) történik.

A kémiai reakció sebessége alatt az egyik reagáló anyag koncentrációjának változását értjük egységnyi idő alatt a rendszer állandó térfogata mellett.

A koncentrációt általában mol/l-ben, az időt másodpercekben vagy percekben fejezik ki. Ha például az egyik reagens kezdeti koncentrációja 1 mol/l volt, és a reakció kezdetétől számított 4 másodperc múlva 0,6 mol/l lett, akkor az átlagos reakciósebesség (1-0,6) lesz. /4=0, 1 mol/(l*s).

Az átlagos reakciósebességet a következő képlettel számítjuk ki:

A kémiai reakció sebessége a következőktől függ:

A reagáló anyagok természete.

Az oldatokban poláris kötéssel rendelkező anyagok gyorsabban lépnek kölcsönhatásba, ez azzal magyarázható, hogy az ilyen anyagok az oldatokban ionokat képeznek, amelyek könnyen kölcsönhatásba lépnek egymással.

A nem poláris és alacsony poláris kovalens kötéssel rendelkező anyagok különböző sebességgel reagálnak, ez kémiai aktivitásuktól függ.

H 2 + F 2 = 2HF (szobahőmérsékleten nagyon gyorsan felrobban)

H 2 + Br 2 = 2HBr (lassan megy, még melegen is)

A reagáló anyagok felületi érintkezésének értékei (heterogéneknél)

A reagensek koncentrációja

A reakciósebesség egyenesen arányos a reagensek sztöchiometrikus együtthatójuk erejéig emelt koncentrációjának szorzatával.

Hőmérsékletek

A reakciósebesség hőmérséklettől való függését a Van't Hoff-szabály határozza meg:

minden 10. hőmérséklet-emelkedéssel 0 a legtöbb reakció sebessége 2-4-szeresére nő.

Katalizátor jelenléte

A katalizátorok olyan anyagok, amelyek megváltoztatják a kémiai reakciók sebességét.

A reakciósebesség változásának jelenségét katalizátor jelenlétében ún katalízis.

Nyomás

A nyomás növekedésével a reakció sebessége nő (homogén esetén)

26. számú kérdés. A tömeg cselekvés törvénye. Sebességállandó. Aktiválási energia.

A tömeg cselekvés törvénye.

az anyagok egymással való reakciójának sebessége a koncentrációjuktól függ

Sebességállandó.

arányossági együttható a kémiai reakció kinetikai egyenletében, kifejezve a reakciósebesség koncentrációtól való függését

A sebességi állandó a reaktánsok természetétől és a hőmérséklettől függ, de nem függ koncentrációjuktól.

Aktiválási energia.

energiát kell átadni a reakcióban lévő anyagok molekuláinak (részecskéinek) ahhoz, hogy aktív anyagokká alakuljanak

Az aktiválási energia a reaktánsok természetétől és a katalizátor jelenlétében bekövetkező változásoktól függ.

A koncentráció növelése növeli a molekulák teljes számát és ennek megfelelően az aktív részecskék számát.

27. számú kérdés. Reverzibilis és visszafordíthatatlan reakciók. Kémiai egyensúly, egyensúlyi állandó. Le Chatelier elve.

Irreverzibilisnek nevezzük azokat a reakciókat, amelyek csak egy irányba haladnak, és a kiindulási anyagok végső átalakulásával végződnek.

Reverzibilis reakciók azok, amelyek egyidejűleg két, egymással ellentétes irányban mennek végbe.

A reverzibilis reakciók egyenleteiben két, ellentétes irányú nyilat helyezünk a bal és a jobb oldal közé. Ilyen reakció például az ammónia szintézise hidrogénből és nitrogénből:

3H2 + N2 = 2NH3

Visszafordíthatatlan reakciók azok a reakciók, amelyek előfordulnak:

A keletkező termékek kicsapódnak vagy gázként szabadulnak fel, például:

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

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

Vízképződés:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

A visszafordítható reakciók nem fejeződnek be, és a létrejöttével érnek véget Kémiai egyensúly.

A kémiai egyensúly olyan reakcióképes anyagok rendszerének állapota, amelyben az előre és a fordított reakciók sebessége egyenlő.

A kémiai egyensúly állapotát a reagáló anyagok koncentrációja, a hőmérséklet, a gázok esetében a nyomás befolyásolja. Ha ezen paraméterek egyike megváltozik, a kémiai egyensúly megbomlik.

Egyensúlyi állandó.

A reverzibilis kémiai reakciót jellemző legfontosabb paraméter a K egyensúlyi állandó. Ha a reverzibilis reakcióhoz A + D C + D felírjuk az egyensúlyi állapotban az előre és a fordított reakciók sebességének egyenlőségének feltételét - k1[ A]egyenlő[B]egyenlő = k2[C]egyenlő[D]egyenlő, ahonnan [C]egyenlő[D]egyenlő/[A]egyenlő[B]egyenlő = k1/k2 = K, akkor K értékét ún. a kémiai reakció egyensúlyi állandója.

Tehát egyensúlyi állapotban a reakciótermékek koncentrációjának a reagensek koncentrációjának szorzatához viszonyított aránya állandó, ha a hőmérséklet állandó (a k1 és k2 sebességi állandó, és ezért a K egyensúlyi állandó is függ a hőmérséklettől, de nem a reaktánsok koncentrációjától függ). Ha egy reakcióban több kiindulási anyag molekula vesz részt, és egy termék (vagy termékek) több molekulája képződik, akkor az egyensúlyi állandó kifejezésében szereplő anyagok koncentrációja a sztöchiometrikus együtthatójuknak megfelelő hatványra emelkedik. Tehát a 3H2 + N2 2NH3 reakcióra az egyensúlyi állandó kifejezése K = 2 egyenlő/3 egyenlő. Az egyensúlyi állandó levezetésének leírt módszere, amely az előre és fordított reakciók sebességén alapul, általános esetben nem használható, mivel összetett reakciók esetén a sebesség koncentrációtól való függését általában nem egyszerű egyenlettel fejezzük ki, vagy általában ismeretlen. A termodinamikában azonban bebizonyosodott, hogy az egyensúlyi állandó végső képlete helyes.

Gáznemű vegyületeknél az egyensúlyi állandó felírásakor a koncentráció helyett a nyomást is használhatjuk; Nyilvánvaló, hogy az állandó számértéke változhat, ha az egyenlet jobb és bal oldalán lévő gázmolekulák száma nem azonos.

Pincip Le Chatelier.

Ha egy egyensúlyban lévő rendszerre bármilyen külső hatást gyakorolunk, akkor az egyensúly eltolódik a hatást ellensúlyozó reakció felé.

A kémiai egyensúlyt befolyásolják:

Hőmérséklet változás. A hőmérséklet emelkedésével az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el. A hőmérséklet csökkenésével az egyensúly az exoterm reakció felé tolódik el.

Nyomásváltozás. A nyomás növekedésével az egyensúly a molekulák számának csökkenése felé tolódik el. A nyomás csökkenésével az egyensúly a molekulák számának növekedése felé tolódik el.

A fogalom meghatározásakor kémiai reakció sebessége különbséget kell tenni a homogén és a heterogén reakciók között. Ha egy reakció egy homogén rendszerben megy végbe, például oldatban vagy gázkeverékben, akkor az a rendszer teljes térfogatában megy végbe. A homogén reakció sebessége a reakció eredményeként képződő anyag mennyisége egységnyi idő alatt a rendszer térfogategységére vonatkoztatva. Mivel az anyag mólszámának és térfogatának aránya, amelyben eloszlik, az anyag moláris koncentrációja, a homogén reakció sebessége úgy is meghatározható, hogy bármely anyag időegység alatti koncentrációjának változása: a kiindulási reagens vagy a reakciótermék. Annak biztosítására, hogy a számítási eredmény mindig pozitív legyen, függetlenül attól, hogy reagensen vagy terméken alapul, a képletben a „±” jelet kell használni:

A reakció jellegétől függően az idő nem csak másodpercekben fejezhető ki, ahogy azt az SI rendszer megköveteli, hanem percekben vagy órákban is. A reakció során sebességének nagysága nem állandó, hanem folyamatosan változik: a kiindulási anyagok koncentrációjának csökkenésével csökken. A fenti számítás a reakciósebesség átlagos értékét adja meg egy bizonyos Δτ = τ 2 – τ 1 időintervallumban. A valódi (pillanatnyi) sebesség az a határ, amelyre a Δ arány hajlik VAL VEL/ Δτ Δτ → 0-nál, azaz a valódi sebesség egyenlő a koncentráció időbeli deriváltjával.

Egy olyan reakció esetében, amelynek egyenlete egységtől eltérő sztöchiometrikus együtthatókat tartalmaz, a különböző anyagokra kifejezett sebességértékek nem azonosak. Például az A + 3B = D + 2E reakcióhoz az A anyag fogyasztása egy mol, a B anyag beszerzése három mol, az E anyag bevitele pedig két mol. Ezért υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) = ½ υ (E) vagy υ (E) . = ⅔ υ (BAN BEN) .

Ha egy reakció egy heterogén rendszer különböző fázisaiban lévő anyagok között megy végbe, akkor az csak e fázisok határfelületén mehet végbe. Például egy savoldat és egy fémdarab közötti kölcsönhatás csak a fém felületén lép fel. A heterogén reakció sebessége egy anyag mennyisége, amely egységnyi idő alatt, egységnyi határfelületen reagál, vagy reakció eredményeként képződik:

.

A kémiai reakció sebességének a reagensek koncentrációjától való függését a tömeghatás törvénye fejezi ki: állandó hőmérsékleten a kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a reagáló anyagok moláris koncentrációinak szorzatával, amelyeket a reakcióegyenletben az anyagok képletében szereplő együtthatókkal egyenlő hatványokra emelnek.. Aztán a reakcióhoz

2A + B → termékek

az arány érvényes υ ~ · VAL VEL A 2 · VAL VEL B, és az egyenlőségre való áttéréshez arányossági együtthatót vezetnek be k, hívott reakciósebesség állandó:

υ = k· VAL VEL A 2 · VAL VEL B = k·[A] 2 ·[B]

(a képletekben a moláris koncentrációkat betűvel jelölhetjük VAL VEL a megfelelő indexszel és az anyag képletével szögletes zárójelben). A reakciósebesség-állandó fizikai jelentése a reakciósebesség az összes reagens 1 mol/l-es koncentrációja esetén. A reakciósebesség-állandó dimenziója az egyenlet jobb oldalán lévő tényezők számától függ, és lehet c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2) stb., vagyis olyan, hogy a számítások során a reakciósebességet minden esetben mol · l –1 · s –1-ben fejezzük ki.

Heterogén reakciók esetén a tömeghatás törvényének egyenlete csak azoknak az anyagoknak a koncentrációját tartalmazza, amelyek gázfázisban vagy oldatban vannak. Egy anyag koncentrációja a szilárd fázisban állandó érték, és benne van a sebességi állandóban, például a szén C + O 2 = CO 2 égési folyamatánál a tömeghatás törvénye fel van írva:

υ = k I·konst··= k·,

Ahol k= k I const.

Azokban a rendszerekben, ahol egy vagy több anyag gáz, a reakció sebessége a nyomástól is függ. Például, amikor a hidrogén kölcsönhatásba lép jódgőzzel H 2 + I 2 = 2HI, a kémiai reakció sebességét a következő kifejezés határozza meg:

υ = k··.

Ha a nyomást például 3-szorosára növeli, akkor a rendszer által elfoglalt térfogat ugyanannyival csökken, és ennek következtében az egyes reagáló anyagok koncentrációja ugyanannyival nő. A reakciósebesség ebben az esetben 9-szeresére nő

A reakciósebesség függése a hőmérséklettől Van't Hoff szabálya írja le: minden 10 fokos hőmérséklet-emelkedésnél a reakciósebesség 2-4-szeresére nő. Ez azt jelenti, hogy a hőmérséklet növekedésével aritmetikai folyamatban a kémiai reakció sebessége exponenciálisan növekszik. A progressziós képletben az alap az reakciósebesség hőmérsékleti együtthatójaγ, amely megmutatja, hogy egy adott reakció sebessége hányszorosára nő (vagy ami ugyanaz, a sebességi állandó) a hőmérséklet 10 fokkal történő növekedésével. Matematikailag Van' Hoff szabályát a következő képletekkel fejezzük ki:

vagy

ahol és a reakciósebesség, illetve a kezdetben t 1 és végső t 2 hőmérséklet. Van't Hoff szabálya a következő összefüggésekkel is kifejezhető:

; ; ; ,

ahol és a reakció sebessége és sebességi állandója hőmérsékleten t; és – ugyanazok az értékek hőmérsékleten t +10n; n– a „tíz fokos” intervallumok száma ( n =(t 2 –t 1)/10), amellyel a hőmérséklet megváltozott (lehet egész vagy tört szám, pozitív vagy negatív).

Példák problémamegoldásra

1. példa Hogyan változik a zárt edényben végbemenő 2CO + O 2 = 2CO 2 reakció sebessége, ha a nyomást megkétszerezzük?

Megoldás:

Ennek a kémiai reakciónak a sebességét a következő kifejezés határozza meg:

υ kezdés = k· [CO] 2 · [O 2 ].

A nyomás növekedése mindkét reagens koncentrációjának kétszeresét okozza. Ezt figyelembe véve átírjuk a tömeghatás törvényének kifejezését:

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

Válasz: A reakció sebessége 8-szorosára nő.

2. példa Számítsa ki, hogy a reakciósebesség hányszorosára nő, ha a rendszer hőmérsékletét 20 °C-ról 100 °C-ra emeljük, a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatójának 3-mal egyenlő értékét véve!

Megoldás:

A reakciósebesség aránya két különböző hőmérsékleten a hőmérsékleti együtthatóval és a hőmérséklet-változással a következő képlettel van összefüggésben:

Számítás:

Válasz: A reakciósebesség 6561-szeresére nő.

3. példa Az A + 2B = 3D homogén reakció vizsgálatakor azt találták, hogy a reakció 8 perce alatt az A anyag mennyisége a reaktorban 5,6 molról 4,4 mol-ra csökkent. A reakcióelegy térfogata 56 liter volt. Számítsa ki a kémiai reakció átlagos sebességét a vizsgált időtartamra az A, B és D anyagokra!

Megoldás:

A képletet a „kémiai reakció átlagos sebessége” fogalmának megfelelően használjuk, és számértékeket helyettesítünk, így megkapjuk az A reagens átlagos sebességét:

A reakcióegyenletből az következik, hogy az A anyag veszteségéhez viszonyítva a B anyag vesztesége kétszerese, a D termék mennyiségének növekedési sebessége pedig háromszorosa. Ennélfogva:

υ (A) = ½ υ (B) =⅓ υ (D)

és akkor υ (B) = 2 υ (A) = 2 2,68 10 –3 = 6,36 10 –3 mol l –1 perc –1 ;

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

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

4. példa Az A + 2B → homogén reakciótermékek sebességi állandójának meghatározásához két kísérletet végeztünk a B anyag különböző koncentrációival, és mértük a reakció sebességét.

A kémiai reakciók sebessége. Kémiai egyensúly

Terv:

1. A kémiai reakció sebességének fogalma.

2. A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők.

3. Kémiai egyensúly. Az elmozdulási egyensúlyt befolyásoló tényezők. Le Chatelier elve.

A kémiai reakciók különböző sebességgel mennek végbe. A reakciók nagyon gyorsan mennek végbe vizes oldatokban. Például, ha a bárium-klorid és a nátrium-szulfát oldatát leengedjük, azonnal fehér bárium-szulfát csapadék válik ki. Az etilén gyorsan, de nem azonnal elszínezi a brómos vizet. A vastárgyakon lassan rozsda képződik, a réz- és bronztermékeken lepedék jelenik meg, a lombozat elkorhad.

A tudomány tanulmányozza a kémiai reakció sebességét, valamint azonosítja a folyamat körülményeitől való függését - kémiai kinetika.

Ha a reakciók homogén közegben, például oldatban vagy gázfázisban mennek végbe, akkor a reagensek kölcsönhatása a teljes térfogatban megtörténik. Az ilyen reakciókat ún homogén.

Ha a reakció különböző halmazállapotú anyagok között megy végbe (például szilárd anyag és gáz vagy folyadék között), vagy olyan anyagok között, amelyek nem képesek homogén közeget képezni (például két nem elegyedő folyadék között), akkor ez megy végbe. csak az anyagok érintkezési felületén. Az ilyen reakciókat ún heterogén.

A homogén reakció υ értékét az egységnyi térfogat egységenkénti anyagmennyiség változása határozza meg:

υ =Δn / Δt ∙V

ahol Δ n az egyik anyag mólszámának változása (leggyakrabban az eredeti, de lehet reakciótermék is), (mol);

V – gáz vagy oldat térfogata (l)

Mivel Δ n / V = ​​ΔC (koncentráció változás), akkor

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

A heterogén reakció υ értékét az anyagok egységnyi érintkezési felületén az egységnyi idő alatt bekövetkező anyagmennyiség változása határozza meg.

υ =Δn / Δt ∙ S

ahol Δ n – anyag (reagens vagy termék) mennyiségének változása (mol);

Δt – időintervallum (s, min);

S – anyagok érintkezési felülete (cm 2, m 2)

Miért nem azonos a különböző reakciók sebessége?

A kémiai reakció megindulásához a reagáló anyagok molekuláinak ütközniük kell. De nem minden ütközés eredményez kémiai reakciót. Ahhoz, hogy az ütközés kémiai reakcióhoz vezessen, a molekuláknak kellően nagy energiával kell rendelkezniük. Azokat a részecskéket, amelyek ütközéskor kémiai reakcióba léphetnek, nevezzük aktív. A legtöbb részecske átlagos energiájához képest többletenergiával rendelkeznek - aktiválási energiával E cselekszik. Sokkal kevesebb aktív részecske van egy anyagban, mint átlagos energiával, ezért sok reakció megindulásához a rendszernek némi energiát kell adni (fényvillanás, melegítés, mechanikai ütés).

Energiagát (érték E cselekszik) eltérő a különböző reakcióknál, minél alacsonyabb, annál könnyebben és gyorsabban megy végbe a reakció.

2. υ-t befolyásoló tényezők(részecskeütközések száma és hatásfoka).

1) A reagensek jellege:összetételük, szerkezetük => aktiválási energia

▪ annál kevesebb E cselekszik, annál nagyobb υ;

Ha E cselekszik < 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.

Ha E cselekszik> 120 kJ/mol, ez azt jelenti, hogy a kölcsönhatásban lévő részecskék ütközésének csak egy kis része vezet reakcióhoz. Az ilyen reakciók sebessége nagyon alacsony. Például a vas rozsdásodása, ill

az ammónia szintézis reakciója közönséges hőmérsékleten szinte lehetetlen észrevenni.

Ha E cselekszik köztes értékük van (40-120 kJ/mol), akkor az ilyen reakciók sebessége átlagos lesz. Ilyen reakciók közé tartozik a nátrium kölcsönhatása vízzel vagy etanollal, a brómos víz elszíneződése etilénnel stb.

2) Hőfok: t-nél minden 10 0 C, υ 2-4 alkalommal (van't Hoff szabály).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

t-nél az aktív részecskék száma (s E cselekszik) és aktív ütközéseik.

1. feladat. Egy adott reakció sebessége 0 0 C-on 1 mol/l ∙ h, a reakció hőmérsékleti együtthatója 3. Mekkora lesz ennek a reakciónak a sebessége 30 0 C-on?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 = 1∙3 30-0/10 = 3 3 = 27 mol/l∙h

3) Koncentráció: minél több, annál gyakrabban fordul elő ütközések és υ. Állandó hőmérsékleten a reakcióhoz mA + nB = C a tömeghatás törvénye szerint:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

ahol k a sebességi állandó;

C – koncentráció (mol/l)

A tömeghatás törvénye:

A kémiai reakció sebessége arányos a reagáló anyagok koncentrációinak szorzatával, a reakcióegyenletben szereplő együtthatóikkal egyenlő hatványokban.

Z.d.m. nem veszi figyelembe a szilárd halmazállapotú reagáló anyagok koncentrációját, mert felületeken reagálnak és koncentrációjuk általában állandó marad.

2. feladat. A reakció az A + 2B → C egyenlet szerint megy végbe. Hányszor és hogyan változik a reakciósebesség, ha a B anyag koncentrációja 3-szorosára nő?

Megoldás: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 a 2-ben

υ 1 / υ 2 = a ∙ 2-ben / a ∙ 9 2-ben = 1/9

Válasz: 9-szeresére nő

Gáznemű anyagok esetén a reakciósebesség a nyomástól függ

Minél nagyobb a nyomás, annál nagyobb a sebesség.

4) Katalizátorok– a reakciómechanizmust megváltoztató, redukáló anyagok E cselekszik => υ .

▪ A katalizátorok változatlanok maradnak a reakció befejeződése után

▪ Az enzimek biológiai katalizátorok, természetüknél fogva fehérjék.

▪ Inhibitorok – olyan anyagok, amelyek ↓ υ

5) Heterogén reakciók esetén υ is függ:

▪ a reagáló anyagok érintkezési felületének állapotáról.

Hasonlítsd össze: 2 kémcsőbe egyenlő térfogatú kénsavoldatot öntöttünk, és közben az egyikbe vasszöget, a másikba vasreszeléket ejtettünk.A szilárd anyag őrlése az egyidejűleg reagálni tudó molekulák számának növekedéséhez vezet. . Ezért a második kémcsőben a reakciósebesség nagyobb lesz, mint az elsőben.

Kémiai módszerek

Fizikai módszerek

A reakciósebesség mérési módszerei

A fenti példában a kalcium-karbonát és a sav közötti reakció sebességét a felszabaduló gáz térfogatának az idő függvényében történő tanulmányozásával mértük. A reakciósebességre vonatkozó kísérleti adatok más mennyiségek mérésével nyerhetők.

Ha egy reakció során a gáz halmazállapotú anyagok összmennyisége megváltozik, annak előrehaladása a gáznyomás állandó térfogatú mérésével követhető. Azokban az esetekben, amikor az egyik kiindulási anyag vagy a reakciótermékek egyike elszíneződött, a reakció előrehaladását az oldat színváltozásának megfigyelésével lehet nyomon követni. Egy másik optikai módszer a fény polarizációs síkjának elfordulásának mérése (ha a kiindulási anyagok és a reakciótermékek eltérő forgási erővel rendelkeznek).

Egyes reakciókat az oldatban lévő ionok számának változása kíséri. Ilyen esetekben a reakciósebesség az oldat elektromos vezetőképességének mérésével vizsgálható. A következő fejezet néhány egyéb elektrokémiai technikát is megvizsgál, amelyek a reakciósebesség mérésére használhatók.

A reakció előrehaladása nyomon követhető a reakció egyik résztvevőjének koncentrációjának időbeli mérésével, különféle kémiai elemzési módszerekkel. A reakciót termosztált edényben hajtjuk végre. Bizonyos időközönként az edényből mintát vesznek az oldatból (vagy gázból), és meghatározzák az egyik komponens koncentrációját. A megbízható eredmények elérése érdekében fontos, hogy az elemzésre vett mintában ne forduljon elő reakció. Ezt az egyik reagens kémiai megkötésével, az oldat hirtelen lehűtésével vagy hígításával érik el.

Kísérleti vizsgálatok azt mutatják, hogy a reakció sebessége több tényezőtől is függ. Először nézzük meg ezeknek a tényezőknek a hatását minőségi szinten.

1.A reagáló anyagok természete. A laboratóriumi gyakorlatból tudjuk, hogy a sav semlegesítése bázissal

H + + OH – ® H 2 O

sók kölcsönhatása enyhén oldódó vegyület képződésével

Ag + + Cl – ® AgCl

és más reakciók az elektrolitoldatokban nagyon gyorsan mennek végbe. Az ilyen reakciók befejezéséhez szükséges időt ezredmásodpercben, sőt mikroszekundumban mérik. Ez teljesen érthető, mert az ilyen reakciók lényege a töltött részecskék és az ellenkező előjelű töltések megközelítése és kombinációja.

Az ionos reakciókkal ellentétben a kovalens kötésű molekulák közötti kölcsönhatások általában sokkal lassabban mennek végbe. Valójában az ilyen részecskék közötti reakció során a kiindulási anyagok molekuláiban lévő kötéseknek meg kell szakadniuk. Ehhez az ütköző molekuláknak bizonyos mennyiségű energiával kell rendelkezniük. Ezenkívül, ha a molekulák elég összetettek, ahhoz, hogy reakció jöjjön létre közöttük, bizonyos módon kell tájékozódniuk a térben.

2. Reagensek koncentrációja. A kémiai reakció sebessége, ha más tényezők megegyeznek, a reagáló részecskék egységnyi idő alatti ütközésének számától függ. Az ütközések valószínűsége az egységnyi térfogatra jutó részecskék számától függ, pl. a koncentrációról. Ezért a reakció sebessége a koncentráció növekedésével növekszik.

3. Az anyagok fizikai állapota. Homogén rendszerekben a reakciósebesség a részecskék ütközésének számától függ oldat térfogata(vagy gáz). Heterogén rendszerekben kémiai kölcsönhatás lép fel a felületen. A szilárd anyag felületének növelése zúzáskor megkönnyíti, hogy a reagáló részecskék elérjék a szilárd anyag részecskéit, ami a reakció jelentős felgyorsulásához vezet.

4. Hőfok jelentős hatással van a különböző kémiai és biológiai folyamatok sebességére. A hőmérséklet emelkedésével a részecskék mozgási energiája növekszik, és ennek következtében növekszik azoknak a részecskéknek az aránya, amelyek energiája elegendő a kémiai kölcsönhatáshoz.

5. Sztérikus tényező jellemzi a reagáló részecskék kölcsönös orientációjának szükségességét. Minél összetettebbek a molekulák, annál kevésbé valószínű, hogy megfelelően orientáltak, és annál kevésbé hatékonyak az ütközések.

6. Katalizátorok elérhetősége.A katalizátorok olyan anyagok, amelyek jelenléte megváltoztatja a kémiai reakció sebességét. Kis mennyiségben a reakciórendszerbe bekerülve, a reakció után változatlan formában képesek a folyamat sebességének rendkívül megváltoztatására.

Az alábbiakban részletesebben tárgyaljuk azokat a fő tényezőket, amelyektől a reakciósebesség függ.