Od czego zależy szybkość reakcji chemicznej? Kinetyka chemiczna. Szybkość reakcji chemicznych

Szybkość reakcji chemicznych, jej zależność od różnych czynników

Jednorodne i niejednorodne reakcje chemiczne

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością: przy małej prędkości podczas tworzenia stalaktytów i stalagmitów, przy średniej prędkości podczas gotowania żywności, natychmiast podczas eksplozji. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko, niemal natychmiast. Mieszamy roztwory chlorku baru i siarczanu sodu - siarczan baru tworzy się natychmiast w postaci osadu. Siarka spala się szybko, ale nie natychmiast, magnez rozpuszcza się w kwasie solnym, etylen odbarwia wodę bromową. Rdza powoli tworzy się na żelaznych przedmiotach, nalot na produktach z miedzi i brązu, liście powoli gniją, a zęby ulegają zniszczeniu.

Przewidywanie szybkości reakcji chemicznej, a także wyjaśnienie jej zależności od warunków procesu, jest zadaniem Kinetyka chemiczna— nauka o wzorcach reakcji chemicznych zachodzących w czasie.

Jeśli reakcje chemiczne zachodzą w ośrodku jednorodnym, na przykład w roztworze lub w fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagujących substancji zachodzi w całej objętości. Jak wiadomo, takie reakcje nazywane są jednorodny.

Szybkość reakcji jednorodnej ($v_(homogenous)$) definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkę objętości:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

gdzie $∆n$ jest zmianą liczby moli jednej substancji (najczęściej substancji początkowej, ale może to być również produkt reakcji); $∆t$ — przedział czasu (s, min.); $V$ to objętość gazu lub roztworu (l).

Ponieważ stosunek ilości substancji do objętości oznacza stężenie molowe $C$

$(∆n)/(V)=∆C.$

Zatem, szybkość reakcji jednorodnej definiuje się jako zmianę stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

jeśli głośność systemu nie ulegnie zmianie. Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (np. pomiędzy niemieszającymi się cieczami), to zachodzi ona tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

Niejednorodna szybkość reakcji definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni:

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

gdzie $S$ to powierzchnia kontaktu między substancjami ($m^2, cm^2$).

Jeżeli podczas jakiejkolwiek trwającej reakcji stężenie substancji wyjściowej zostanie zmierzone eksperymentalnie w różnych momentach czasu, wówczas jego zmianę można przedstawić graficznie za pomocą krzywej kinetycznej dla tego odczynnika.

Szybkość reakcji nie jest stała. Wskazywaliśmy jedynie pewną średnią prędkość danej reakcji w określonym przedziale czasu.

Wyobraź sobie, że określamy szybkość reakcji

$H_2+Cl_2 → 2HCl$

a) przez zmiany stężenia $Н_2$;

b) przez zmiany stężenia $HCl$.

Czy otrzymamy te same wartości? Przecież z $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ powstaje, zatem prędkość w przypadku b) będzie dwukrotnie większa. W związku z tym wartość szybkości reakcji zależy również od substancji, według której jest ona określana.

Zmiana ilości substancji, od której zależy szybkość reakcji, jest czynnikiem zewnętrznym obserwowanym przez badacza. Tak naprawdę wszystkie procesy realizowane są na poziomie mikro. Oczywiście, aby niektóre cząstki mogły zareagować, muszą najpierw się zderzyć, i to zderzają się skutecznie: nie rozpraszać się jak kule w różnych kierunkach, ale w taki sposób, aby stare wiązania w cząstkach uległy zniszczeniu lub osłabieniu i mogły powstać nowe, i Aby to osiągnąć, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.

Obliczone dane pokazują, że np. w gazach zderzenia cząsteczek pod ciśnieniem atmosferycznym wynoszą miliardy na 1 dolara na sekundę, tj. wszystkie reakcje musiałyby zachodzić natychmiast. Ale to nieprawda. Okazuje się, że tylko bardzo mała część cząsteczek posiada energię niezbędną do doprowadzenia do skutecznych zderzeń.

Minimalna nadwyżka energii, jaką musi posiadać cząstka (lub para cząstek), aby doszło do skutecznego zderzenia, nazywa się energia aktywacji$E_a$.

Zatem na drodze wszystkich cząstek wchodzących w reakcję znajduje się bariera energetyczna równa energii aktywacji $E_a$. Kiedy jest mały, istnieje wiele cząstek, które mogą go pokonać, a szybkość reakcji jest wysoka. W przeciwnym razie wymagane jest pchnięcie. Przynosząc zapałkę, aby zapalić lampę alkoholową, przekazujesz dodatkową energię $E_a$ niezbędną do skutecznego zderzenia cząsteczek alkoholu z cząsteczkami tlenu (pokonania bariery).

Podsumowując, podsumujmy: wiele możliwych reakcji praktycznie nie zachodzi, ponieważ energia aktywacji jest wysoka.

Ma to ogromne znaczenie dla naszego życia. Wyobraź sobie, co by się stało, gdyby wszystkie dozwolone termodynamicznie reakcje mogły przebiegać bez żadnej bariery energetycznej (energii aktywacji). Tlen w powietrzu reagowałby ze wszystkim, co mogłoby się spalić lub po prostu utlenić. Ucierpiałyby wszystkie substancje organiczne, zamieniłyby się w dwutlenek węgla $CO_2$ i wodę $H_2O$.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników. Do najważniejszych z nich należą: charakter i stężenie reagujących substancji, ciśnienie (w reakcjach z udziałem gazów), temperatura, działanie katalizatorów oraz powierzchnia reagujących substancji w przypadku reakcji heterogenicznych. Rozważmy wpływ każdego z tych czynników na szybkość reakcji chemicznej.

Temperatura

Wiesz, że gdy temperatura wzrasta, w większości przypadków szybkość reakcji chemicznej znacznie wzrasta. W 19-stym wieku Holenderski chemik J. H. van't Hoff sformułował regułę:

Wzrost temperatury na każde 10°C $ prowadzi do wzrostu szybkości reakcji 2-4 razy (wartość ta nazywana jest współczynnikiem temperaturowym reakcji).

Wraz ze wzrostem temperatury średnia prędkość cząsteczek, ich energia i liczba zderzeń nieznacznie wzrastają, ale gwałtownie wzrasta odsetek aktywnych cząsteczek biorących udział w skutecznych zderzeniach, które pokonują barierę energetyczną reakcji.

Matematycznie zależność tę wyraża zależność:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

gdzie $υ_(t_1)$ i $υ_(t_2)$ to szybkości reakcji odpowiednio w końcowej temperaturze $t_2$ i początkowej $t_1$, a $γ$ to współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury na każde 10°C.

Jednakże, aby zwiększyć szybkość reakcji, nie zawsze można zastosować podwyższenie temperatury, ponieważ substancje wyjściowe mogą zacząć się rozkładać, rozpuszczalniki lub same substancje mogą wyparować.

Stężenie reagentów

Zmiana ciśnienia, gdy w reakcji biorą udział substancje gazowe, prowadzi również do zmiany stężenia tych substancji.

Aby doszło do interakcji chemicznych pomiędzy cząsteczkami, muszą one skutecznie zderzyć się. Im wyższe stężenie reagentów, tym więcej zderzeń i tym samym większa szybkość reakcji. Na przykład acetylen spala się bardzo szybko w czystym tlenie. W tym przypadku powstaje temperatura wystarczająca do stopienia metalu. Na podstawie dużej ilości materiału doświadczalnego w 1867 r. Norwegowie K. Guldenberg i P. Waage oraz niezależnie od nich w 1865 r. rosyjski naukowiec N.I. Beketow sformułował podstawowe prawo kinetyki chemicznej, ustalając zależność szybkości reakcji od stężenia substancji reagujących.

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

Prawo to nazywane jest także prawem akcji masowych.

Dla reakcji $A+B=D$ prawo to wyraża się w następujący sposób:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Dla reakcji $2A+B=D$ prawo to wyraża się w następujący sposób:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Tutaj $С_А, С_В$ to stężenia substancji $А$ i $В$ (mol/l); $k_1$ i $k_2$ to współczynniki proporcjonalności zwane stałymi szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji nie jest trudne do ustalenia - jest ona liczbowo równa szybkości reakcji, w której stężenia reagentów są równe 1 $ mol/l lub ich iloczyn jest równy jedności. W tym przypadku jasne jest, że stała szybkości reakcji zależy tylko od temperatury i nie zależy od stężenia substancji.

Prawo działania masowego nie uwzględnia stężenia reagujących substancji w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchnie, a ich stężenia są zwykle stałe.

Na przykład dla reakcji spalania węgla

wyrażenie szybkości reakcji należy zapisać w następujący sposób:

$υ=k·C_(O_2)$,

tj. szybkość reakcji jest proporcjonalna tylko do stężenia tlenu.

Jeżeli równanie reakcji opisuje jedynie całkowitą reakcję chemiczną, która przebiega w kilku etapach, to szybkość takiej reakcji może w sposób złożony zależeć od stężeń substancji wyjściowych. Zależność tę wyznacza się eksperymentalnie lub teoretycznie na podstawie zaproponowanego mechanizmu reakcji.

Działanie katalizatorów

Można zwiększyć szybkość reakcji stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją energetycznie korzystniejszą drogą przy niższej energii aktywacji. Nazywają się katalizatory(od łac. kataliza- zniszczenie).

Katalizator pełni rolę doświadczonego przewodnika, prowadząc grupę turystów nie przez wysoką przełęcz w górach (pokonanie jej wymaga wiele wysiłku i czasu i nie jest dostępne dla każdego), ale po znanych mu ścieżkach obejściowych, po których górę można pokonać znacznie łatwiej i szybciej. Co prawda, korzystając z okrężnej trasy, nie można dotrzeć dokładnie tam, gdzie prowadzi główna przełęcz. Ale czasami jest to dokładnie to, czego potrzeba! Właśnie tak działają katalizatory, tzw selektywny. Oczywiste jest, że nie ma potrzeby spalania amoniaku i azotu, ale tlenek azotu (II) wykorzystuje się do produkcji kwasu azotowego.

Katalizatory to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zmieniają jej prędkość lub kierunek, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione ilościowo i jakościowo.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się kataliza. Katalizatory znajdują szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu i transporcie (katalizatory przekształcające tlenki azotu ze spalin samochodowych w nieszkodliwy azot).

Istnieją dwa rodzaje katalizy.

Kataliza homogeniczna, w którym zarówno katalizator, jak i reagenty znajdują się w tym samym stanie skupienia (fazie).

Kataliza heterogeniczna, w którym katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Na przykład rozkład nadtlenku wodoru w obecności stałego katalizatora w postaci tlenku manganu (IV):

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

Sam katalizator nie ulega zużyciu w wyniku reakcji, lecz jeśli na jego powierzchni zaadsorbowane zostaną inne substancje (tzw. trucizny katalityczne), wówczas powierzchnia staje się niesprawna i konieczna jest regeneracja katalizatora. Dlatego przed przeprowadzeniem reakcji katalitycznej materiały wyjściowe są dokładnie oczyszczane.

Przykładowo przy produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową stosuje się katalizator stały – tlenek wanadu (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Do produkcji metanolu stosuje się stały katalizator cynkowo-chromowy ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Katalizatory biologiczne działają bardzo skutecznie - enzymy. Z natury chemicznej są to białka. Dzięki nim w organizmach żywych w niskich temperaturach z dużą szybkością zachodzą złożone reakcje chemiczne. Enzymy są szczególnie specyficzne, każdy z nich przyspiesza jedynie swoją reakcję, zachodzącą we właściwym czasie i miejscu z wydajnością bliską 100% $. Tworzenie sztucznych katalizatorów podobnych do enzymów to marzenie chemików!

Oczywiście słyszałeś o innych interesujących substancjach - inhibitory(od łac. hamować– zatrzymać). Reagują z cząsteczkami aktywnymi z dużą szybkością, tworząc związki o niskiej aktywności. W rezultacie reakcja gwałtownie zwalnia, a następnie zatrzymuje się. Inhibitory są często specjalnie dodawane do różnych substancji, aby zapobiec niepożądanym procesom.

Na przykład inhibitory służą do stabilizacji roztworów nadtlenku wodoru, monomerów, aby zapobiec przedwczesnej polimeryzacji i kwasu solnego, aby można było go transportować w stalowych pojemnikach. Inhibitory występują także w organizmach żywych, hamują w komórkach tkanek różne szkodliwe reakcje utleniania, które mogą być inicjowane np. przez promieniowanie radioaktywne.

Charakter reagujących substancji (ich skład, struktura)

Wartość energii aktywacji jest czynnikiem, poprzez który charakter reagentów wpływa na szybkość reakcji.

Jeśli energia aktywacji jest mała ($< 40$ 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.

Jeśli energia aktywacji jest wysoka (> 120 kJ/mol), oznacza to, że tylko niewielka część zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami skutkuje reakcją. Szybkość takiej reakcji jest zatem bardzo mała. Na przykład postęp reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwy do zauważenia.

Jeśli energie aktywacji mają wartości pośrednie (40-120 $ kJ/mol), wówczas szybkości takich reakcji będą średnie. Takie reakcje obejmują oddziaływanie sodu z wodą lub alkoholem etylowym, odbarwianie wody bromowej z etylenem, oddziaływanie cynku z kwasem solnym itp.

Powierzchnia kontaktu substancji reagujących

Szybkość reakcji zachodzących na powierzchni substancji, tj. heterogeniczny, zależy, przy pozostałych czynnikach, od właściwości tej powierzchni. Wiadomo, że sproszkowana kreda rozpuszcza się w kwasie solnym znacznie szybciej niż kawałek kredy o tej samej masie.

Wzrost szybkości reakcji tłumaczy się przede wszystkim wzrostem powierzchni styku substancji wyjściowych, a także wieloma innymi przyczynami, na przykład zniszczeniem struktury regularnej sieci krystalicznej. Prowadzi to do tego, że cząstki na powierzchni powstałych mikrokryształów są znacznie bardziej reaktywne niż te same cząstki na gładkiej powierzchni.

W przemyśle do przeprowadzania reakcji heterogenicznych stosuje się złoże fluidalne w celu zwiększenia powierzchni kontaktu substancji reagujących, dostarczenia substancji wyjściowych i usunięcia produktów. Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego piryt wypala się w złożu fluidalnym; w chemii organicznej przy wykorzystaniu złoża fluidalnego przeprowadza się kraking katalityczny produktów naftowych oraz regenerację (regenerację) uszkodzonego (koksowanego) katalizatora.

Szybkość reakcji chemicznej rozumiana jest jako zmiana stężenia jednej z reagujących substancji w jednostce czasu przy stałej objętości układu.

Zazwyczaj stężenie wyraża się w mol/l, a czas w sekundach lub minutach. Jeżeli np. początkowe stężenie jednego z reagentów wynosiło 1 mol/l, a po 4 s od rozpoczęcia reakcji wynosiło 0,6 mol/l, to średnia szybkość reakcji wyniesie (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).

Średnią szybkość reakcji oblicza się ze wzoru:

Szybkość reakcji chemicznej zależy od:

Charakter substancji reagujących.

Substancje z wiązaniem polarnym w roztworach oddziałują szybciej, co tłumaczy się tym, że takie substancje tworzą w roztworach jony, które łatwo oddziałują ze sobą.

Substancje z niepolarnymi i niskopolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi reagują z różną szybkością, zależy to od ich aktywności chemicznej.

H 2 + F 2 = 2HF (ustępuje bardzo szybko wraz z eksplozją w temperaturze pokojowej)

H 2 + Br 2 = 2HBr (uchodzi powoli, nawet po podgrzaniu)

Wartości kontaktu powierzchniowego substancji reagujących (dla substancji niejednorodnych)

Stężenia reagentów

Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężenia reagentów podniesionego do potęgi ich współczynników stechiometrycznych.

Temperatury

Zależność szybkości reakcji od temperatury określa reguła Van't Hoffa:

ze wzrostem temperatury na każde 10 0 szybkość większości reakcji wzrasta 2-4 razy.

Obecność katalizatora

Katalizatory to substancje zmieniające szybkość reakcji chemicznych.

Zjawisko zmiany szybkości reakcji w obecności katalizatora nazywa się kataliza.

Ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia wzrasta szybkość reakcji (dla jednorodności)

Pytanie nr 26. Prawo akcji masowej. Stawka stała. Energia aktywacji.

Prawo akcji masowej.

szybkość, z jaką substancje reagują ze sobą, zależy od ich stężenia

Stawka stała.

współczynnik proporcjonalności w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej, wyrażający zależność szybkości reakcji od stężenia

Stała szybkości zależy od charakteru reagentów i temperatury, ale nie zależy od ich stężeń.

Energia aktywacji.

energia, jaką należy przekazać cząsteczkom (cząstkom) reagujących substancji, aby zamienić je w substancje aktywne

Energia aktywacji zależy od charakteru reagentów i zmian w obecności katalizatora.

Zwiększanie stężenia zwiększa całkowitą liczbę cząsteczek i odpowiednio cząstek aktywnych.

Pytanie nr 27. Reakcje odwracalne i nieodwracalne. Równowaga chemiczna, stała równowagi. Zasada Le Chateliera.

Reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i kończą się całkowitą przemianą substancji wyjściowych w końcowe, nazywane są nieodwracalnymi.

Reakcje odwracalne to takie, które zachodzą jednocześnie w dwóch wzajemnie przeciwnych kierunkach.

W równaniach reakcji odwracalnych dwie strzałki skierowane w przeciwne strony są umieszczone pomiędzy lewą i prawą stroną. Przykładem takiej reakcji jest synteza amoniaku z wodoru i azotu:

3H2 + N2 = 2NH3

Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:

Powstałe produkty wytrącają się lub są uwalniane w postaci gazu, na przykład:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

Tworzenie się wody:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Odwracalne reakcje nie osiągają końca i kończą się wraz z zawiązaniem równowaga chemiczna.

Równowaga chemiczna to stan układu reagujących substancji, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Na stan równowagi chemicznej wpływa stężenie reagujących substancji, temperatura, a w przypadku gazów – ciśnienie. Kiedy zmienia się jeden z tych parametrów, równowaga chemiczna zostaje zakłócona.

Stała równowagi.

Najważniejszym parametrem charakteryzującym odwracalną reakcję chemiczną jest stała równowagi K. Jeżeli dla rozpatrywanej reakcji odwracalnej zapiszemy warunek równości szybkości reakcji do przodu i do tyłu w stanie równowagi - k1[ A]równy[B]równy = k2[C]równy[ D]równy, skąd [C]równy[D]równy/[A]równy[B]równy = k1/k2 = K, to wartość K nazywa się stała równowagi reakcji chemicznej.

Zatem w równowadze stosunek stężenia produktów reakcji do produktu stężenia reagentów jest stały, jeśli temperatura jest stała (stałe szybkości k1 i k2, a zatem stała równowagi K zależą od temperatury, ale nie zależy od stężenia reagentów). Jeżeli w reakcji bierze udział kilka cząsteczek substancji wyjściowych i powstaje kilka cząsteczek produktu (lub produktów), stężenia substancji w wyrażeniu na stałą równowagi podnosi się do potęg odpowiadających ich współczynnikom stechiometrycznym. Zatem dla reakcji 3H2 + N2 2NH3 wyrażenie na stałą równowagi zapisuje się jako K = 2 równe/3 równe. Opisanej metody wyznaczania stałej równowagi, opartej na szybkościach reakcji do przodu i do tyłu, nie można zastosować w ogólnym przypadku, ponieważ w przypadku reakcji złożonych zależność szybkości od stężenia zwykle nie jest wyrażona prostym równaniem lub jest ogólnie nieznany. Jednakże w termodynamice udowodniono, że ostateczny wzór na stałą równowagi jest poprawny.

W przypadku związków gazowych podczas zapisywania stałej równowagi zamiast stężeń można zastosować ciśnienie; Oczywiście wartość liczbowa stałej może się zmienić, jeśli liczba cząsteczek gazu po prawej i lewej stronie równania nie będzie taka sama.

Pincipa Le Chateliera.

Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie zastosowany jakikolwiek wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji, która przeciwdziała temu wpływowi.

Na równowagę chemiczną wpływają:

Zmiana temperatury. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej. Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Zmiana ciśnienia. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby cząsteczek. Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zwiększania liczby cząsteczek.

Podczas definiowania pojęcia szybkość reakcji chemicznej konieczne jest rozróżnienie reakcji jednorodnych i heterogenicznych. Jeśli reakcja zachodzi w układzie jednorodnym, na przykład w roztworze lub mieszaninie gazów, to zachodzi ona w całej objętości układu. Szybkość jednorodnej reakcji to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości układu. Ponieważ stosunek liczby moli substancji do objętości, w której jest ona rozprowadzona, jest stężeniem molowym substancji, szybkość reakcji jednorodnej można również zdefiniować jako zmiana stężenia w jednostce czasu dowolnej substancji: odczynnika początkowego lub produktu reakcji. Aby wynik obliczeń był zawsze dodatni, niezależnie od tego, czy dotyczy on odczynnika, czy produktu, we wzorze stosuje się znak „±”:

W zależności od charakteru reakcji czas można wyrazić nie tylko w sekundach, jak wymaga tego układ SI, ale także w minutach lub godzinach. Podczas reakcji wielkość jej szybkości nie jest stała, ale stale się zmienia: maleje wraz ze spadkiem stężeń substancji wyjściowych. Z powyższego obliczenia wynika średnia wartość szybkości reakcji w pewnym przedziale czasu Δτ = τ 2 – τ 1. Prędkość rzeczywistą (chwilową) definiuje się jako granicę, do której dąży stosunek Δ Z/ Δτ przy Δτ → 0, tj. rzeczywista prędkość jest równa pochodnej stężenia po czasie.

W przypadku reakcji, której równanie zawiera współczynniki stechiometryczne różniące się od jedności, wartości szybkości wyrażone dla różnych substancji nie są takie same. Na przykład dla reakcji A + 3B = D + 2E zużycie substancji A wynosi jeden mol, podaż substancji B wynosi trzy mole, a wkład substancji E wynosi dwa mole. Dlatego υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) lub υ (E) . = ⅔ υ (W) .

Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami znajdującymi się w różnych fazach układu heterogenicznego, to może ona zachodzić jedynie na styku tych faz. Na przykład interakcja między roztworem kwasu a kawałkiem metalu zachodzi tylko na powierzchni metalu. Szybkość reakcji heterogenicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę powierzchni styku:

.

Zależność szybkości reakcji chemicznej od stężenia reagentów wyraża prawo działania mas: w stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń molowych reagujących substancji podniesionych do potęg równych współczynnikom we wzorach tych substancji w równaniu reakcji. Potem dla reakcji

2A + B → produkty

stosunek jest ważny υ ~ · Z 2 · Z B, a do przejścia do równości wprowadza się współczynnik proporcjonalności k, zwany stała szybkości reakcji:

υ = k· Z 2 · Z B = k·[A] 2 ·[B]

(stężenia molowe we wzorach można oznaczyć literą Z z odpowiednim indeksem i wzorem substancji ujętym w nawiasy kwadratowe). Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji to szybkość reakcji przy stężeniach wszystkich reagentów równych 1 mol/l. Wymiar stałej szybkości reakcji zależy od liczby czynników po prawej stronie równania i może wynosić c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2) itd., to znaczy tak, że w każdym przypadku w obliczeniach szybkość reakcji wyraża się w mol · l –1 · s –1.

W przypadku reakcji heterogenicznych równanie prawa działania masy obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub w roztworze. Stężenie substancji w fazie stałej jest wartością stałą i jest uwzględniane w stałej szybkości, na przykład dla procesu spalania węgla C + O 2 = CO 2 zapisano prawo działania masy:

υ = k ja·stała··= k·,

Gdzie k= k ja konst.

W układach, w których jedna lub więcej substancji jest gazem, szybkość reakcji zależy również od ciśnienia. Na przykład, gdy wodór oddziałuje z parami jodu H 2 + I 2 = 2HI, szybkość reakcji chemicznej zostanie określona przez wyrażenie:

υ = k··.

Jeśli ciśnienie zwiększymy np. 3 razy, to objętość zajmowana przez układ zmniejszy się o tę samą ilość, a co za tym idzie, stężenia każdej z reagujących substancji wzrosną o tę samą ilość. Szybkość reakcji w tym przypadku wzrośnie 9 razy

Zależność szybkości reakcji od temperatury opisane przez regułę van't Hoffa: przy każdym wzroście temperatury o 10 stopni szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy. Oznacza to, że wraz ze wzrostem temperatury w postępie arytmetycznym szybkość reakcji chemicznej rośnie wykładniczo. Podstawą formuły progresji jest współczynnik temperaturowy szybkości reakcjiγ, pokazujący, ile razy wzrasta szybkość danej reakcji (lub, co jest tym samym, stała szybkości) wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni. Matematycznie regułę Van't Hoffa wyrażają wzory:

Lub

gdzie i są odpowiednio szybkościami reakcji na początku T 1 i ostateczny T 2 temperatury. Regułę Van't Hoffa można również wyrazić za pomocą następujących relacji:

; ; ; ,

gdzie i oznaczają odpowiednio szybkość i stałą szybkości reakcji w temperaturze T; i – te same wartości w temperaturze T +10N; N– liczba przedziałów „dziesięciostopniowych” ( N =(T 2 –T 1)/10), o który zmieniła się temperatura (może być liczbą całkowitą lub ułamkową, dodatnią lub ujemną).

Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1. Jak zmieni się szybkość reakcji 2CO + O 2 = 2CO 2 zachodzącej w zamkniętym naczyniu, jeśli ciśnienie wzrośnie dwukrotnie?

Rozwiązanie:

Szybkość tej reakcji chemicznej określa wyrażenie:

υ początek = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Wzrost ciśnienia powoduje 2-krotny wzrost stężenia obu odczynników. Biorąc to pod uwagę, przepisujemy wyrażenie prawa działania masowego:

υ 1 = k· 2 · = k·2 2 [CO] 2 ·2[O 2 ] = 8 k·[CO]2 ·[O2] = 8 υ początek

Odpowiedź: Szybkość reakcji wzrośnie 8 razy.

Przykład 2. Oblicz, ile razy szybkość reakcji wzrośnie, jeśli temperatura układu wzrośnie z 20 °C do 100 °C, przyjmując wartość współczynnika temperaturowego szybkości reakcji równą 3.

Rozwiązanie:

Stosunek szybkości reakcji w dwóch różnych temperaturach jest powiązany ze współczynnikiem temperaturowym i zmianą temperatury według wzoru:

Obliczenie:

Odpowiedź: Szybkość reakcji wzrośnie 6561 razy.

Przykład 3. Badając jednorodną reakcję A + 2B = 3D stwierdzono, że w ciągu 8 minut reakcji ilość substancji A w reaktorze zmniejszyła się z 5,6 mola do 4,4 mola. Objętość masy reakcyjnej wynosiła 56 litrów. Oblicz średnią szybkość reakcji chemicznej w badanym okresie czasu dla substancji A, B i D.

Rozwiązanie:

Stosujemy wzór zgodny z definicją pojęcia „średniej szybkości reakcji chemicznej” i zastępujemy wartościami liczbowymi, otrzymując średnią szybkość dla odczynnika A:

Z równania reakcji wynika, że ​​w porównaniu z szybkością utraty substancji A, szybkość utraty substancji B jest dwukrotnie większa, a szybkość przyrostu ilości produktu D jest trzykrotnie większa. Stąd:

υ (A) = ½ υ (B) =⅓ υ (D)

i wtedy 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

Odpowiedź: 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.

Przykład 4. Aby wyznaczyć stałą szybkości jednorodnej reakcji A + 2B → produktów, przeprowadzono dwa doświadczenia przy różnych stężeniach substancji B i zmierzono szybkość reakcji.

Szybkość reakcji chemicznych. Równowaga chemiczna

Plan:

1. Pojęcie szybkości reakcji chemicznej.

2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej.

3. Równowaga chemiczna. Czynniki wpływające na równowagę przemieszczenia. Zasada Le Chateliera.

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko. Na przykład, jeśli roztwory chlorku baru i siarczanu sodu zostaną odsączone, natychmiast wytrąci się biały osad siarczanu baru. Etylen szybko, ale nie natychmiast, odbarwia wodę bromową. Rdza powoli tworzy się na żelaznych przedmiotach, na produktach z miedzi i brązu pojawia się płytka nazębna, a liście gniją.

Nauka bada szybkość reakcji chemicznej, a także identyfikuje jej zależność od warunków procesu - Kinetyka chemiczna.

Jeśli reakcje zachodzą w ośrodku jednorodnym, na przykład w roztworze lub fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagentów zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywane są jednorodny.

Jeżeli zachodzi reakcja pomiędzy substancjami znajdującymi się w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są zdolne do utworzenia ośrodka jednorodnego (np. pomiędzy dwiema niemieszającymi się cieczami), wówczas zachodzi reakcja tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

υ jednorodnej reakcji wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji na jednostkę na jednostkę objętości:

υ = Δn / Δt ∙V

gdzie Δ n jest zmianą liczby moli jednej z substancji (najczęściej substancji pierwotnej, ale może to być również produkt reakcji), (mol);

V – objętość gazu lub roztworu (l)

Ponieważ Δ n / V = ​​​​ΔC (zmiana stężenia), to

υ = Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ reakcji heterogenicznej wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni kontaktu substancji.

υ = Δn / Δt ∙ S

gdzie Δ n – zmiana ilości substancji (odczynnika lub produktu), (mol);

Δt – przedział czasu (s, min);

S – powierzchnia kontaktu substancji (cm 2, m 2)

Dlaczego szybkości różnych reakcji nie są takie same?

Aby rozpoczęła się reakcja chemiczna, cząsteczki reagujących substancji muszą się zderzyć. Ale nie każde zderzenie skutkuje reakcją chemiczną. Aby zderzenie doprowadziło do reakcji chemicznej, cząsteczki muszą posiadać odpowiednio wysoką energię. Cząstki, które po zderzeniu mogą ulec reakcji chemicznej, nazywane są cząstkami aktywny. Mają nadwyżkę energii w porównaniu ze średnią energią większości cząstek – energię aktywacji Akt E. W substancji jest znacznie mniej cząstek aktywnych niż przy średniej energii, dlatego aby wiele reakcji się rozpoczęło, układ musi otrzymać pewną energię (błysk światła, ogrzewanie, wstrząs mechaniczny).

Bariera energetyczna (wartość Akt E) jest różny dla różnych reakcji, im jest niższy, tym reakcja przebiega łatwiej i szybciej.

2. Czynniki wpływające na υ(liczba zderzeń cząstek i ich efektywność).

1) Charakter reagentów: ich skład, struktura => energia aktywacji

▪ tym mniej Akt E, tym większe υ;

Jeśli Akt E < 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.

Jeśli Akt E> 120 kJ/mol, oznacza to, że tylko niewielki ułamek zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Szybkość takich reakcji jest bardzo niska. Na przykład rdzewienie żelaza lub

występowanie reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwe do zauważenia.

Jeśli Akt E mają wartości pośrednie (40 – 120 kJ/mol), wówczas szybkość takich reakcji będzie średnia. Do takich reakcji zalicza się oddziaływanie sodu z wodą lub etanolem, odbarwianie wody bromowej etylenem itp.

2) Temperatura: w t na każde 10 0 C, υ 2-4 razy (reguła van't Hoffa).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

W t liczba aktywnych cząstek (s Akt E) i ich aktywne kolizje.

Zadanie 1. Szybkość pewnej reakcji w temperaturze 0 0 C wynosi 1 mol/l ∙ h, współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 3. Jaka będzie szybkość tej reakcji w temperaturze 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) Stężenie: im więcej, tym częściej występują kolizje i υ. W stałej temperaturze dla reakcji mA + nB = C zgodnie z prawem działania mas:

υ = k ∙ do za m ∙ do b n

gdzie k jest stałą szybkości;

C – stężenie (mol/l)

Prawo działania masowego:

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

Z.d.m. nie uwzględnia stężenia reagujących substancji w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchniach, a ich stężenia zwykle pozostają stałe.

Zadanie 2. Reakcja przebiega według równania A + 2B → C. Ile razy i jak zmieni się szybkość reakcji, gdy stężenie substancji B wzrośnie 3-krotnie?

Rozwiązanie: υ = k ∙ do za m ∙ do b n

υ = k ∙ do za ∙ do b 2

υ 1 = k ∙ za ∙ b 2

υ 2 = k ∙ za ∙ 3 w 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ w 2 / a ∙ 9 w 2 = 1/9

Odpowiedź: wzrośnie 9 razy

W przypadku substancji gazowych szybkość reakcji zależy od ciśnienia

Im wyższe ciśnienie, tym większa prędkość.

4) Katalizatory– substancje zmieniające mechanizm reakcji, redukujące Akt E => υ .

▪ Katalizatory pozostają niezmienione po zakończeniu reakcji

▪ Enzymy są katalizatorami biologicznymi, z natury białkami.

▪ Inhibitory – substancje, które ↓ υ

5) W przypadku reakcji heterogenicznych υ zależy również:

▪ od stanu powierzchni styku reagujących substancji.

Porównaj: do 2 probówek wlano równe objętości roztworu kwasu siarkowego i jednocześnie do jednej wrzucono żelazny gwóźdź, a do drugiej opiłki żelaza.Rozdrobnienie ciała stałego powoduje zwiększenie liczby jego cząsteczek, które mogą jednocześnie reagować . Dlatego w drugiej probówce szybkość reakcji będzie większa niż w pierwszej.

Metody chemiczne

Metody fizyczne

Metody pomiaru szybkości reakcji

W powyższym przykładzie zmierzono szybkość reakcji węglanu wapnia z kwasem, badając objętość uwolnionego gazu w funkcji czasu. Dane eksperymentalne dotyczące szybkości reakcji można uzyskać mierząc inne wielkości.

Jeżeli w trakcie reakcji zmienia się całkowita ilość substancji gazowych, jej przebieg można monitorować mierząc ciśnienie gazu przy stałej objętości. W przypadku, gdy jeden z materiałów wyjściowych lub jeden z produktów reakcji jest zabarwiony, postęp reakcji można monitorować obserwując zmianę koloru roztworu. Inną metodą optyczną jest pomiar rotacji płaszczyzny polaryzacji światła (jeśli materiały wyjściowe i produkty reakcji mają różną siłę rotacji).

Niektórym reakcjom towarzyszy zmiana liczby jonów w roztworze. W takich przypadkach szybkość reakcji można zbadać, mierząc przewodność elektryczną roztworu. W następnym rozdziale omówione zostaną inne techniki elektrochemiczne, które można zastosować do pomiaru szybkości reakcji.

Postęp reakcji można monitorować, mierząc stężenie jednego z uczestników reakcji w czasie, stosując różne metody analizy chemicznej. Reakcję prowadzi się w termostatowanym naczyniu. W określonych odstępach czasu z naczynia pobiera się próbkę roztworu (lub gazu) i oznacza się stężenie jednego ze składników. Aby uzyskać wiarygodne wyniki, ważne jest, aby w próbce pobranej do analizy nie wystąpiła żadna reakcja. Osiąga się to poprzez chemiczne związanie jednego z odczynników, nagłe ochłodzenie lub rozcieńczenie roztworu.

Badania eksperymentalne pokazują, że szybkość reakcji zależy od kilku czynników. Rozważmy najpierw wpływ tych czynników na poziomie jakościowym.

1.Charakter substancji reagujących. Z praktyki laboratoryjnej wiemy, że neutralizacja kwasu zasadą

H + + OH – ® H 2 O

interakcja soli z utworzeniem słabo rozpuszczalnego związku

Ag + + Cl – ® AgCl

i inne reakcje w roztworach elektrolitów zachodzą bardzo szybko. Czas potrzebny do zakończenia takich reakcji mierzony jest w milisekundach, a nawet mikrosekundach. Jest to całkiem zrozumiałe, ponieważ istotą takich reakcji jest podejście i połączenie naładowanych cząstek z ładunkami o przeciwnym znaku.

W przeciwieństwie do reakcji jonowych, interakcje pomiędzy cząsteczkami związanymi kowalencyjnie zachodzą zwykle znacznie wolniej. Rzeczywiście, podczas reakcji między takimi cząstkami wiązania w cząsteczkach substancji wyjściowych muszą zostać zerwane. Aby to zrobić, zderzające się cząsteczki muszą mieć określoną ilość energii. Ponadto, jeśli cząsteczki są na tyle złożone, aby zaszła między nimi reakcja, muszą być w określony sposób zorientowane w przestrzeni.

2. Stężenie reagentów. Szybkość reakcji chemicznej, przy pozostałych czynnikach niezmienionych, zależy od liczby zderzeń reagujących cząstek w jednostce czasu. Prawdopodobieństwo zderzeń zależy od liczby cząstek w jednostce objętości, tj. na koncentracji. Dlatego szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem stężenia.

3. Stan fizyczny substancji. W układach jednorodnych szybkość reakcji zależy od liczby zderzeń cząstek objętość roztworu(lub gaz). W układach heterogenicznych zachodzi interakcja chemiczna na interfejsie. Zwiększenie pola powierzchni ciała stałego podczas jego rozdrabniania ułatwia reagującym cząstkom dotarcie do cząstek ciała stałego, co prowadzi do znacznego przyspieszenia reakcji.

4. Temperatura ma istotny wpływ na tempo różnych procesów chemicznych i biologicznych. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia kinetyczna cząstek, a co za tym idzie, zwiększa się udział cząstek, których energia jest wystarczająca do oddziaływania chemicznego.

5. Czynnik steryczny charakteryzuje potrzebę wzajemnej orientacji reagujących cząstek. Im bardziej złożone są cząsteczki, tym mniejsze jest prawdopodobieństwo ich prawidłowego zorientowania i tym mniej efektywne są zderzenia.

6. Dostępność katalizatorów.Katalizatory to substancje, których obecność zmienia szybkość reakcji chemicznej. Wprowadzane do układu reakcyjnego w małych ilościach i pozostając niezmienione po reakcji, są w stanie radykalnie zmienić szybkość procesu.

Główne czynniki, od których zależy szybkość reakcji, zostaną omówione bardziej szczegółowo poniżej.