Niektóre reakcje chemiczne zachodzą niemal natychmiast (eksplozja mieszaniny tlenu i wodoru, reakcje wymiany jonowej w roztworze wodnym), inne szybko (spalanie substancji, oddziaływanie cynku z kwasem), a inne powoli (rdzewienie żelaza, gnicie pozostałości organicznych ). Wiadomo, że reakcje są tak powolne, że człowiek po prostu ich nie zauważa. Na przykład przemiana granitu w piasek i glinę następuje na przestrzeni tysięcy lat.

Innymi słowy, reakcje chemiczne mogą zachodzić z różnymi prędkość.

Ale co to jest reakcja szybkościowa? Jaka jest dokładna definicja tej wielkości i, co najważniejsze, jej matematyczne wyrażenie?

Szybkość reakcji to zmiana ilości substancji na jednostkę czasu w jednej jednostce objętości. Matematycznie wyrażenie to zapisuje się jako:

Gdzie N 1 IN 2 – ilość substancji (mol) odpowiednio w czasie t 1 i t 2 w układzie objętości V.

To, który znak plus lub minus (±) pojawi się przed wyrażeniem prędkości, zależy od tego, czy mamy na myśli zmianę ilości substancji – produktu czy reagenta.

Oczywiście podczas reakcji odczynniki są zużywane, to znaczy ich ilość maleje, dlatego dla odczynników wyrażenie (n 2 - n 1) zawsze ma wartość mniejszą od zera. Ponieważ prędkość nie może być wartością ujemną, w tym przypadku przed wyrażeniem należy umieścić znak minus.

Jeśli spojrzymy na zmianę ilości produktu, a nie reagenta, znak minus nie jest wymagany przed wyrażeniem do obliczenia prędkości, ponieważ wyrażenie (n 2 - n 1) w tym przypadku jest zawsze dodatnie, ponieważ ilość produktu w wyniku reakcji może tylko wzrosnąć.

Stosunek ilości substancji N do objętości, w której znajduje się ta ilość substancji, nazywa się stężeniem molowym Z:

Zatem korzystając z pojęcia stężenia molowego i jego matematycznego wyrażenia, możemy napisać inną opcję określania szybkości reakcji:

Szybkość reakcji to zmiana stężenia molowego substancji w wyniku reakcji chemicznej w jednej jednostce czasu:

Czynniki wpływające na szybkość reakcji

Często niezwykle ważne jest, aby wiedzieć, co decyduje o szybkości danej reakcji i jak na nią wpływać. Na przykład przemysł rafinacji ropy naftowej dosłownie walczy o każde dodatkowe pół procenta produktu w jednostce czasu. Przecież przy ogromnej ilości przerabianej ropy nawet pół procenta to duży roczny zysk finansowy. W niektórych przypadkach niezwykle ważne jest spowolnienie niektórych reakcji, w szczególności korozji metali.

Od czego więc zależy szybkość reakcji? Zależy to, co dziwne, od wielu różnych parametrów.

Aby zrozumieć to zagadnienie, najpierw wyobraźmy sobie, co dzieje się w wyniku reakcji chemicznej, na przykład:

A + B → C + D

Zapisane powyżej równanie odzwierciedla proces, w którym cząsteczki substancji A i B zderzając się ze sobą, tworzą cząsteczki substancji C i D.

Oznacza to niewątpliwie, że aby reakcja mogła zajść konieczne jest przynajmniej zderzenie cząsteczek substancji wyjściowych. Oczywiście, jeśli zwiększymy liczbę cząsteczek na jednostkę objętości, liczba zderzeń wzrośnie w taki sam sposób, w jaki wzrośnie częstotliwość Twoich kolizji z pasażerami w zatłoczonym autobusie w porównaniu do w połowie pustego.

Innymi słowy, szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem stężenia reagentów.

W przypadku, gdy jeden lub więcej reagentów jest gazami, szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, ponieważ ciśnienie gazu jest zawsze wprost proporcjonalne do stężenia cząsteczek wchodzących w jego skład.

Jednakże zderzenie cząstek jest warunkiem koniecznym, ale wcale nie wystarczającym, aby reakcja zaszła. Faktem jest, że według obliczeń liczba zderzeń cząsteczek reagujących substancji w ich rozsądnym stężeniu jest tak duża, że ​​wszystkie reakcje muszą zachodzić w jednej chwili. Jednak w praktyce tak się nie dzieje. O co chodzi?

Faktem jest, że nie każde zderzenie cząsteczek reagentów będzie koniecznie skuteczne. Wiele zderzeń ma charakter elastyczny – cząsteczki odbijają się od siebie jak piłki. Aby reakcja mogła zajść, cząsteczki muszą mieć wystarczającą energię kinetyczną. Minimalna energia, jaką muszą posiadać cząsteczki reagujących substancji, aby reakcja mogła zajść, nazywana jest energią aktywacji i oznaczana jako E a. W układzie składającym się z dużej liczby cząsteczek występuje rozkład energii cząsteczek, niektóre z nich mają energię niską, inne wysoką i średnią. Ze wszystkich tych cząsteczek tylko niewielka część cząsteczek ma energię większą niż energia aktywacji.

Jak wiadomo z kursu fizyki, temperatura jest w rzeczywistości miarą energii kinetycznej cząstek tworzących substancję. Oznacza to, że im szybciej poruszają się cząstki tworzące substancję, tym wyższa jest jej temperatura. Zatem oczywiście podnosząc temperaturę zasadniczo zwiększamy energię kinetyczną cząsteczek, w wyniku czego wzrasta udział cząsteczek o energii przekraczającej E a, a ich zderzenie doprowadzi do reakcji chemicznej.

Fakt pozytywnego wpływu temperatury na szybkość reakcji został empirycznie potwierdzony przez holenderskiego chemika Van't Hoffa już w XIX wieku. Na podstawie swoich badań sformułował zasadę, która do dziś nosi jego imię i brzmi następująco:

Szybkość dowolnej reakcji chemicznej wzrasta 2-4 razy wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni.

Matematyczna reprezentacja tej reguły jest zapisana jako:

Gdzie V 2 I V 1 jest prędkością odpowiednio w temperaturach t 2 i t 1, a γ jest współczynnikiem temperaturowym reakcji, którego wartość najczęściej mieści się w zakresie od 2 do 4.

Często szybkość wielu reakcji można zwiększyć za pomocą katalizatory.

Katalizatory to substancje, które przyspieszają przebieg reakcji, nie ulegając zużyciu.

Ale w jaki sposób katalizatory zwiększają szybkość reakcji?

Pamiętajmy o energii aktywacji E a. Cząsteczki o energii niższej niż energia aktywacji przy braku katalizatora nie mogą ze sobą oddziaływać. Katalizatory zmieniają drogę, po której przebiega reakcja, tak jak doświadczony przewodnik poprowadzi wyprawę nie bezpośrednio przez górę, ale za pomocą objazdów, w wyniku czego nawet ci towarzysze, którzy nie mieli dość energii, aby wspiąć się na górę, góra będzie mogła przejść na inną jej stronę.

Pomimo tego, że katalizator nie ulega zużyciu podczas reakcji, to jednak bierze w niej czynny udział, tworząc z odczynnikami związki pośrednie, jednak pod koniec reakcji powraca do stanu pierwotnego.

Oprócz powyższych czynników wpływających na szybkość reakcji, jeśli istnieje granica między reagującymi substancjami (reakcja heterogeniczna), szybkość reakcji będzie również zależeć od powierzchni kontaktu reagentów. Wyobraźmy sobie na przykład granulkę metalicznego aluminium wrzuconą do probówki zawierającej wodny roztwór kwasu chlorowodorowego. Aluminium jest metalem aktywnym, który może reagować z kwasami nieutleniającymi. W przypadku kwasu solnego równanie reakcji jest następujące:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminium jest ciałem stałym, co oznacza, że ​​reakcja z kwasem solnym zachodzi tylko na jego powierzchni. Oczywiście, jeśli zwiększymy pole powierzchni przez najpierw zwinięcie granulki aluminium w folię, zapewnimy w ten sposób większą liczbę atomów glinu dostępnych do reakcji z kwasem. W rezultacie szybkość reakcji wzrośnie. Podobnie zwiększenie powierzchni ciała stałego można osiągnąć poprzez zmielenie go na proszek.

Również na szybkość reakcji heterogenicznej, w której ciało stałe reaguje z substancją gazową lub ciekłą, często pozytywnie wpływa mieszanie, co wynika z faktu, że w wyniku mieszania nagromadzone cząsteczki produktów reakcji są usuwane z reakcji strefę i „wprowadzana” jest nowa porcja cząsteczek reagenta.

Na koniec należy również zauważyć ogromny wpływ na szybkość reakcji i charakter odczynników. Na przykład, im niżej znajduje się metal alkaliczny w układzie okresowym, tym szybciej reaguje z wodą, fluor, spośród wszystkich halogenów, najszybciej reaguje z gazowym wodorem itp.

Podsumowując wszystkie powyższe, szybkość reakcji zależy od następujących czynników:

1) stężenie odczynników: im wyższe, tym większa szybkość reakcji

2) temperatura: wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość dowolnej reakcji

3) powierzchnia kontaktu reagentów: im większa powierzchnia kontaktu reagentów, tym większa szybkość reakcji

4) mieszanie, jeśli zachodzi reakcja pomiędzy ciałem stałym a cieczą lub gazem, mieszanie może ją przyspieszyć.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od następujących czynników:

1) Charakter substancji reagujących.

2) Powierzchnia styku odczynników.

3) Stężenie reagentów.

4) Temperatura.

5) Obecność katalizatorów.

Szybkość reakcji heterogenicznych zależy również od:

a) rozmiar interfejsu fazowego (wraz ze wzrostem interfejsu fazowego wzrasta szybkość reakcji heterogenicznych);

b) szybkość dostarczania substancji reagujących do granicy faz i szybkość usuwania z niej produktów reakcji.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej:

1. Charakter odczynników. Charakter wiązań chemicznych w związkach i struktura ich cząsteczek odgrywają ważną rolę. Na przykład uwalnianie wodoru przez cynk z roztworu kwasu solnego zachodzi znacznie szybciej niż z roztworu kwasu octowego, ponieważ polarność wiązania H-C1 jest większa niż wiązanie OH w cząsteczce CH 3 COOH, w innych słowami, ze względu na fakt, że HCl - jest mocnym elektrolitem, a CH 3 COOH jest słabym elektrolitem w roztworze wodnym.

2. Powierzchnia kontaktu odczynników. Im większa powierzchnia kontaktu reagujących substancji, tym szybciej przebiega reakcja. Powierzchnię ciał stałych można zwiększyć poprzez ich rozdrobnienie, a w przypadku substancji rozpuszczalnych poprzez ich rozpuszczenie. Reakcje w roztworach zachodzą niemal natychmiast.

3. Stężenie odczynników. Aby doszło do interakcji, cząstki reagujących substancji w jednorodnym układzie muszą się zderzyć. Kiedy wzrasta stężenia reagentów szybkość reakcji wzrasta. Wyjaśnia to fakt, że wraz ze wzrostem ilości substancji na jednostkę objętości wzrasta liczba zderzeń pomiędzy cząsteczkami reagujących substancji. Liczba zderzeń jest proporcjonalna do liczby cząstek reagujących substancji w objętości reaktora, czyli ich stężeń molowych.

Wyraża się ilościową zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów prawo akcji masowej (Guldberg i Waage, Norwegia, 1867): szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji.

Dla reakcji:

aA + bB ↔ cC + dD

szybkość reakcji zgodnie z prawem działania mas jest równa:

υ = k[A]υ a ·[B]υ b,(9)

gdzie [A] i [B] to stężenia substancji wyjściowych;

k-stała szybkości reakcji, która jest równa szybkości reakcji przy stężeniach reagentów [A] = [B] = 1 mol/l.

Stała szybkości reakcji zależy od rodzaju reagentów, temperatury, ale nie zależy od stężenia substancji.

Wywołuje się wyrażenie (9). równanie kinetyczne reakcji. Równania kinetyczne obejmują stężenia substancji gazowych i rozpuszczonych, ale nie uwzględniają stężeń substancji stałych:

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g); υ = k 2 · [02];

CuO (tv.) + H2 (g) = Cu (tv.) + H2O (g); υ = k.

Korzystając z równań kinetycznych, można obliczyć, jak zmienia się szybkość reakcji, gdy zmienia się stężenie reagentów.

Wpływ katalizatora.

5. Temperatura reakcji. Aktywna teoria zderzeń

Aby nastąpił elementarny akt oddziaływania chemicznego, reagujące cząstki muszą się ze sobą zderzyć. Jednak nie każde zderzenie powoduje reakcję chemiczną. Interakcja chemiczna zachodzi, gdy cząstki zbliżają się do odległości, na których możliwa jest redystrybucja gęstości elektronów i tworzenie nowych wiązań chemicznych. Oddziałujące cząstki muszą mieć wystarczającą energię, aby pokonać siły odpychania powstające pomiędzy ich powłokami elektronowymi.

Stan przejściowy- stan systemu, w którym równoważy się niszczenie i tworzenie połączeń. Układ pozostaje w stanie przejściowym przez krótki czas (10–15 s). Nazywa się energię, którą należy wydać, aby doprowadzić układ do stanu przejściowego energia aktywacji. W reakcjach wieloetapowych obejmujących kilka stanów przejściowych energia aktywacji odpowiada najwyższej wartości energii. Po pokonaniu stanu przejściowego cząsteczki ponownie się rozpraszają, niszcząc stare wiązania i tworząc nowe lub przekształcając pierwotne wiązania. Obie opcje są możliwe, ponieważ zachodzą wraz z uwolnieniem energii. Istnieją substancje, które mogą obniżyć energię aktywacji danej reakcji.

Aktywne cząsteczki A 2 i B 2 po zderzeniu łączą się w pośredni aktywny kompleks A 2 ... B 2 z osłabieniem, a następnie zerwaniem wiązań A-A i B-B oraz wzmocnieniem wiązań A-B.

„Energia aktywacji” reakcji tworzenia НI (168 kJ/mol) jest znacznie mniejsza niż energia potrzebna do całkowitego rozerwania wiązania w początkowych cząsteczkach Н2 i I2 (571 kJ/mol). Dlatego ścieżka reakcji przez formację aktywny (aktywowany) kompleks energetycznie korzystniejsza niż droga przez całkowite zerwanie wiązań w pierwotnych cząsteczkach. Zdecydowana większość reakcji zachodzi poprzez tworzenie pośrednich kompleksów aktywnych. Zasady teorii kompleksu aktywnego opracowali G. Eyring i M. Polyani w latach 30. XX wieku.

Energia aktywacji reprezentuje nadmiar energii kinetycznej cząstek w stosunku do średniej energii wymaganej do chemicznej przemiany zderzających się cząstek. Reakcje charakteryzują się różnymi energiami aktywacji (Ea). W większości przypadków energia aktywacji reakcji chemicznych pomiędzy obojętnymi cząsteczkami waha się od 80 do 240 kJ/mol. Dla wartości procesów biochemicznych E.A często niższe - do 20 kJ/mol. Wyjaśnia to fakt, że zdecydowana większość procesów biochemicznych przebiega przez etap kompleksów enzym-substrat. Bariery energetyczne ograniczają reakcję. Z tego powodu w zasadzie możliwe reakcje (z Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Aby reakcja zaszła, cząsteczki muszą być zorientowane w określony sposób i posiadać wystarczającą energię podczas zderzenia. Prawdopodobieństwo właściwej orientacji zderzenia charakteryzuje się entropia aktywacji ∆Sa. Redystrybucji gęstości elektronów w aktywnym kompleksie sprzyja stan, w którym po zderzeniu cząsteczki A 2 i B 2 są zorientowane, jak pokazano na ryc. 3a, natomiast przy orientacji pokazanej na rys. 3b prawdopodobieństwo reakcji jest jeszcze znacznie mniejsze – na ryc. 3c.

Ryż. 3. Korzystne (a) i niekorzystne (b, c) orientacje cząsteczek A 2 i B 2 po zderzeniu

Równanie charakteryzujące zależność szybkości i reakcji od temperatury, energii aktywacji i entropii aktywacji ma postać:

(10)

Gdzie k- stała szybkości reakcji;

A- w pierwszym przybliżeniu całkowita liczba zderzeń pomiędzy cząsteczkami na jednostkę czasu (sekundę) na jednostkę objętości;

mi- podstawa logarytmów naturalnych;

R- uniwersalna stała gazowa;

T- temperatura absolutna;

E.A- energia aktywacji;

∆Sa- zmiana entropii aktywacji.

Równanie (11) zostało wyprowadzone przez Arrheniusa w 1889 roku. Czynnik przedwykładniczy A proporcjonalna do całkowitej liczby zderzeń pomiędzy cząsteczkami w jednostce czasu. Jego wymiar pokrywa się z wymiarem stałej szybkości i zależy od całkowitego rzędu reakcji.

Wystawca równy proporcji aktywnych kolizji do ich całkowitej liczby, tj. zderzające się cząsteczki muszą mieć wystarczającą energię oddziaływania. Prawdopodobieństwo ich pożądanej orientacji w momencie uderzenia jest proporcjonalne do .

Omawiając prawo działania masy dla prędkości (9), wyraźnie stwierdzono, że stała szybkości jest wartością stałą, niezależną od stężeń odczynników. Założono, że wszystkie przemiany chemiczne zachodzą w stałej temperaturze. Jednocześnie szybkość przemian chemicznych może się znacznie zmieniać wraz ze spadkiem lub wzrostem temperatury. Z punktu widzenia prawa działania mas ta zmiana prędkości wynika z zależności stałej szybkości od temperatury, ponieważ stężenia substancji reagujących zmieniają się tylko nieznacznie z powodu rozszerzalności cieplnej lub kompresji cieczy.

Najbardziej znanym faktem jest to, że szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Ten rodzaj zależności temperatury od prędkości nazywa się normalna (ryc. 3 a). Ten typ zależności jest charakterystyczny dla wszystkich reakcji prostych.

Ryż. 3. Rodzaje zależności szybkości reakcji chemicznych od temperatury: a - normalne;

b - nienormalny; c - enzymatyczny

Jednak obecnie dobrze znane są przemiany chemiczne, których szybkość maleje wraz ze wzrostem temperatury; ten rodzaj zależności szybkości od temperatury nazywa się nieprawidłowy . Przykładem jest reakcja w fazie gazowej tlenku azotu (II) z bromem (ryc. 3 b).

Szczególnie interesująca dla lekarzy jest zależność szybkości reakcji enzymatycznych od temperatury, tj. reakcje z udziałem enzymów. Prawie wszystkie reakcje zachodzące w organizmie należą do tej klasy. Na przykład, gdy nadtlenek wodoru rozkłada się w obecności enzymu katalazy, szybkość rozkładu zależy od temperatury. W przedziale 273-320 DO Zależność od temperatury jest normalna. Wraz ze wzrostem temperatury prędkość wzrasta, a wraz ze spadkiem temperatury maleje. Gdy temperatura wzrośnie powyżej 320 DO Występuje gwałtowny, nietypowy spadek szybkości rozkładu nadtlenku. Podobny obraz występuje w przypadku innych reakcji enzymatycznych (ryc. 3c).

Z równania Arrheniusa dla k jasne jest, że od T zawarte w wykładniku, szybkość reakcji chemicznej jest bardzo wrażliwa na zmiany temperatury. Zależność szybkości jednorodnej reakcji od temperatury można wyrazić regułą van’t Hoffa, zgodnie z którą przy każdym wzroście temperatury o 10° szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy; liczba pokazująca, ile razy szybkość danej reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10° współczynnik temperaturowy szybkości reakcji -γ.

Regułę tę wyraża się matematycznie następującym wzorem:

(12)

gdzie γ jest współczynnikiem temperaturowym, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta, gdy temperatura wzrasta o 10 0; υ 1 –t1; υ 2 – szybkość reakcji w temp t2.

Gdy temperatura rośnie w postępie arytmetycznym, prędkość wzrasta w postępie geometrycznym.

Na przykład, jeśli γ = 2,9, to wraz ze wzrostem temperatury o 100° szybkość reakcji wzrasta o 2,9 10 razy, tj. 40 tysięcy razy. Odchyleniami od tej zasady są reakcje biochemiczne, których prędkość wzrasta dziesiątki razy przy niewielkim wzroście temperatury. Zasada ta obowiązuje tylko w przybliżeniu. Reakcje z udziałem dużych cząsteczek (białek) charakteryzują się dużym współczynnikiem temperaturowym. Szybkość denaturacji białka (albuminy jaja) wzrasta 50-krotnie wraz ze wzrostem temperatury o 10°C. Po osiągnięciu pewnego maksimum (50-60°C) szybkość reakcji gwałtownie maleje w wyniku termicznej denaturacji białka.

W przypadku wielu reakcji chemicznych prawo działania mas dotyczące prędkości jest nieznane. W takich przypadkach do opisania zależności współczynnika konwersji od temperatury można zastosować wyrażenie:

Przedwykładnik I z nie zależy od temperatury, ale zależy od stężenia. Jednostką miary jest mol/l∙s.

Zależność teoretyczna pozwala na wcześniejsze obliczenie prędkości w dowolnej temperaturze, jeśli znana jest energia aktywacji i wartość przedwykładnicza. W ten sposób przewiduje się wpływ temperatury na szybkość przemian chemicznych.

Złożone reakcje

Zasada niezależności. Wszystko, co omówiliśmy powyżej, dotyczyło stosunkowo prostych reakcji, ale w chemii często spotyka się tak zwane reakcje złożone. Takie reakcje obejmują te omówione poniżej. Przy wyprowadzaniu równań kinetycznych dla tych reakcji stosuje się zasadę niezależności: Jeżeli w układzie zachodzi kilka reakcji, to każda z nich jest niezależna od pozostałych, a jej szybkość jest proporcjonalna do iloczynu stężeń jej reagentów.

Reakcje równoległe- Są to reakcje, które zachodzą jednocześnie w kilku kierunkach.

Rozkład termiczny chloranu potasu zachodzi jednocześnie w dwóch reakcjach:

Reakcje sekwencyjne- Są to reakcje, które zachodzą w kilku etapach. To większość reakcji chemicznych.

.

Reakcje sprzężone. Jeżeli w układzie zachodzi kilka reakcji i zajście jednej z nich nie jest możliwe bez drugiej, wówczas reakcje te nazywa się sprzężony i samo zjawisko - przez indukcję .

2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.

Reakcji tej praktycznie nie obserwuje się w normalnych warunkach, ale jeśli do układu doda się FeO, zachodzi następująca reakcja:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

i jednocześnie następuje pierwsza reakcja. Powodem tego jest powstawanie w drugiej reakcji produktów pośrednich biorących udział w pierwszej reakcji:

FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Indukcja chemiczna- zjawisko, w którym jedna reakcja chemiczna (wtórna) zależy od drugiej (pierwotnej).

+ W- podstawowy reakcja,

A+C- wtórny reakcja,

wtedy A jest aktywatorem, W- cewka indukcyjna, C - akceptor.

Podczas indukcji chemicznej, w przeciwieństwie do katalizy, zmniejszają się stężenia wszystkich uczestników reakcji.

Współczynnik indukcji wyznacza się z następującego równania:

.

W zależności od wielkości współczynnika indukcji możliwe są następujące przypadki.

ja > 0 - proces tłumienia. Szybkość reakcji maleje z czasem.

I < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Zjawisko indukcji jest ważne, ponieważ w niektórych przypadkach energia reakcji pierwotnej może zrekompensować energię zużytą w reakcji wtórnej. Z tego też powodu okazuje się, że termodynamicznie możliwa jest synteza białek poprzez polikondensację aminokwasów.

Reakcje łańcuchowe. Jeżeli reakcja chemiczna przebiega z utworzeniem aktywnych cząstek (jonów, rodników), które wchodząc w kolejne reakcje powodują pojawienie się nowych aktywnych cząstek, wówczas tę sekwencję reakcji nazywa się reakcja łańcuchowa.

Powstawanie wolnych rodników wiąże się z wydatkowaniem energii na rozerwanie wiązań w cząsteczce. Energię tę można przekazać cząsteczkom poprzez oświetlenie, wyładowanie elektryczne, ogrzewanie, napromienianie neutronami, cząstkami α i β. Aby przeprowadzić reakcje łańcuchowe w niskich temperaturach, do mieszaniny reakcyjnej wprowadza się inicjatory - substancje łatwo tworzące rodniki: pary sodu, nadtlenki organiczne, jod itp.

Reakcja powstawania chlorowodoru z prostych związków, aktywowana światłem.

Całkowita reakcja:

H2 + C122HC1.

Poszczególne etapy:

Сl 2 2Сl∙ fotoaktywacja chloru (inicjacja)

Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ rozwój łańcucha

H∙ + Cl 2 = HCl + Cl∙ itd.

H∙ + Cl∙ = obwód otwarty HCl

Tutaj H∙ i Cl∙ są cząstkami aktywnymi (rodnikami).

W tym mechanizmie reakcji można wyróżnić trzy grupy etapów elementarnych. Pierwsza to reakcja fotochemiczna zarodkowanie łańcucha. Cząsteczki chloru po zaabsorbowaniu lekkiego kwantu dysocjują na wolne atomy, które są wysoce reaktywne. Zatem podczas zarodkowania łańcucha następuje tworzenie wolnych atomów lub rodników z cząsteczek nasyconych wartościowością. Nazywa się także proces zarodkowania łańcucha inicjacja. Atomy chloru, posiadające niesparowane elektrony, są w stanie reagować z wodorem cząsteczkowym, tworząc cząsteczki chlorowodoru i wodoru atomowego. Z kolei wodór atomowy oddziałuje z cząsteczką chloru, w wyniku czego ponownie powstaje cząsteczka chlorowodoru i atomowy chlor itp.

Procesy te, charakteryzujące się powtarzalnością tych samych elementarnych etapów (ogniw) i postępujące z zachowaniem wolnych rodników, prowadzą do zużycia substancji wyjściowych i powstania produktów reakcji. Takie grupy reakcji nazywane są reakcje rozwoju (lub kontynuacji) łańcucha.

Etap reakcji łańcuchowej, w którym następuje śmierć wolnych rodników, nazywa się otwarty obwód. Zakończenie łańcucha może nastąpić w wyniku rekombinacji wolnych rodników, jeśli energia uwolniona w tym procesie może zostać oddana jakiemuś trzeciemu ciału: ściance naczynia lub cząsteczkom obojętnych zanieczyszczeń (etapy 4, 5). Dlatego też szybkość reakcji łańcuchowych jest bardzo wrażliwa na obecność zanieczyszczeń, kształt i wielkość naczynia, szczególnie przy niskich ciśnieniach.

Liczbę elementarnych ogniw od momentu, w którym łańcuch zaczyna się zrywać, nazywa się długością łańcucha. W rozważanym przykładzie na każdy kwant światła powstaje do 10 5 cząsteczek HCl.

Reakcje łańcuchowe, podczas których nie dochodzi do „zwielokrotnienia” liczby wolnych rodników nierozgałęziony Lub proste reakcje łańcuchowe . W każdym elementarnym etapie procesu o łańcuchu nierozgałęzionym jeden rodnik „rodzi” jedną cząsteczkę produktu reakcji i tylko jeden nowy rodnik (ryc. 41).

Inne przykłady prostych reakcji łańcuchowych: a) chlorowanie węglowodorów parafinowych Cl∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ itd.; b) reakcje polimeryzacji rodnikowej, na przykład polimeryzacja octanu winylu w obecności nadtlenku benzoilu, który łatwo rozkłada się na rodniki; c) oddziaływanie wodoru z bromem, które zachodzi według mechanizmu podobnego do reakcji chloru z wodorem, tyle że przy krótszej długości łańcucha ze względu na jego endotermiczność.

Jeśli w wyniku wzrostu pojawią się dwie lub więcej aktywnych cząstek, wówczas ta reakcja łańcuchowa jest rozgałęziona.

W 1925 r. N. N. Semenow i jego współpracownicy odkryli reakcje zawierające etapy elementarne, w wyniku których pojawia się nie jedna, ale kilka chemicznie aktywnych cząstek - atomów lub rodników. Pojawienie się kilku nowych wolnych rodników prowadzi do pojawienia się kilku nowych łańcuchów, tj. jedno odgałęzienie łańcucha. Takie procesy nazywane są reakcjami rozgałęzionymi (ryc. 42).

Przykładem procesu o silnie rozgałęzionym łańcuchu jest utlenianie wodoru pod niskim ciśnieniem i w temperaturze około 900°C. Mechanizm reakcji można zapisać w następujący sposób.

1. Inicjacja łańcucha H 2 + O 2 OH∙ + OH∙

2. Rozwój łańcucha OH∙ + H2 → H2O + H∙

3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: rozgałęzienie łańcucha

4. O: + H 2 → OH∙ +H∙

5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ kontynuacja łańcucha

6. Н∙ + Н∙ + ściana → Н 2 obwód otwarty na ścianie naczynia

7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M obwód otwarty w objętości.

M jest cząsteczką obojętną. Rodnik HO 2 ∙ powstały podczas potrójnego zderzenia jest nieaktywny i nie może kontynuować łańcucha.

W pierwszym etapie procesu powstają rodniki hydroksylowe, które zapewniają rozwój prostego łańcucha. W trzecim etapie, w wyniku oddziaływania z pierwotną cząsteczką jednego rodnika, powstają dwa rodniki, a atom tlenu ma dwie wolne wartościowości. Zapewnia to rozgałęzienie łańcucha.

W wyniku rozgałęzienia łańcucha w początkowym okresie szybkość reakcji gwałtownie wzrasta, a proces kończy się zapaleniem łańcucha – eksplozją. Jednakże rozgałęzione reakcje łańcuchowe kończą się eksplozją tylko wtedy, gdy szybkość rozgałęziania jest większa niż szybkość kończenia łańcucha. W przeciwnym razie proces jest powolny.

W przypadku zmiany warunków reakcji (zmiany ciśnienia, temperatury, składu mieszaniny, wielkości i stanu ścianek naczynia reakcyjnego itp.) może nastąpić przejście od reakcji powolnej do eksplozji i odwrotnie. Zatem w reakcjach łańcuchowych istnieją stany graniczne (krytyczne), przy których następuje zapłon łańcucha, od których należy odróżnić zapłon termiczny, który zachodzi w reakcjach egzotermicznych w wyniku coraz większego nagrzewania mieszaniny reakcyjnej przy słabym odprowadzaniu ciepła.

Utlenianie oparów siarki, fosforu, tlenku węgla (II), dwusiarczku węgla itp. Zachodzi poprzez mechanizm o rozgałęzionym łańcuchu.

Nowoczesną teorię procesów łańcuchowych opracowali laureaci Nagrody Nobla (1956) radziecki akademik N. N. Semenow i angielski naukowiec Hinshelwood.

Reakcje łańcuchowe należy odróżnić od reakcji katalitycznych, chociaż te ostatnie również mają charakter cykliczny. Najbardziej znacząca różnica między reakcjami łańcuchowymi a katalitycznymi polega na tym, że w przypadku mechanizmu łańcuchowego reakcja może przebiegać w kierunku zwiększania energii układu w wyniku reakcji spontanicznych. Katalizator nie powoduje reakcji niemożliwej termodynamicznie. Ponadto w reakcjach katalitycznych nie ma etapów procesu, takich jak zarodkowanie łańcucha i zakończenie łańcucha.

Reakcje polimeryzacji. Szczególnym przypadkiem reakcji łańcuchowej jest reakcja polimeryzacji.

Polimeryzacja to proces, w którym reakcji cząstek aktywnych (rodników, jonów) ze związkami drobnocząsteczkowymi (monomerami) towarzyszy sekwencyjne dodawanie tych ostatnich wraz ze wzrostem długości łańcucha materiałowego (długości cząsteczki), tj. powstawanie polimeru.

Monomery to związki organiczne, zwykle zawierające w cząsteczce wiązania nienasycone (podwójne, potrójne).

Główne etapy procesu polimeryzacji:

1. Inicjacja(pod wpływem światła, ciepła itp.):

Odp.: A→A" + A"- rozkład homolityczny z utworzeniem rodników (cząstki nienasycone o aktywnej wartościowości).

Odp.: B→ A - + B +- rozkład heterolityczny z utworzeniem jonów.

2. Wysokość łańcuszka: A" + M→ JESTEM"

(Lub A - + M→ JESTEM", Lub W + + M→ maszyna wirtualna +).

3. Obwód otwarty: AM" + AM"→ polimer

(Lub AM" + B +→ polimer, VM + + A”→ polimer).

Szybkość procesu łańcuchowego jest zawsze większa niż w przypadku procesu niełańcuchowego.

Szybkość reakcji chemicznej- zmiana ilości jednej z reagujących substancji w jednostce czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej.

Na szybkość reakcji chemicznej wpływają następujące czynniki:

• charakter substancji reagujących;
• stężenie reagentów;
• powierzchnia kontaktu substancji reagujących (w reakcjach heterogenicznych);
• temperatura;
• działanie katalizatorów.

Aktywna teoria zderzeń pozwala wyjaśnić wpływ niektórych czynników na szybkość reakcji chemicznej. Główne postanowienia tej teorii:

• Reakcje zachodzą, gdy zderzają się cząstki reagentów o określonej energii.
• Im więcej cząstek reagenta, im bliżej siebie są, tym większe jest prawdopodobieństwo, że zderzą się i zareagują.
• Tylko skuteczne zderzenia prowadzą do reakcji, tj. takie, w których „stare połączenia” ulegają zniszczeniu lub osłabieniu i w związku z tym mogą powstać „nowe”. Aby to zrobić, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.
• Minimalna nadwyżka energii wymagana do skutecznego zderzenia cząstek reagenta nazywa się energia aktywacji Ea.
• Aktywność substancji chemicznych objawia się niską energią aktywacji reakcji z nimi związanych. Im niższa energia aktywacji, tym większa szybkość reakcji. Na przykład w reakcjach pomiędzy kationami i anionami energia aktywacji jest bardzo niska, więc takie reakcje zachodzą niemal natychmiast

Wpływ stężenia reagentów na szybkość reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia reagentów wzrasta szybkość reakcji. Aby zaszła reakcja, dwie cząstki chemiczne muszą się połączyć, więc szybkość reakcji zależy od liczby zderzeń między nimi. Wzrost liczby cząstek w danej objętości prowadzi do częstszych zderzeń i wzrostu szybkości reakcji.

Wzrost szybkości reakcji zachodzącej w fazie gazowej będzie wynikał ze wzrostu ciśnienia lub zmniejszenia objętości zajmowanej przez mieszaninę.

Na podstawie danych eksperymentalnych z 1867 r. Norwescy naukowcy K. Guldberg 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 reagentów -

Prawo działania mas (LMA):

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji. („masa efektywna” jest synonimem współczesnego pojęcia „koncentracja”)

aA +bB =cС +dD, Gdzie k– stała szybkości reakcji

ZDM przeprowadza się tylko dla elementarnych reakcji chemicznych zachodzących w jednym etapie. Jeśli reakcja przebiega sekwencyjnie przez kilka etapów, wówczas o całkowitej szybkości całego procesu decyduje jego najwolniejsza część.

Wyrażenia na szybkość różnych typów reakcji

ZDM odnosi się do reakcji jednorodnych. Jeżeli reakcja jest niejednorodna (odczynniki są w różnych stanach agregacji), wówczas równanie ZDM uwzględnia tylko odczynniki ciekłe lub tylko gazowe, a wyklucza się stałe, wpływając jedynie na stałą szybkości k.

Molekularność reakcji to minimalna liczba cząsteczek biorących udział w elementarnym procesie chemicznym. Ze względu na molekularność elementarne reakcje chemiczne dzielimy na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); reakcje trójcząsteczkowe są niezwykle rzadkie.

Szybkość reakcji heterogenicznych

• Zależy od powierzchnia kontaktu między substancjami, tj. od stopnia rozdrobnienia substancji i kompletności wymieszania odczynników.
• Przykładem jest spalanie drewna. Cała kłoda pali się stosunkowo wolno na powietrzu. Jeśli zwiększysz powierzchnię kontaktu drewna z powietrzem, dzieląc kłodę na wióry, szybkość spalania wzrośnie.
• Żelazo piroforyczne wylewa się na arkusz bibuły filtracyjnej. Jesienią cząsteczki żelaza nagrzewają się i podpalają papier.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji

W XIX wieku holenderski naukowiec Van't Hoff odkrył eksperymentalnie, że wraz ze wzrostem temperatury o 10 o C szybkość wielu reakcji wzrasta 2-4 razy.

Reguła Van't Hoffa

Na każde 10 ◦ C wzrostu temperatury, szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy.

Tutaj γ (grecka litera „gamma”) – tak zwany współczynnik temperaturowy lub współczynnik van’t Hoffa, przyjmuje wartości od 2 do 4.

Dla każdej konkretnej reakcji współczynnik temperaturowy określa się eksperymentalnie. Pokazuje dokładnie, ile razy szybkość danej reakcji chemicznej (i jej stała szybkości) wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o każde 10 stopni.

Reguła Van't Hoffa służy do przybliżenia zmiany stałej szybkości reakcji wraz ze wzrostem lub spadkiem temperatury. Dokładniejszy związek między stałą szybkości a temperaturą ustalił szwedzki chemik Svante Arrhenius:

Jak więcej E specyficzna reakcja, tzw mniej(w danej temperaturze) będzie stałą szybkości k (i szybkością) tej reakcji. Wzrost T prowadzi do wzrostu stałej szybkości, co tłumaczy się faktem, że wzrost temperatury prowadzi do szybkiego wzrostu liczby cząsteczek „energetycznych” zdolnych do pokonania bariery aktywacji Ea.

Wpływ katalizatora na szybkość reakcji

Szybkość reakcji można zmienić stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją na korzystną energetycznie ścieżkę z niższą energią aktywacji.

Katalizatory- są to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zwiększają jej prędkość, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione jakościowo i ilościowo.

Inhibitory– substancje spowalniające reakcje chemiczne.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się kataliza .

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.

Stale mamy do czynienia z różnymi interakcjami chemicznymi. Spalanie gazu ziemnego, rdzewienie żelaza, kwaśnienie mleka – to nie wszystkie procesy szczegółowo badane na szkolnych kursach chemii.

Niektóre reakcje trwają ułamki sekund, podczas gdy niektóre interakcje trwają kilka dni lub tygodni.

Spróbujmy określić zależność szybkości reakcji od temperatury, stężenia i innych czynników. Nowy standard edukacyjny wyznacza temu zagadnieniu minimalną ilość godzin dydaktycznych. Testy Unified State Exam obejmują zadania dotyczące zależności szybkości reakcji od temperatury, stężenia, a nawet oferują problemy obliczeniowe. Wielu uczniów szkół średnich ma pewne trudności ze znalezieniem odpowiedzi na te pytania, dlatego przeanalizujemy ten temat szczegółowo.

Istotność rozpatrywanej kwestii

Informacja o szybkości reakcji ma istotne znaczenie praktyczne i naukowe. Na przykład w konkretnej produkcji substancji i produktów wydajność sprzętu i koszt towarów zależą bezpośrednio od tej wartości.

Klasyfikacja zachodzących reakcji

Istnieje bezpośredni związek między stanem skupienia składników początkowych a produktami powstałymi w wyniku oddziaływań heterogenicznych.

W chemii system zwykle oznacza substancję lub ich kombinację.

Układ składający się z jednej fazy (tego samego stanu skupienia) uważa się za jednorodny. Jako przykład można wymienić mieszaninę gazów i kilku różnych cieczy.

Układ heterogeniczny to układ, w którym reagujące substancje występują w postaci gazów i cieczy, ciał stałych i gazów.

Istnieje zależność szybkości reakcji nie tylko od temperatury, ale także od fazy, w której wykorzystywane są składniki wchodzące w analizowane oddziaływanie.

Jednorodny skład charakteryzuje się procesem zachodzącym w całej objętości, co znacząco poprawia jego jakość.

Jeżeli substancje wyjściowe znajdują się w różnych stanach fazowych, wówczas maksymalną interakcję obserwuje się na granicy faz. Na przykład, gdy metal aktywny zostanie rozpuszczony w kwasie, powstawanie produktu (soli) obserwuje się tylko na powierzchni ich styku.

Matematyczna zależność między szybkością procesu a różnymi czynnikami

Jak wygląda równanie na zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury? W przypadku procesu jednorodnego szybkość zależy od ilości substancji, która oddziałuje lub powstaje podczas reakcji w objętości układu na jednostkę czasu.

W przypadku procesu heterogenicznego szybkość określa się w kategoriach ilości substancji reagującej lub wytwarzanej w procesie na jednostkę powierzchni w minimalnym okresie czasu.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Charakter reagujących substancji jest jedną z przyczyn różnej szybkości procesów. Na przykład metale alkaliczne tworzą zasady z wodą w temperaturze pokojowej, a procesowi towarzyszy intensywne uwalnianie gazowego wodoru. Metale szlachetne (złoto, platyna, srebro) nie nadają się do takich procesów ani w temperaturze pokojowej, ani po podgrzaniu.

Charakter reagentów jest czynnikiem branym pod uwagę w przemyśle chemicznym w celu zwiększenia opłacalności produkcji.

Stwierdzono związek pomiędzy stężeniem odczynników a szybkością reakcji chemicznej. Im jest ona wyższa, tym więcej cząstek zderzy się, dlatego proces będzie przebiegał szybciej.

Prawo działania mas w formie matematycznej opisuje wprost proporcjonalną zależność pomiędzy stężeniem substancji wyjściowych a szybkością procesu.

Został opracowany w połowie XIX wieku przez rosyjskiego chemika N. N. Beketowa. Dla każdego procesu wyznaczana jest stała reakcji, która nie jest związana z temperaturą, stężeniem czy naturą reagentów.

Aby przyspieszyć reakcję, w której bierze udział substancja stała, należy ją zmielić na proszek.

W tym przypadku zwiększa się powierzchnia, co pozytywnie wpływa na szybkość procesu. W przypadku oleju napędowego stosuje się specjalny układ wtryskowy, dzięki któremu w kontakcie z powietrzem znacznie wzrasta szybkość spalania mieszaniny węglowodorów.

Ogrzewanie

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury wyjaśnia teoria kinetyki molekularnej. Pozwala obliczyć liczbę zderzeń pomiędzy cząsteczkami odczynników w określonych warunkach. Jeśli jesteś uzbrojony w takie informacje, w normalnych warunkach wszystkie procesy powinny przebiegać natychmiast.

Ale jeśli rozważymy konkretny przykład zależności szybkości reakcji od temperatury, okaże się, że do interakcji konieczne jest najpierw zerwanie wiązań chemicznych między atomami, aby powstały z nich nowe substancje. Wymaga to znacznych wydatków energetycznych. Jaka jest zależność szybkości reakcji od temperatury? Energia aktywacji określa możliwość rozerwania cząsteczek i to właśnie ta energia charakteryzuje rzeczywistość procesów. Jego jednostkami są kJ/mol.

Jeśli energia będzie niewystarczająca, zderzenie będzie nieskuteczne, więc nie towarzyszy mu powstanie nowej cząsteczki.

Reprezentacja graficzna

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury można przedstawić graficznie. Po podgrzaniu zwiększa się liczba zderzeń między cząsteczkami, co przyspiesza interakcję.

Jak wygląda wykres szybkości reakcji w funkcji temperatury? Energia cząsteczek jest wyświetlana poziomo, a liczba cząstek o dużej rezerwie energii jest wskazywana pionowo. Wykres to krzywa, według której można ocenić prędkość określonej interakcji.

Im większa jest różnica energii od średniej, tym dalej od maksimum znajduje się punkt krzywej i tym mniejszy procent cząsteczek posiada taki zapas energii.

Ważne aspekty

Czy można zapisać równanie na zależność stałej szybkości reakcji od temperatury? Jego wzrost przekłada się na wzrost szybkości procesu. Zależność tę charakteryzuje pewna wartość zwana współczynnikiem temperaturowym szybkości procesu.

Dla dowolnej interakcji wykazano zależność stałej szybkości reakcji od temperatury. Jeśli wzrośnie o 10 stopni, prędkość procesu wzrośnie 2-4 razy.

Zależność szybkości jednorodnych reakcji od temperatury można przedstawić w formie matematycznej.

Dla większości interakcji w temperaturze pokojowej współczynnik mieści się w przedziale od 2 do 4. Przykładowo przy współczynniku temperaturowym 2,9 wzrost temperatury o 100 stopni przyspiesza proces prawie 50 000 razy.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można łatwo wyjaśnić różnymi energiami aktywacji. Ma minimalną wartość podczas procesów jonowych, które są określane jedynie przez oddziaływanie kationów i anionów. Liczne eksperymenty wskazują na natychmiastowe występowanie takich reakcji.

Przy wysokiej energii aktywacji tylko niewielka liczba zderzeń między cząstkami doprowadzi do interakcji. Przy średniej energii aktywacji reagenty będą oddziaływać ze średnią szybkością.

Zadania dotyczące zależności szybkości reakcji od stężenia i temperatury rozważane są dopiero na wyższym poziomie edukacji i często sprawiają dzieciom poważne trudności.

Pomiar szybkości procesu

Procesy wymagające znacznej energii aktywacji polegają na początkowym zerwaniu lub osłabieniu wiązań pomiędzy atomami substancji wyjściowych. W tym przypadku przechodzą one do pewnego stanu pośredniego zwanego kompleksem aktywowanym. Jest to stan niestabilny, dość szybko rozkłada się na produkty reakcji, procesowi towarzyszy wyzwolenie dodatkowej energii.

W najprostszej formie aktywowany kompleks to konfiguracja atomów z osłabionymi starymi wiązaniami.

Inhibitory i katalizatory

Przeanalizujmy zależność szybkości reakcji enzymatycznej od temperatury ośrodka. Substancje te pełnią funkcję przyspieszaczy procesów.

Oni sami nie są uczestnikami interakcji, ich liczba pozostaje niezmieniona po zakończeniu procesu. Podczas gdy katalizatory pomagają zwiększyć szybkość reakcji, inhibitory, wręcz przeciwnie, spowalniają ten proces.

Istota tego polega na tworzeniu się związków pośrednich, w wyniku czego obserwuje się zmianę szybkości procesu.

Wniosek

Co minutę na świecie zachodzą różne interakcje chemiczne. Jak ustalić zależność szybkości reakcji od temperatury? Równanie Arrheniusa jest matematycznym wyjaśnieniem zależności pomiędzy stałą szybkości i temperaturą. Daje wyobrażenie o tych wartościach energii aktywacji, przy których możliwe jest zniszczenie lub osłabienie wiązań między atomami w cząsteczkach i rozkład cząstek w nowe substancje chemiczne.

Dzięki teorii kinetyki molekularnej można przewidzieć prawdopodobieństwo interakcji pomiędzy początkowymi składnikami i obliczyć szybkość procesu. Wśród czynników wpływających na szybkość reakcji szczególne znaczenie mają zmiany temperatury, procentowe stężenie substancji oddziałujących, powierzchnia styku, obecność katalizatora (inhibitora) oraz charakter oddziałujących składników.