Ce determină viteza unei reacții chimice. Cinetica chimică. Viteza reacțiilor chimice

Viteza reacțiilor chimice, dependența acesteia de diverși factori

Reacții chimice omogene și eterogene

Reacțiile chimice se desfășoară la viteze diferite: cu o viteză mică - în timpul formării stalactitelor și stalagmitelor, la o viteză medie - la gătirea alimentelor, instantaneu - în timpul unei explozii. Reacțiile în soluții apoase au loc foarte repede, aproape instantaneu. Amestecăm soluții de clorură de bariu și sulfat de sodiu - se formează imediat sulfatul de bariu sub formă de precipitat. Sulful arde rapid, dar nu instantaneu, magneziul se dizolvă în acid clorhidric, etilena decolorează apa cu brom. Încet, rugina se formează pe obiectele de fier, placa pe produsele din cupru și bronz, frunzișul putrezește încet și dinții sunt distruși.

Prezicerea vitezei unei reacții chimice, precum și elucidarea dependenței acesteia de condițiile procesului, este o sarcină. cinetica chimică— știința regularităților cursului reacțiilor chimice în timp.

Dacă reacțiile chimice au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-o fază gazoasă, atunci interacțiunea reactanților are loc în întregul volum. Astfel de reacții, după cum știți, sunt numite omogen.

Viteza unei reacții omogene ($v_(homog.)$) este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum:

$υ_(omog.)=(∆n)/(∆t V),$

unde $∆n$ este modificarea numărului de moli ai unei substanțe (cel mai adesea cea inițială, dar poate fi și produsul de reacție); $∆t$ — interval de timp (s, min.); $V$ este volumul de gaz sau soluție (l).

Deoarece raportul dintre cantitatea de substanță și volumul este concentrația molară $C$, atunci

$(∆n)/(V)=∆C.$

Prin urmare, viteza de reacție omogenă este definită ca modificarea concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

$υ_(omog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

dacă volumul sistemului nu se modifică. Dacă are loc o reacție între substanțe în diferite stări de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid), sau între substanțe care nu pot forma un mediu omogen (de exemplu, între lichide nemiscibile), atunci ea are loc numai pe suprafata de contact a substantelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

Viteza de reacție eterogenă este definită ca modificarea cantității de materie pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață:

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

unde $S$ este suprafața de contact dintre substanțe ($m^2, cm^2$).

Dacă, pentru orice reacție în curs, concentrația substanței inițiale este măsurată experimental în momente diferite de timp, atunci modificarea acesteia poate fi afișată grafic folosind curba cinetică pentru acest reactiv.

Viteza de reacție nu este o valoare constantă. Am indicat doar o anumită rată medie a unei reacții date într-un anumit interval de timp.

Imaginează-ți că determinăm viteza unei reacții

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) prin modificarea concentraţiei de $Н_2$;

b) prin modificarea concentraţiei de $HCl$.

Vom obține aceleași valori? La urma urmei, din $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ se formează, deci viteza în cazul b) va fi de două ori mai mare. Prin urmare, valoarea vitezei de reacție depinde și de substanța prin care este determinată.

Modificarea cantității de substanță prin care se determină viteza de reacție este un factor extern observat de cercetător. De fapt, toate procesele sunt efectuate la nivel micro. Evident, pentru ca unele particule să reacționeze, ele trebuie în primul rând să se ciocnească și să se ciocnească eficient: să nu se împrăștie ca niște bile în direcții diferite, ci în așa fel încât legăturile vechi din particule să fie distruse sau slăbite și să se poată forma altele noi. , dar pentru particule trebuie să aibă suficientă energie.

Datele de calcul arată că, de exemplu, ciocnirile de molecule din gaze la presiunea atmosferică se ridică la miliarde pe 1 $ secundă, de exemplu. toate reacțiile ar trebui să fie instantanee. Dar nu este. Se dovedește că doar o parte foarte mică din molecule au energia necesară pentru a produce o coliziune eficientă.

Excesul minim de energie pe care trebuie să o aibă o particulă (sau o pereche de particule) pentru ca o coliziune eficientă să aibă loc se numește energie activatoare$E_a$.

Astfel, există o barieră energetică pe calea tuturor particulelor care intră în reacție, egală cu energia de activare $E_a$. Când este mic, există multe particule care îl pot depăși, iar viteza de reacție este mare. În caz contrar, este necesară o împingere. Când aduci un chibrit pentru a aprinde o lampă cu spirt, dai energia suplimentară $E_a$ necesară pentru a ciocni eficient moleculele de alcool cu ​​moleculele de oxigen (depășind bariera).

În concluzie, concluzionăm că multe posibile reacții practic nu apar, deoarece energie de activare ridicată.

Acest lucru este de mare importanță pentru viața noastră. Imaginează-ți ce s-ar întâmpla dacă toate reacțiile permise termodinamic ar putea avea loc fără nicio barieră energetică (energie de activare). Oxigenul din aer ar reacționa cu orice ar putea arde sau pur și simplu oxida. Toată materia organică ar avea de suferit, s-ar transforma în dioxid de carbon $CO_2$ și apă $H_2O$.

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Principalele sunt: ​​natura și concentrația reactanților, presiunea (în reacțiile care implică gaze), temperatura, acțiunea catalizatorilor și suprafața reactanților în cazul reacțiilor eterogene. Luați în considerare influența fiecăruia dintre acești factori asupra vitezei unei reacții chimice.

Temperatura

Știți că atunci când temperatura crește, în majoritatea cazurilor viteza unei reacții chimice crește semnificativ. În secolul 19 chimistul olandez J. H. Van't Hoff a formulat regula:

O creștere a temperaturii pentru fiecare $10°C$ duce la o creștere a vitezei de reacție cu un factor de 2-4 (această valoare se numește coeficientul de temperatură al reacției).

Odată cu creșterea temperaturii, viteza medie a moleculelor, energia lor și numărul de ciocniri cresc ușor, dar fracția de molecule active care participă la coliziuni eficiente care depășesc bariera energetică a reacției crește brusc.

Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

unde $υ_(t_1)$ și $υ_(t_2)$ sunt vitezele de reacție la temperaturile finale $t_2$ și, respectiv, inițiale $t_1$ și $γ$ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată câte de ori viteza de reacție crește odată cu creșterea temperaturii pentru fiecare $10°C$.

Cu toate acestea, pentru a crește viteza de reacție, o creștere a temperaturii nu este întotdeauna aplicabilă, deoarece. substanțele inițiale pot începe să se descompună, solvenții sau substanțele în sine se pot evapora.

Concentrația reactanților

O modificare a presiunii cu participarea substanțelor gazoase în reacție duce, de asemenea, la o modificare a concentrației acestor substanțe.

Pentru a avea loc o interacțiune chimică între particule, acestea trebuie să se ciocnească efectiv. Cu cât concentrația de reactanți este mai mare, cu atât mai multe ciocniri și, în consecință, cu atât viteza de reacție este mai mare. De exemplu, acetilena arde foarte repede în oxigen pur. Aceasta dezvoltă o temperatură suficientă pentru a topi metalul. Pe baza unei cantități mari de material experimental, în 1867 norvegienii K. Guldenberg și P. Waage, și independent de ei în 1865, omul de știință rus N. I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, care stabilește dependența reacției. rata asupra concentrației substanțelor care reacţionează.

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația reacției.

Această lege este numită și legea acțiunii în masă.

Pentru reacția $A+B=D$ această lege se exprimă astfel:

$υ_1=k_1 C_A C_B$

Pentru reacția $2A+B=D$ această lege se exprimă astfel:

$υ_2=k_2 C_A^2 C_B$

Aici $C_A, C_B$ sunt concentrațiile substanțelor $A$ și $B$ (mol/l); $k_1$ și $k_2$ sunt coeficienții de proporționalitate, numiți constante de viteză de reacție.

Semnificația fizică a constantei vitezei de reacție nu este greu de stabilit - este numeric egală cu viteza de reacție în care concentrațiile reactanților sunt egale cu $1$ mol/l sau produsul lor este egal cu unitatea. În acest caz, este clar că constanta de viteză a reacției depinde numai de temperatură și nu depinde de concentrația de substanțe.

Legea acţiunii masei nu ţine cont de concentraţia substanţelor care reacţionează în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor sunt de obicei constante.

De exemplu, pentru reacția de ardere a cărbunelui

Expresia vitezei de reacție ar trebui scrisă astfel:

$υ=k·C_(O_2)$,

adică, viteza de reacție este doar proporțională cu concentrația de oxigen.

Dacă ecuația reacției descrie doar reacția chimică globală, care are loc în mai multe etape, atunci viteza unei astfel de reacții poate depinde într-un mod complex de concentrațiile substanțelor inițiale. Această dependență este determinată experimental sau teoretic pe baza mecanismului de reacție propus.

Acțiunea catalizatorilor

Este posibilă creșterea vitezei de reacție prin utilizarea unor substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și îl direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică. Ei sunt numiti, cunoscuti catalizatori(din lat. cataliză- distrugere).

Catalizatorul acționează ca un ghid experimentat, îndrumând un grup de turiști nu printr-o pasă înaltă din munți (depășirea ei necesită mult efort și timp și nu este accesibilă oricui), ci pe căile ocolitoare cunoscute de el, de-a lungul cărora poti depasi muntele mult mai usor si mai repede. Adevărat, într-un ocol nu poți ajunge chiar unde duce pasul principal. Dar uneori este exact ceea ce ai nevoie! Așa funcționează catalizatorii, care se numesc selectiv. Este clar că nu este nevoie să ardeți amoniacul și azotul, dar oxidul de azot (II) este folosit la producerea acidului azotic.

Catalizatorii sunt substanțe care iau parte la o reacție chimică și își schimbă viteza sau direcția, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate cantitativ și calitativ.

Se numește schimbarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia cu ajutorul unui catalizator cataliză. Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în diverse industrii și în transport (convertoare catalitice care transformă oxizii de azot din gazele de eșapament ale mașinilor în azot inofensiv).

Există două tipuri de cataliză.

cataliză omogenă, în care atât catalizatorul, cât și reactanții sunt în aceeași stare de agregare (fază).

cataliză eterogenă unde catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite. De exemplu, descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator solid de oxid de mangan (IV):

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

Catalizatorul în sine nu este consumat ca urmare a reacției, dar dacă pe suprafața sa sunt adsorbite alte substanțe (se numesc otravuri catalitice), atunci suprafața devine inoperabilă, este necesară regenerarea catalizatorului. Prin urmare, înainte de efectuarea reacției catalitice, materiile prime sunt complet purificate.

De exemplu, în producerea acidului sulfuric prin metoda de contact, se utilizează un catalizator solid - oxid de vanadiu (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

În producția de metanol, se folosește un catalizator solid de zinc-crom ($8ZnO Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Catalizatorii biologici funcționează foarte eficient - enzime. Prin natura chimică, acestea sunt proteine. Datorită acestora, reacțiile chimice complexe au loc cu o viteză mare în organismele vii la temperaturi scăzute. Enzimele sunt foarte specifice, fiecare accelerează doar propria sa reacție, care are loc la momentul potrivit și la locul potrivit cu un randament apropiat de $100%$. Crearea de catalizatori artificiali similari cu enzimele este un vis al chimiștilor!

Desigur, ați auzit despre alte substanțe interesante - inhibitori(din lat. inhibere- întârziere). Ele reacţionează cu particulele active într-o rată mare pentru a forma compuşi inactivi. Ca urmare, reacția încetinește brusc și apoi se oprește. Inhibitorii sunt adesea adăugați în mod specific la diferite substanțe pentru a preveni procesele nedorite.

De exemplu, cu ajutorul inhibitorilor, soluții de peroxid de hidrogen, monomeri pentru prevenirea polimerizării premature, acidul clorhidric se stabilizează astfel încât să poată fi transportat în recipiente din oțel. Inhibitorii se găsesc și în organismele vii; ei suprimă diferite reacții de oxidare dăunătoare în celulele țesuturilor, care pot fi inițiate, de exemplu, de radiații radioactive.

Natura reactanților (compoziția, structura lor)

Valoarea energiei de activare este factorul prin care este afectată influenţa naturii substanţelor care reacţionează asupra vitezei de reacţie.

Dacă energia de activare este mică ($< 40$ 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.

Dacă energia de activare este mare ($> 120$ kJ/mol), atunci aceasta înseamnă că doar o parte neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la o reacție. Viteza unei astfel de reacții este așadar foarte lentă. De exemplu, progresul reacției de sinteză a amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă energiile de activare au valori intermediare ($40-120$ kJ/mol), atunci vitezele unor astfel de reacții vor fi medii. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau alcoolul etilic, decolorarea apei de brom cu etilena, interacțiunea zincului cu acidul clorhidric etc.

Suprafața de contact a reactanților

Viteza reacțiilor care au loc pe suprafața substanțelor, adică eterogen, depinde, în egală măsură, de proprietățile acestei suprafețe. Se știe că creta sub formă de pulbere se dizolvă mult mai repede în acid clorhidric decât o bucată de cretă cu masă egală.

Creșterea vitezei de reacție se explică, în primul rând, prin creșterea suprafeței de contact a substanțelor inițiale, precum și printr-o serie de alte motive, de exemplu, distrugerea structurii rețelei cristaline obișnuite. Acest lucru duce la faptul că particulele de pe suprafața microcristalelor formate sunt mult mai reactive decât aceleași particule de pe o suprafață netedă.

În industrie, pentru efectuarea reacțiilor eterogene, se folosește un pat fluidizat pentru a crește suprafața de contact a reactanților, aprovizionarea cu materii prime și îndepărtarea produselor. De exemplu, în producerea acidului sulfuric folosind un pat fluidizat, pirita este prăjită; în chimia organică, folosind un pat fluidizat, se realizează cracarea catalitică a produselor petroliere și regenerarea (recuperarea) unui catalizator eșuat (cocsat).

Viteza unei reacții chimice este înțeleasă ca o modificare a concentrației uneia dintre substanțele care reacţionează pe unitatea de timp cu un volum constant al sistemului.

De obicei, concentrația este exprimată în mol/L și timpul în secunde sau minute. Dacă, de exemplu, concentrația inițială a unuia dintre reactanți a fost de 1 mol/l, iar după 4 s de la începutul reacției a devenit 0,6 mol/l, atunci viteza medie de reacție va fi egală cu (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).

Viteza medie de reacție se calculează prin formula:

Viteza unei reacții chimice depinde de:

Natura reactanților.

Substanțele cu o legătură polară în soluții interacționează mai repede, acest lucru se datorează faptului că astfel de substanțe din soluții formează ioni care interacționează cu ușurință între ele.

Substanțele cu legături covalente nepolare și polare scăzute reacționează la viteze diferite, aceasta depinde de activitatea lor chimică.

H 2 + F 2 = 2HF (merge foarte repede cu o explozie la temperatura camerei)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (se duce încet, chiar și atunci când este încălzit)

Valorile de contact cu suprafața reactanților (pentru eterogene)

Concentrațiile reactanților

Viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților crescute cu puterea coeficienților lor stoichiometrici.

Temperaturile

Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula van't Hoff:

cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 0 viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori.

Prezența unui catalizator

Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza reacțiilor chimice.

Se numește modificarea vitezei unei reacții în prezența unui catalizator cataliză.

Presiune

Cu o creștere a presiunii, viteza de reacție crește (pentru omogen)

Întrebarea numărul 26. Legea acțiunii în masă. Viteza constantă. Energie activatoare.

Legea acțiunii în masă.

viteza cu care substanțele reacționează între ele depinde de concentrația lor

Viteza constantă.

coeficient de proporționalitate în ecuația cinetică a unei reacții chimice, care exprimă dependența vitezei de reacție de concentrație

Constanta de viteză depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora.

Energie activatoare.

energia care trebuie transmisă moleculelor (particulelor) substanțelor care reacţionează pentru a le transforma în activ

Energia de activare depinde de natura reactanților și se modifică în prezența unui catalizator.

O creștere a concentrației crește numărul total de molecule și, în consecință, particulele active.

Întrebarea numărul 27. Reacții reversibile și ireversibile. Echilibru chimic, constantă de echilibru. Principiul lui Le Chatelier.

Reacțiile care decurg doar într-o singură direcție și se termină cu transformarea completă a materiilor prime în cele finale se numesc ireversibile.

Reacțiile reversibile sunt acelea care se desfășoară simultan în două direcții reciproc opuse.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, două săgeți îndreptate în direcții opuse sunt plasate între partea stângă și cea dreaptă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din hidrogen și azot:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Sunt ireversibile astfel de reacții, în cursul cărora:

Produsele rezultate precipită sau sunt eliberate sub formă de gaz, de exemplu:

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formarea apei:

HCl + NaOH = H20 + NaCI

Reacțiile reversibile nu ajung la sfârșit și se termină cu stabilirea echilibru chimic.

Echilibrul chimic este starea unui sistem de substanțe care reacţionează în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Starea de echilibru chimic este influențată de concentrația substanțelor care reacţionează, temperatură, iar pentru gaze - presiune. Când unul dintre acești parametri se modifică, echilibrul chimic este perturbat.

Constanta de echilibru.

Cel mai important parametru care caracterizează o reacție chimică reversibilă este constanta de echilibru K. Dacă scriem pentru reacția reversibilă considerată A + D C + D condiția de egalitate a vitezelor reacțiilor directe și inverse în starea de echilibru - k1[A] egal[B]egal = k2[C]egal[ D] este egal, de unde [C] este egal cu [D] este egal / [A] este egal cu [B] este egal cu = k1/k2 = K, atunci valoarea lui K se numește echilibru constanta unei reacții chimice.

Deci, la echilibru, raportul dintre concentrația produselor de reacție și produsul concentrației reactanților este constant dacă temperatura este constantă (constantele de viteză k1 și k2 și, în consecință, constanta de echilibru K depind de temperatură, dar nu depind de concentrația reactanților). Dacă la reacție participă mai multe molecule ale substanțelor inițiale și se formează mai multe molecule ale produsului (sau produselor), concentrațiile de substanțe în expresia constantei de echilibru sunt ridicate la puterile corespunzătoare coeficienților lor stoichiometrici. Deci, pentru reacția 3H2 + N2 2NH3, expresia constantei de echilibru se scrie ca K = 2 egal / 3 egal. Metoda descrisă de derivare a constantei de echilibru, bazată pe vitezele reacțiilor directe și inverse, nu poate fi utilizată în cazul general, deoarece pentru reacțiile complexe dependența ratei de concentrație nu este de obicei exprimată printr-o ecuație simplă sau nu este cunoscută. deloc. Cu toate acestea, în termodinamică se dovedește că formula finală pentru constanta de echilibru se dovedește a fi corectă.

Pentru compușii gazoși, în loc de concentrații, se poate folosi presiunea la scrierea constantei de echilibru; Evident, valoarea numerică a constantei se poate modifica în acest caz dacă numărul de molecule gazoase din partea dreaptă și stângă a ecuației nu este același.

Principiul lui Le Chatelier.

Dacă se produce vreo influență externă asupra unui sistem aflat în echilibru, atunci echilibrul se deplasează în direcția reacției care contracarează această influență.

Echilibrul chimic este afectat de:

Schimbarea temperaturii. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează către o reacție endotermă. Pe măsură ce temperatura scade, echilibrul se deplasează către o reacție exotermă.

Schimbarea presiunii. Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează în direcția scăderii numărului de molecule. Pe măsură ce presiunea scade, echilibrul se deplasează în direcția creșterii numărului de molecule.

La definirea conceptului viteza de reactie chimica este necesar să se facă distincția între reacțiile omogene și eterogene. Dacă reacția se desfășoară într-un sistem omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-un amestec de gaze, atunci ea are loc în întregul volum al sistemului. Viteza unei reacții omogene numită cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau se formează ca urmare a unei reacții pe unitatea de timp într-o unitate de volum a sistemului. Deoarece raportul dintre numărul de moli ai unei substanțe și volumul în care este distribuită este concentrația molară a substanței, viteza unei reacții omogene poate fi, de asemenea, definită ca modificarea concentrației pe unitatea de timp a oricăreia dintre substanțe: reactivul inițial sau produsul de reacție. Pentru a vă asigura că rezultatul calculului este întotdeauna pozitiv, indiferent dacă este produs de un reactiv sau de un produs, semnul „±” este utilizat în formula:

În funcție de natura reacției, timpul poate fi exprimat nu numai în secunde, așa cum este cerut de sistemul SI, ci și în minute sau ore. În timpul reacției, valoarea vitezei sale nu este constantă, ci se modifică continuu: scade, deoarece concentrațiile substanțelor inițiale scad. Calculul de mai sus dă valoarea medie a vitezei de reacție pe un anumit interval de timp Δτ = τ 2 – τ 1 . Viteza adevărată (instantanee) este definită ca limita până la care raportul Δ CU/ Δτ la Δτ → 0, adică viteza adevărată este egală cu derivata în timp a concentrației.

Pentru o reacție a cărei ecuație conține coeficienți stoichiometrici care diferă de unitate, valorile ratei exprimate pentru diferite substanțe nu sunt aceleași. De exemplu, pentru reacția A + 3B = D + 2E, consumul de substanță A este de un mol, substanța B este de trei moli, sosirea substanței E este de doi moli. De aceea υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) sau υ (E). = ⅔ υ (IN) .

Dacă o reacție are loc între substanțe care se află în diferite faze ale unui sistem eterogen, atunci ea poate avea loc numai la interfața acestor faze. De exemplu, interacțiunea dintre o soluție acidă și o bucată de metal are loc numai pe suprafața metalului. Viteza unei reacții eterogene numită cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau care se formează ca rezultat al unei reacții pe unitatea de timp pe unitatea de interfață dintre faze:

.

Dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația reactanților este exprimată prin legea acțiunii masei: la o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanților ridicate la puteri egale cu coeficienții din formulele acestor substanțe din ecuația reacției.. Apoi pentru reacție

2A + B → produse

raportul υ ~ · CU A 2 CU B, iar pentru trecerea la egalitate se introduce coeficientul de proporționalitate k, numit constanta vitezei de reacție:

υ = k· CU A 2 CU B = k[A] 2 [V]

(concentrațiile molare în formule pot fi notate cu litera CU cu indicele corespunzător și formula substanței cuprinsă între paranteze drepte). Sensul fizic al constantei vitezei de reacție este viteza de reacție la concentrații ale tuturor reactanților egale cu 1 mol/L. Dimensiunea constantei vitezei de reacție depinde de numărul de factori din partea dreaptă a ecuației și poate fi de la -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), etc., adică astfel încât, în orice caz, în calcule, viteza de reacție să fie exprimată în mol l –1 s –1.

Pentru reacțiile eterogene, ecuația legii acțiunii masei include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau în soluție. Concentrația unei substanțe în faza solidă este o valoare constantă și este inclusă în constanta de viteză, de exemplu, pentru procesul de ardere a cărbunelui C + O 2 = CO 2, legea acțiunii masei se scrie:

υ = k eu const = k·,

Unde k= k eu const.

În sistemele în care una sau mai multe substanțe sunt gaze, viteza de reacție depinde și de presiune. De exemplu, atunci când hidrogenul interacționează cu vaporii de iod H 2 + I 2 \u003d 2HI, viteza unei reacții chimice va fi determinată de expresia:

υ = k··.

Dacă presiunea este crescută, de exemplu, de 3 ori, atunci volumul ocupat de sistem va scădea cu aceeași cantitate și, în consecință, concentrațiile fiecăreia dintre substanțele care reacţionează vor crește cu aceeași cantitate. Viteza de reacție în acest caz va crește de 9 ori

Dependența de temperatură a vitezei de reacție este descris de regula van't Hoff: pentru fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori. Aceasta înseamnă că, pe măsură ce temperatura crește exponențial, viteza unei reacții chimice crește exponențial. Baza în formula de progresie este coeficientul de temperatură al vitezei de reacțieγ, arătând de câte ori crește viteza unei reacții date (sau, ceea ce este același, constanta vitezei) cu o creștere a temperaturii cu 10 grade. Matematic, regula van't Hoff este exprimată prin formulele:

sau

unde și sunt ratele de reacție, respectiv, la inițială t 1 si finala t 2 temperaturi. Regula lui Van't Hoff mai poate fi exprimată astfel:

; ; ; ,

unde și sunt, respectiv, viteza și constanta de viteză a reacției la o temperatură t; și sunt aceleași valori la temperatură t +10n; n este numărul de intervale de „zece grade” ( n =(t 2 –t 1)/10) prin care temperatura s-a modificat (poate fi un număr întreg sau fracționar, pozitiv sau negativ).

Exemple de rezolvare a problemelor

Exemplul 1 Cum se va schimba viteza reacției 2СО + О 2 = 2СО 2 într-un vas închis dacă presiunea este dublată?

Soluţie:

Viteza reacției chimice specificate este determinată de expresia:

υ începe = k· [CO] 2 · [O 2 ].

O creștere a presiunii duce la o creștere a concentrației ambilor reactivi cu un factor de 2. Având în vedere acest lucru, rescriem expresia pentru legea acțiunii în masă:

υ 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ din timp

Răspuns: Viteza de reacție va crește de 8 ori.

Exemplul 2 Calculați de câte ori va crește viteza de reacție dacă temperatura sistemului crește de la 20 °C la 100 °C, presupunând că valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție este 3.

Soluţie:

Raportul vitezelor de reacție la două temperaturi diferite este legat de coeficientul de temperatură și modificarea temperaturii prin formula:

Calcul:

Răspuns: Viteza de reacție va crește de 6561 de ori.

Exemplul 3 La studierea reacției omogene A + 2B = 3D, s-a constatat că în 8 minute de la reacție, cantitatea de substanță A din reactor a scăzut de la 5,6 moli la 4,4 moli. Volumul masei de reacție a fost de 56 litri. Calculați viteza medie a unei reacții chimice pentru perioada de timp studiată pentru substanțele A, B și D.

Soluţie:

Folosim formula în conformitate cu definiția conceptului de „viteză medie a unei reacții chimice” și înlocuim valorile numerice, obținând viteza medie pentru reactivul A:

Din ecuația reacției rezultă că, în comparație cu rata de pierdere a substanței A, rata de pierdere a substanței B este de două ori mai mare, iar rata de creștere a cantității de produs D este de trei ori mai mare. Prin urmare:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

și apoi υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2,68 10 -3 \u003d 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

Răspuns: u(A) = 2,68 10-3 moll-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.

Exemplul 4 Pentru a determina constanta de viteză a reacției omogene A + 2B → produse, s-au efectuat două experimente la concentrații diferite de substanță B și s-a măsurat viteza de reacție.

Viteza reacțiilor chimice. Echilibru chimic

Plan:

1. Conceptul de viteză a unei reacții chimice.

2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice.

3. Echilibrul chimic. Factori care afectează echilibrul deplasant. Principiul lui Le Chatelier.

Reacțiile chimice au loc cu viteze diferite. Reacțiile în soluții apoase au loc foarte repede. De exemplu, dacă soluțiile de clorură de bariu și sulfat de sodiu sunt scurse, atunci un precipitat alb de sulfat de bariu precipită imediat. Etilena decolorează apa cu brom rapid, dar nu instantaneu. Rugina se formează încet pe obiectele de fier, placa apare pe produsele din cupru și bronz, frunzele putrezesc.

Știința este angajată în studiul vitezei unei reacții chimice, precum și în identificarea dependenței acesteia de condițiile procesului - cinetica chimică.

Dacă reacțiile au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o fază de soluție sau gaz, atunci interacțiunea substanțelor care reacţionează are loc în întregul volum. Astfel de reacții se numesc omogen.

Dacă are loc o reacție între substanțe care se află în stări diferite de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid) sau între substanțe care nu sunt capabile să formeze un mediu omogen (de exemplu, între două lichide nemiscibile), atunci are loc numai pe suprafata de contact a substantelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

υ al unei reacții omogene este determinată de modificarea cantității de substanță pe unitate pe unitate de volum:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

unde Δ n este modificarea numărului de moli ai uneia dintre substanțe (cel mai adesea inițial, dar poate fi și produsul de reacție), (mol);

V - volumul de gaz sau soluție (l)

Deoarece Δ ​​n / V = ​​​​ΔC (modificarea concentrației), atunci

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ a unei reacții eterogene este determinată de modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață de contact a substanțelor.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

unde Δ n este modificarea cantității de substanță (reactiv sau produs), (mol);

Δt este intervalul de timp (s, min);

S - suprafața de contact a substanțelor (cm 2, m 2)

De ce ratele diferitelor reacții nu sunt aceleași?

Pentru a începe o reacție chimică, moleculele reactanților trebuie să se ciocnească. Dar nu orice coliziune are ca rezultat o reacție chimică. Pentru ca o coliziune să ducă la o reacție chimică, moleculele trebuie să aibă o energie suficient de mare. Se numesc particulele care se ciocnesc între ele pentru a suferi o reacție chimică activ. Au un exces de energie în comparație cu energia medie a majorității particulelor - energia de activare E act. Există mult mai puține particule active într-o substanță decât cu o energie medie, prin urmare, pentru a declanșa multe reacții, sistemul trebuie să fie alimentat cu ceva energie (un fulger de lumină, încălzire, șoc mecanic).

Bariera energetică (valoare E act) a diferitelor reacții este diferită, cu cât este mai mică, cu atât reacția are loc mai ușor și mai rapid.

2. Factori care afectează υ(numărul de ciocniri de particule și eficiența acestora).

1) Natura reactanților: compozitia lor, structura => energia de activare

▪ cu atât mai puţin E act, cu atât mai mult υ;

Dacă E act < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Dacă E act> 120 kJ/mol, aceasta înseamnă că doar o parte neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la reacție. Rata unor astfel de reacții este foarte scăzută. De exemplu, ruginirea fierului sau

cursul reacției de sinteză a amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă E act au valori intermediare (40 - 120 kJ/mol), atunci viteza unor astfel de reacții va fi medie. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau etanolul, decolorarea apei de brom cu etilena etc.

2) Temperatura: la t la fiecare 10 0 C, υ de 2-4 ori (regula van't Hoff).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

La t, numărul de particule active (s E act) și coliziunile lor active.

Sarcina 1. Viteza unei anumite reacții la 0 0 C este 1 mol/l ∙ h, coeficientul de temperatură al reacției este 3. Care va fi viteza acestei reacții la 30 0 C?

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 3 3 \u003d 27 mol / l ∙ h

3) Concentraţie: cu atât mai des, cu atât apar mai des ciocniri și υ. La o temperatură constantă pentru reacția mA + nB = C conform legii acțiunii masei:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

unde k este constanta vitezei;

С – concentrație (mol/l)

Legea maselor care actioneaza:

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația reacției.

W.d.m. nu ţine cont de concentraţia substanţelor care reacţionează în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor rămân de obicei constante.

Sarcina 2. Reacția se desfășoară conform ecuației A + 2B → C. De câte ori și cum se va schimba viteza de reacție cu o creștere a concentrației substanței B de 3 ori?

Rezolvare: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ în 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 în 2

υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ în 2 / a ∙ 9 în 2 \u003d 1/9

Răspuns: crește de 9 ori

Pentru substanțele gazoase, viteza de reacție depinde de presiune

Cu cât presiunea este mai mare, cu atât viteza este mai mare.

4) Catalizatori Substanțe care modifică mecanismul unei reacții E act => υ .

▪ Catalizatorii rămân neschimbați la sfârșitul reacției

▪ Enzimele sunt catalizatori biologici, proteine ​​prin natura lor.

▪ Inhibitori - substanţe care ↓ υ

5) Pentru reacțiile eterogene, υ depinde și de:

▪ asupra stării suprafeţei de contact a reactanţilor.

Comparați: volume egale de soluție de acid sulfuric au fost turnate în 2 eprubete și simultan coborate într-una - un cui de fier, în cealaltă - pilitură de fier. Măcinarea unui solid duce la creșterea numărului de molecule ale acestuia care pot reacționa simultan. Prin urmare, viteza de reacție în a doua eprubetă va fi mai mare decât în ​​prima.

Metode chimice

Metode fizice

Metode de măsurare a vitezei de reacție

În exemplul de mai sus, viteza de reacție dintre carbonatul de calciu și acid a fost măsurată prin studierea volumului de gaz degajat în funcție de timp. Datele experimentale privind vitezele de reacție pot fi obținute prin măsurarea altor cantități.

Dacă în cursul reacției cantitatea totală de substanțe gazoase se modifică, atunci cursul acesteia poate fi observat prin măsurarea presiunii gazului la un volum constant. În cazurile în care una dintre materiile prime sau unul dintre produșii de reacție este colorat, progresul reacției poate fi monitorizat prin observarea schimbării culorii soluției. O altă metodă optică este măsurarea rotației planului de polarizare a luminii (dacă substanțele inițiale și produșii de reacție au abilități de rotație diferite).

Unele reacții sunt însoțite de o modificare a numărului de ioni din soluție. În astfel de cazuri, viteza de reacție poate fi studiată prin măsurarea conductivității electrice a soluției. În capitolul următor vor fi discutate câteva alte metode electrochimice care pot fi utilizate pentru măsurarea vitezei de reacție.

Progresul reacției poate fi monitorizat prin măsurarea concentrației unuia dintre participanții la reacție în timp, folosind o varietate de metode de analiză chimică. Reacția se efectuează într-un vas termostatat. La anumite intervale, se prelevează o probă din soluție (sau gaz) din vas și se determină concentrația unuia dintre componente. Pentru a obține rezultate fiabile, este important să nu aibă loc nicio reacție în proba prelevată pentru analiză. Acest lucru se realizează prin legarea chimică a unuia dintre reactivi, răcirea rapidă sau diluarea soluției.

Studiile experimentale arată că viteza de reacție depinde de mai mulți factori. Să luăm în considerare mai întâi influența acestor factori la nivel calitativ.

1.Natura reactanților. Din practica de laborator, știm că neutralizarea unui acid de către o bază

H++ OH-® H2O

interacțiunea sărurilor cu formarea unui compus puțin solubil

Ag ++ Cl – ® AgCl

iar alte reacții în soluțiile de electroliți sunt foarte rapide. Timpul necesar pentru finalizarea unor astfel de reacții este măsurat în milisecunde și chiar microsecunde. Acest lucru este destul de de înțeles, pentru că Esența unor astfel de reacții este abordarea și combinarea particulelor încărcate cu sarcini de semn opus.

Spre deosebire de reacțiile ionice, interacțiunea dintre moleculele legate covalent se desfășoară de obicei mult mai lent. Într-adevăr, în cursul reacției dintre astfel de particule, legăturile din moleculele substanțelor inițiale trebuie să se rupă. Pentru a face acest lucru, moleculele care se ciocnesc trebuie să aibă o anumită cantitate de energie. În plus, dacă moleculele sunt suficient de complexe, pentru a se produce o reacție între ele, acestea trebuie să fie orientate în spațiu într-un anumit fel.

2. Concentrația reactanților. Viteza unei reacții chimice, ceteris paribus, depinde de numărul de ciocniri ale particulelor care reacţionează pe unitatea de timp. Probabilitatea de coliziuni depinde de numărul de particule pe unitatea de volum, adică. din concentrare. Prin urmare, viteza de reacție crește odată cu creșterea concentrației.

3. Starea fizică a substanțelor. În sistemele omogene, viteza de reacție depinde de numărul de ciocniri de particule în volumul soluției(sau gaz). În sistemele eterogene, are loc interacțiuni chimice la interfata. O creștere a suprafeței unui solid în timpul mărunțirii sale facilitează accesul particulelor de reacție la particulele solidului, ceea ce duce la o accelerare semnificativă a reacției.

4. Temperatura are un impact semnificativ asupra ratei diferitelor procese chimice și biologice. Odată cu creșterea temperaturii, energia cinetică a particulelor crește și, în consecință, crește fracția de particule a căror energie este suficientă pentru interacțiunea chimică.

5. Factorul steric caracterizează necesitatea orientării reciproce a particulelor care reacţionează. Cu cât moleculele sunt mai complexe, cu atât probabilitatea orientării lor corecte este mai mică, cu atât eficiența coliziunilor este mai mică.

6. Disponibilitatea catalizatorilor.Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza unei reacții chimice. Introduse în sistemul de reacție în cantități mici și rămânând neschimbate după reacție, ele sunt capabile să modifice extrem de viteză a procesului.

Principalii factori de care depinde viteza de reacție vor fi discutați mai detaliat mai jos.