Vad bestämmer hastigheten på en kemisk reaktion. Kemisk kinetik. Hastigheten för kemiska reaktioner

Hastigheten för kemiska reaktioner, dess beroende av olika faktorer

Homogena och heterogena kemiska reaktioner

Kemiska reaktioner fortskrider med olika hastigheter: vid låg hastighet - under bildandet av stalaktiter och stalagmiter, med en medelhastighet - när du lagar mat, direkt - under en explosion. Reaktioner i vattenlösningar fortgår mycket snabbt, nästan omedelbart. Vi blandar lösningar av bariumklorid och natriumsulfat - bariumsulfat i form av en fällning bildas omedelbart. Svavel brinner snabbt, men inte omedelbart, magnesium löser sig i saltsyra, eten avfärgar bromvatten. Långsamt bildas rost på järnföremål, plack på koppar- och bronsprodukter, bladverk ruttnar långsamt och tänder förstörs.

Att förutsäga hastigheten för en kemisk reaktion, såväl som att belysa dess beroende av processens förhållanden, är en uppgift kemisk kinetik— vetenskapen om kemiska reaktioners regelbundenheter i tiden.

Om kemiska reaktioner sker i ett homogent medium, till exempel i en lösning eller i en gasfas, sker interaktionen mellan reaktanterna i hela volymen. Sådana reaktioner kallas som ni vet homogen.

Hastigheten för en homogen reaktion ($v_(homog.)$) definieras som förändringen i mängden av ett ämne per tidsenhet och volymenhet:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t V),$

där $∆n$ är förändringen i antalet mol av ett ämne (oftast den initiala, men det kan också vara reaktionsprodukten); $∆t$ — tidsintervall (s, min.); $V$ är volymen av gas eller lösning (l).

Eftersom förhållandet mellan mängden ämne och volym är den molära koncentrationen $C$, alltså

$(∆n)/(V)=∆C.$

Således, homogen reaktionshastighet definieras som förändringen i koncentrationen av ett av ämnena per tidsenhet:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

om systemets volym inte ändras. Om en reaktion sker mellan ämnen i olika aggregationstillstånd (till exempel mellan ett fast ämne och en gas eller vätska), eller mellan ämnen som inte kan bilda ett homogent medium (till exempel mellan oblandbara vätskor), så sker den endast på ämnens kontaktyta. Sådana reaktioner kallas heterogen.

Heterogen reaktionshastighet definieras som förändringen i mängden materia per tidsenhet per enhetsyta:

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

där $S$ är kontaktytan mellan ämnen ($m^2, cm^2$).

Om, för någon pågående reaktion, koncentrationen av utgångsämnet mäts experimentellt vid olika tidpunkter, kan dess förändring visas grafiskt med hjälp av den kinetiska kurvan för detta reagens.

Reaktionshastigheten är inte ett konstant värde. Vi angav endast en viss medelhastighet för en given reaktion under ett visst tidsintervall.

Föreställ dig att vi bestämmer hastigheten på en reaktion

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) genom att ändra koncentrationen av $Н_2$;

b) genom att ändra koncentrationen av $HCl$.

Kommer vi att få samma värderingar? När allt kommer omkring, från $1$ mol bildas $H_2$ $2$ mol $HCl$, så hastigheten i fall b) blir dubbelt så hög. Därför beror värdet på reaktionshastigheten också på vilken substans den bestäms av.

Förändringen i mängden av ett ämne som reaktionshastigheten bestäms av är en extern faktor som observeras av forskaren. Faktum är att alla processer utförs på mikronivå. För att vissa partiklar ska reagera måste de först och främst kollidera och kollidera effektivt: inte för att spridas som bollar i olika riktningar, utan på ett sådant sätt att gamla bindningar i partiklarna förstörs eller försvagas och nya kan bildas , men för partiklarna måste ha tillräcklig energi.

Beräkningsdata visar att till exempel kollisioner av molekyler i gaser vid atmosfärstryck uppgår till miljarder per $1$ sekund, d.v.s. alla reaktioner bör vara omedelbara. Men det är inte. Det visar sig att endast en mycket liten del av molekylerna har den energi som krävs för att åstadkomma en effektiv kollision.

Den minsta överskottsenergi som en partikel (eller partikelpar) måste ha för att en effektiv kollision ska inträffa kallas aktiverings energi$E_a$.

Det finns alltså en energibarriär på vägen för alla partiklar som kommer in i reaktionen, lika med aktiveringsenergin $E_a$. När den är liten finns det många partiklar som kan övervinna den, och reaktionshastigheten är hög. Annars krävs en push. När du tar med en tändsticka för att tända en spritlampa, ger du den extra energin $E_a$ som behövs för att effektivt kollidera alkoholmolekyler med syremolekyler (att övervinna barriären).

Sammanfattningsvis drar vi slutsatsen att många möjliga reaktioner praktiskt taget inte inträffar, eftersom hög aktiveringsenergi.

Detta är av stor betydelse för vårt liv. Föreställ dig vad som skulle hända om alla termodynamiskt tillåtna reaktioner kunde fortgå utan någon energibarriär (aktiveringsenergi). Syret i luften skulle reagera med allt som kan brinna eller helt enkelt oxidera. Allt organiskt material skulle lida, de skulle förvandlas till koldioxid $CO_2$ och vatten $H_2O$.

Hastigheten för en kemisk reaktion beror på många faktorer. De viktigaste är: reaktanternas beskaffenhet och koncentration, tryck (i reaktioner som involverar gaser), temperatur, verkan av katalysatorer och ytan på reaktanterna vid heterogena reaktioner. Tänk på inverkan av var och en av dessa faktorer på hastigheten för en kemisk reaktion.

Temperatur

Du vet att när temperaturen stiger, i de flesta fall ökar hastigheten för en kemisk reaktion avsevärt. På 1800-talet den holländska kemisten J.H. Van't Hoff formulerade regeln:

En ökning av temperaturen för varje $10°C$ leder till en ökning av reaktionshastigheten med en faktor på 2-4 (detta värde kallas reaktionens temperaturkoefficient).

Med en ökning av temperaturen ökar medelhastigheten för molekyler, deras energi och antalet kollisioner något, men andelen aktiva molekyler som deltar i effektiva kollisioner som övervinner reaktionens energibarriär ökar kraftigt.

Matematiskt uttrycks detta beroende av relationen:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

där $υ_(t_1)$ och $υ_(t_2)$ är reaktionshastigheterna vid de slutliga $t_2$ respektive initiala $t_1$ temperaturerna, och $γ$ är temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten, som visar hur många gånger reaktionshastigheten ökar med temperaturökning för varje $10°C$.

Men för att öka reaktionshastigheten är en ökning av temperaturen inte alltid tillämplig, eftersom. utgångsämnen kan börja sönderfalla, lösningsmedel eller själva ämnena kan avdunsta.

Reaktantkoncentration

En förändring i trycket med deltagande av gasformiga ämnen i reaktionen leder också till en förändring i koncentrationen av dessa ämnen.

För att en kemisk interaktion ska uppstå mellan partiklar måste de effektivt kollidera. Ju högre koncentration av reaktanter, desto fler kollisioner och följaktligen desto högre reaktionshastighet. Till exempel brinner acetylen väldigt snabbt i rent syre. Detta utvecklar en temperatur som är tillräcklig för att smälta metallen. På grundval av en stor mängd experimentmaterial formulerade 1867 norrmännen K. Guldenberg och P. Waage, och oberoende av dem 1865, den ryske vetenskapsmannen N. I. Beketov grundlagen för kemisk kinetik, som fastställer reaktionens beroende. hastighet på koncentrationen av reagerande ämnen.

Hastigheten för en kemisk reaktion är proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna, tagna i potenser lika med deras koefficienter i reaktionsekvationen.

Denna lag kallas också lagen om massaktioner.

För reaktionen $A+B=D$ uttrycks denna lag på följande sätt:

$υ_1=k_1 C_A C_B$

För reaktionen $2A+B=D$ uttrycks denna lag som följer:

$υ_2=k_2 C_A^2 C_B$

Här är $C_A, C_B$ koncentrationerna av ämnen $A$ och $B$ (mol/l); $k_1$ och $k_2$ är, kallade reaktionshastighetskonstanter.

Den fysiska innebörden av reaktionshastighetskonstanten är inte svår att fastställa - den är numeriskt lika med reaktionshastigheten där koncentrationerna av reaktanterna är lika med $1$ mol/l eller deras produkt är lika med enhet. I detta fall är det tydligt att reaktionens hastighetskonstant endast beror på temperaturen och inte beror på koncentrationen av ämnen.

Lagen om massverkan tar inte hänsyn till koncentrationen av reagerande ämnen i fast tillstånd, eftersom de reagerar på ytor och deras koncentrationer är vanligtvis konstanta.

Till exempel för förbränningsreaktionen av kol

Reaktionshastighetsuttrycket ska skrivas så här:

$υ=k·C_(O_2)$,

dvs reaktionshastigheten är endast proportionell mot syrekoncentrationen.

Om reaktionsekvationen endast beskriver den övergripande kemiska reaktionen, som sker i flera steg, kan hastigheten för en sådan reaktion på ett komplext sätt bero på koncentrationerna av utgångsämnena. Detta beroende bestäms experimentellt eller teoretiskt baserat på den föreslagna reaktionsmekanismen.

Katalysatorernas verkan

Det är möjligt att öka reaktionshastigheten genom att använda speciella ämnen som förändrar reaktionsmekanismen och styr den längs en energimässigt gynnsammare väg med lägre aktiveringsenergi. De kallas katalysatorer(från lat. katalys- förstörelse).

Katalysatorn fungerar som en erfaren guide som guidar en grupp turister inte genom ett högt pass i bergen (att övervinna det kräver mycket ansträngning och tid och är inte tillgängligt för alla), utan längs de omvägar som är kända för honom, längs vilka du kan övervinna berget mycket lättare och snabbare. Det är sant att man på en omväg inte kommer riktigt dit huvudpasset leder. Men ibland är det precis vad man behöver! Det är så katalysatorer fungerar, som kallas selektiv. Det är tydligt att det inte finns något behov av att bränna ammoniak och kväve, men kväveoxid (II) används vid framställning av salpetersyra.

Katalysatorer är ämnen som deltar i en kemisk reaktion och ändrar dess hastighet eller riktning, men i slutet av reaktionen förblir oförändrade kvantitativt och kvalitativt.

Att ändra hastigheten på en kemisk reaktion eller dess riktning med hjälp av en katalysator kallas katalys. Katalysatorer används i stor utsträckning inom olika industrier och inom transport (katalysatorer som omvandlar kväveoxider i bilavgaser till ofarligt kväve).

Det finns två typer av katalys.

homogen katalys, där både katalysatorn och reaktanterna är i samma aggregationstillstånd (fas).

heterogen katalys där katalysatorn och reaktanterna befinner sig i olika faser. Till exempel, sönderdelningen av väteperoxid i närvaro av en fast mangan (IV) oxidkatalysator:

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

Katalysatorn i sig förbrukas inte som ett resultat av reaktionen, men om andra ämnen adsorberas på dess yta (de kallas katalytiska gifter), då blir ytan inoperabel, regenerering av katalysatorn krävs. Därför, innan den katalytiska reaktionen utförs, renas utgångsmaterialen grundligt.

Till exempel, vid framställning av svavelsyra genom kontaktmetoden, används en fast katalysator - vanadin(V)oxid $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Vid framställning av metanol används en fast zink-kromkatalysator ($8ZnO Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biologiska katalysatorer fungerar mycket effektivt - enzymer. Av kemisk natur är dessa proteiner. Tack vare dem fortgår komplexa kemiska reaktioner med hög hastighet i levande organismer vid låga temperaturer. Enzymer är mycket specifika, var och en av dem accelererar bara sin egen reaktion, som äger rum vid rätt tidpunkt och på rätt plats med en avkastning nära $100%$. Att skapa konstgjorda katalysatorer som liknar enzymer är en dröm för kemister!

Naturligtvis har du hört om andra intressanta ämnen - inhibitorer(från lat. inhibere- försening). De reagerar med aktiva partiklar i hög hastighet för att bilda inaktiva föreningar. Som ett resultat avtar reaktionen kraftigt och stannar sedan. Inhibitorer tillsätts ofta specifikt till olika ämnen för att förhindra oönskade processer.

Till exempel, med hjälp av inhibitorer, väteperoxidlösningar, monomerer för att förhindra för tidig polymerisation stabiliseras saltsyra så att den kan transporteras i stålbehållare. Inhibitorer finns också i levande organismer, de undertrycker olika skadliga oxidationsreaktioner i vävnadsceller, som kan initieras till exempel av radioaktiv strålning.

Reaktanternas natur (deras sammansättning, struktur)

Värdet på aktiveringsenergin är den faktor genom vilken påverkan av de reagerande ämnenas natur på reaktionshastigheten påverkas.

Om aktiveringsenergin är liten ($< 40$ 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.

Om aktiveringsenergin är hög ($> 120$ kJ/mol) betyder det att endast en försumbar del av kollisioner mellan interagerande partiklar leder till en reaktion. Hastigheten för en sådan reaktion är därför mycket långsam. Till exempel är utvecklingen av ammoniaksyntesreaktionen vid normal temperatur nästan omöjlig att märka.

Om aktiveringsenergierna har mellanvärden ($40-120$ kJ/mol), kommer hastigheterna för sådana reaktioner att vara genomsnittliga. Sådana reaktioner inkluderar växelverkan av natrium med vatten eller etylalkohol, avfärgning av bromvatten med etylen, växelverkan av zink med saltsyra, etc.

Kontaktyta av reaktanter

Hastigheten för reaktioner som äger rum på ytan av ämnen, dvs. heterogen, beror, allt annat lika, på egenskaperna hos denna yta. Det är känt att krita i pulverform löser sig mycket snabbare i saltsyra än en krita med lika stor massa.

Ökningen av reaktionshastigheten förklaras först och främst av ökningen av kontaktytan för de initiala ämnena, såväl som av ett antal andra skäl, till exempel förstörelsen av strukturen hos det vanliga kristallgittret. Detta leder till det faktum att partiklarna på ytan av de bildade mikrokristallerna är mycket mer reaktiva än samma partiklar på en slät yta.

Inom industrin, för att utföra heterogena reaktioner, används en fluidiserad bädd för att öka kontaktytan på reaktanterna, tillförseln av utgångsmaterial och avlägsnandet av produkter. Till exempel, vid framställning av svavelsyra med användning av en fluidiserad bädd, rostas pyrit; inom organisk kemi, med användning av en fluidiserad bädd, utförs katalytisk krackning av petroleumprodukter och regenerering (återvinning) av en misslyckad (förkoksad) katalysator.

Hastigheten för en kemisk reaktion förstås som en förändring i koncentrationen av ett av de reagerande ämnena per tidsenhet med en konstant volym av systemet.

Typiskt uttrycks koncentrationen i mol/L och tid i sekunder eller minuter. Om till exempel den initiala koncentrationen av en av reaktanterna var 1 mol/l och efter 4 s från reaktionens början blev den 0,6 mol/l, så kommer den genomsnittliga reaktionshastigheten att vara lika med (1-0,6) / 4 \u003d 0, 1 mol/(l*s).

Den genomsnittliga reaktionshastigheten beräknas med formeln:

Hastigheten för en kemisk reaktion beror på:

Reaktanternas natur.

Ämnen med polär bindning i lösningar interagerar snabbare, detta beror på att sådana ämnen i lösningar bildar joner som lätt interagerar med varandra.

Ämnen med opolära och lågpolära kovalenta bindningar reagerar i olika hastigheter, detta beror på deras kemiska aktivitet.

H 2 + F 2 = 2HF (går mycket snabbt vid en explosion i rumstemperatur)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (går långsamt, även vid uppvärmning)

Ytkontaktvärden för reaktanter (för heterogena)

Reaktantkoncentrationer

Reaktionshastigheten är direkt proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna ökade till styrkan av deras stökiometriska koefficienter.

Temperaturer

Reaktionshastighetens beroende av temperaturen bestäms av van't Hoff-regeln:

med en ökning av temperaturen för var 10:e 0 takten för de flesta reaktioner ökar med 2-4 gånger.

Närvaron av en katalysator

Katalysatorer är ämnen som ändrar hastigheten för kemiska reaktioner.

Förändringen i reaktionshastigheten i närvaro av en katalysator kallas katalys.

Tryck

Med en ökning av trycket ökar reaktionshastigheten (för homogen)

Fråga nummer 26. Massåtgärdslag. Hastighet konstant. Aktiverings energi.

Massåtgärdslag.

hastigheten med vilken ämnen reagerar med varandra beror på deras koncentration

Hastighet konstant.

proportionalitetskoefficient i den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion, uttrycker reaktionshastighetens beroende av koncentration

Hastighetskonstanten beror på reaktanternas natur och på temperaturen, men beror inte på deras koncentrationer.

Aktiverings energi.

energin som måste tillföras molekylerna (partiklarna) av reagerande ämnen för att omvandla dem till aktiva

Aktiveringsenergin beror på reaktanternas natur och förändringar i närvaro av en katalysator.

En ökning av koncentrationen ökar det totala antalet molekyler, och följaktligen, aktiva partiklar.

Fråga nummer 27. Reversibla och irreversibla reaktioner. Kemisk jämvikt, jämviktskonstant. Le Chateliers princip.

Reaktioner som bara fortsätter i en riktning och slutar med den fullständiga omvandlingen av utgångsmaterialen till de slutliga kallas irreversibla.

Reversibla reaktioner är de som samtidigt fortskrider i två ömsesidigt motsatta riktningar.

I ekvationerna för reversibla reaktioner placeras två pilar som pekar i motsatta riktningar mellan vänster och höger sida. Ett exempel på en sådan reaktion är syntesen av ammoniak från väte och kväve:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Oåterkalleliga är sådana reaktioner, under vilkas gång:

De resulterande produkterna fälls ut eller frigörs som en gas, till exempel:

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

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

Vattenbildning:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reversibla reaktioner når inte slutet och slutar med etableringen kemisk jämvikt.

Kemisk jämvikt är tillståndet för ett system av reagerande ämnen där hastigheten för framåt- och bakåtreaktionen är lika.

Tillståndet för kemisk jämvikt påverkas av koncentrationen av reagerande ämnen, temperatur och för gaser - tryck. När en av dessa parametrar ändras störs den kemiska jämvikten.

Jämviktskonstant.

Den viktigaste parametern som kännetecknar en reversibel kemisk reaktion är jämviktskonstanten K. Om vi ​​skriver för den betraktade reversibla reaktionen A + D C + D är villkoret för likhet mellan hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna i jämviktstillståndet - k1[A] lika[B]lika = k2[C]lika[ D] är lika, där [C] är lika med [D] är lika med / [A] är lika med [B] lika med = k1/k2 = K, då kallas värdet på K för jämvikt konstant för en kemisk reaktion.

Så vid jämvikt är förhållandet mellan koncentrationen av reaktionsprodukter och produkten av koncentrationen av reaktanter konstant om temperaturen är konstant (hastighetskonstanterna k1 och k2 och, följaktligen, jämviktskonstanten K beror på temperaturen, men inte beror på koncentrationen av reaktanter). Om flera molekyler av utgångsämnena deltar i reaktionen och flera molekyler av produkten (eller produkterna) bildas, höjs koncentrationerna av ämnen i uttrycket för jämviktskonstanten till de potenser som motsvarar deras stökiometriska koefficienter. Så för reaktionen 3H2 + N2 2NH3 skrivs uttrycket för jämviktskonstanten som K = 2 lika / 3 lika. Den beskrivna metoden för att härleda jämviktskonstanten, baserad på hastigheterna för framåt- och bakåtreaktioner, kan inte användas i det allmänna fallet, eftersom för komplexa reaktioner hastighetens beroende av koncentration vanligtvis inte uttrycks med en enkel ekvation eller är inte känt alls. Icke desto mindre är det inom termodynamiken bevisat att den slutliga formeln för jämviktskonstanten visar sig vara korrekt.

För gasformiga föreningar, istället för koncentrationer, kan tryck användas när man skriver jämviktskonstanten; Uppenbarligen kan det numeriska värdet av konstanten ändras i detta fall om antalet gasformiga molekyler på höger och vänster sida av ekvationen inte är detsamma.

Principen för Le Chatelier.

Om någon yttre påverkan produceras på ett system i jämvikt, så skiftar jämvikten i riktning mot reaktionen som motverkar denna påverkan.

Kemisk balans påverkas av:

Temperaturförändring. När temperaturen stiger skiftar jämvikten mot en endoterm reaktion. När temperaturen sjunker skiftar jämvikten mot en exoterm reaktion.

Förändring i tryck. När trycket ökar skiftar jämvikten i riktning mot att minska antalet molekyler. När trycket minskar skiftar jämvikten i riktning mot att öka antalet molekyler.

När man definierar begreppet kemisk reaktionshastighet det är nödvändigt att skilja mellan homogena och heterogena reaktioner. Om reaktionen fortskrider i ett homogent system, till exempel i en lösning eller i en blandning av gaser, sker den i hela systemets volym. Hastigheten för en homogen reaktion kallas mängden av ett ämne som går in i en reaktion eller bildas som ett resultat av en reaktion per tidsenhet i en volymenhet av systemet. Eftersom förhållandet mellan antalet mol av ett ämne och volymen i vilket det är fördelat är ämnets molkoncentration, kan hastigheten för en homogen reaktion också definieras som förändring i koncentrationen per tidsenhet av något av ämnena: det initiala reagenset eller reaktionsprodukten. För att säkerställa att resultatet av beräkningen alltid är positivt, oavsett om det produceras av ett reagens eller en produkt, används tecknet "±" i formeln:

Beroende på reaktionens karaktär kan tiden uttryckas inte bara i sekunder, som krävs av SI-systemet, utan också i minuter eller timmar. Under reaktionen är värdet på dess hastighet inte konstant, utan ändras kontinuerligt: ​​det minskar, eftersom koncentrationerna av utgångsämnena minskar. Ovanstående beräkning ger medelvärdet av reaktionshastigheten över ett visst tidsintervall Δτ = τ 2 – τ 1 . Den sanna (momentana) hastigheten definieras som den gräns till vilken förhållandet Δ MED/ Δτ vid Δτ → 0, dvs den sanna hastigheten är lika med tidsderivatan av koncentrationen.

För en reaktion vars ekvation innehåller stökiometriska koefficienter som skiljer sig från enhet, är hastighetsvärdena som uttrycks för olika ämnen inte desamma. Till exempel, för reaktionen A + 3B \u003d D + 2E, är förbrukningen av ämne A en mol, ämne B är tre mol, ankomsten av ämne E är två mol. Det är därför υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) eller υ (E). = ⅔ υ (I) .

Om en reaktion fortskrider mellan ämnen som befinner sig i olika faser av ett heterogent system, kan det bara ske i gränsytan mellan dessa faser. Till exempel sker växelverkan mellan en sur lösning och en metallbit endast på ytan av metallen. Hastigheten för en heterogen reaktion kallas mängden av ett ämne som går in i en reaktion eller bildas som ett resultat av en reaktion per tidsenhet per enhet av gränssnittet mellan faserna:

.

Beroendet av hastigheten för en kemisk reaktion på koncentrationen av reaktanter uttrycks av lagen om massverkan: vid en konstant temperatur är hastigheten för en kemisk reaktion direkt proportionell mot produkten av de molära koncentrationerna av reaktanterna upphöjda till potenser lika med koefficienterna i formlerna för dessa ämnen i reaktionsekvationen. Sen för reaktionen

2A + B → produkter

förhållandet υ ~ · MED A 2 MED B, och för övergången till jämställdhet införs proportionalitetskoefficienten k, ringde reaktionshastighetskonstant:

υ = k· MED A 2 MED B = k[A] 2 [V]

(molära koncentrationer i formler kan betecknas som bokstaven MED med motsvarande index och formeln för ämnet inom hakparenteser). Den fysiska betydelsen av reaktionshastighetskonstanten är reaktionshastigheten vid koncentrationer av alla reaktanter lika med 1 mol/L. Dimensionen på reaktionshastighetskonstanten beror på antalet faktorer på höger sida av ekvationen och kan vara från -1; s -1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), etc., det vill säga så att reaktionshastigheten i alla fall i beräkningar uttrycks i mol l –1 s –1.

För heterogena reaktioner inkluderar ekvationen för massverkan koncentrationerna av endast de ämnen som är i gasfas eller i lösning. Koncentrationen av ett ämne i den fasta fasen är ett konstant värde och ingår i hastighetskonstanten, till exempel, för förbränningsprocessen av kol C + O 2 = CO 2, är lagen om massverkan skriven:

υ = k jag const = k·,

Var k= k jag konst.

I system där ett eller flera ämnen är gaser beror reaktionshastigheten även på trycket. Till exempel, när väte interagerar med jodånga H 2 + I 2 \u003d 2HI, kommer hastigheten för en kemisk reaktion att bestämmas av uttrycket:

υ = k··.

Om trycket ökas, till exempel 3 gånger, kommer volymen som upptas av systemet att minska med samma mängd, och följaktligen kommer koncentrationerna av var och en av de reagerande ämnena att öka med samma mängd. Reaktionshastigheten i detta fall kommer att öka med 9 gånger

Temperaturberoende av reaktionshastigheten beskrivs av van't Hoff-regeln: för varje 10 graders ökning av temperaturen ökar reaktionshastigheten med 2-4 gånger. Detta betyder att när temperaturen ökar exponentiellt, ökar hastigheten för en kemisk reaktion exponentiellt. Basen i progressionsformeln är reaktionshastighetens temperaturkoefficientγ, som visar hur många gånger hastigheten för en given reaktion ökar (eller, vad som är densamma, hastighetskonstanten) med en ökning av temperaturen med 10 grader. Matematiskt uttrycks van't Hoff-regeln med formlerna:

eller

var och är reaktionshastigheterna, respektive, i början t 1 och final t 2 temperaturer. Van't Hoffs regel kan också uttryckas på följande sätt:

; ; ; ,

där och är reaktionens hastighet och hastighetskonstant vid en temperatur t; och är samma värden vid temperatur t +10n; när antalet "tio graders" intervall ( n =(t 2 –t 1)/10) med vilken temperaturen har ändrats (kan vara ett heltal eller bråktal, positivt eller negativt).

Exempel på problemlösning

Exempel 1 Hur kommer reaktionshastigheten 2СО + О 2 = 2СО 2 i ett slutet kärl att förändras om trycket fördubblas?

Lösning:

Hastigheten för den specificerade kemiska reaktionen bestäms av uttrycket:

υ börja = k· [CO]2 · [O2].

En ökning av trycket leder till en ökning av koncentrationen av båda reagenserna med en faktor 2. Med detta i åtanke, skriver vi om uttrycket för lagen om massaktion:

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

Svar: Reaktionshastigheten kommer att öka med 8 gånger.

Exempel 2 Beräkna hur många gånger reaktionshastigheten kommer att öka om temperaturen i systemet höjs från 20 °C till 100 °C, anta att värdet på temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten är 3.

Lösning:

Förhållandet mellan reaktionshastigheter vid två olika temperaturer är relaterat till temperaturkoefficienten och temperaturförändringen med formeln:

Beräkning:

Svar: Reaktionshastigheten kommer att öka med 6561 gånger.

Exempel 3 När man studerade den homogena reaktionen A + 2B = 3D fann man att inom 8 minuter efter reaktionen minskade mängden ämne A i reaktorn från 5,6 mol till 4,4 mol. Reaktionsmassans volym var 56 liter. Beräkna medelhastigheten för en kemisk reaktion under den studerade tidsperioden för ämnena A, B och D.

Lösning:

Vi använder formeln i enlighet med definitionen av begreppet "genomsnittlig hastighet av en kemisk reaktion" och ersätter de numeriska värdena och erhåller medelhastigheten för reagens A:

Det följer av reaktionsekvationen att jämfört med förlusthastigheten av ämne A är förlusthastigheten för ämne B dubbelt så stor och ökningshastigheten i mängden produkt D är tre gånger större. Därav:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

och då 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 moll -1 min -1

Svar: 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.

Exempel 4 För att bestämma hastighetskonstanten för de homogena reaktionsprodukterna A + 2B → utfördes två experiment vid olika koncentrationer av ämne B och reaktionshastigheten mättes.

Hastigheten för kemiska reaktioner. Kemisk jämvikt

Planen:

1. Begreppet hastigheten för en kemisk reaktion.

2. Faktorer som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion.

3. Kemisk balans. Faktorer som påverkar den skiftande balansen. Le Chateliers princip.

Kemiska reaktioner fortgår i olika hastigheter. Reaktioner i vattenlösningar fortskrider mycket snabbt. Till exempel, om lösningar av bariumklorid och natriumsulfat dräneras, fälls en vit fällning av bariumsulfat omedelbart ut. Eten avfärgar bromvatten snabbt, men inte omedelbart. Rost bildas långsamt på järnföremål, plack uppträder på koppar- och bronsprodukter, lövverk ruttnar.

Vetenskapen är engagerad i studiet av hastigheten för en kemisk reaktion, såväl som identifieringen av dess beroende av processens förhållanden - kemisk kinetik.

Om reaktionerna fortskrider i ett homogent medium, till exempel i en lösning eller gasfas, sker interaktionen av de reagerande ämnena i hela volymen. Sådana reaktioner kallas homogen.

Om en reaktion sker mellan ämnen som befinner sig i olika aggregationstillstånd (till exempel mellan ett fast ämne och en gas eller vätska) eller mellan ämnen som inte kan bilda ett homogent medium (till exempel mellan två oblandbara vätskor), då sker endast på ämnenas kontaktyta. Sådana reaktioner kallas heterogen.

υ för en homogen reaktion bestäms av förändringen i mängden ämne per enhet per volymenhet:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

där Δ n är förändringen i antalet mol av ett av ämnena (oftast initial, men kan också vara reaktionsprodukten), (mol);

V - volym gas eller lösning (l)

Eftersom Δ n / V = ​​​​ΔC (förändring i koncentration), alltså

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ för en heterogen reaktion bestäms av förändringen i mängden av ett ämne per tidsenhet per enhet av ämnenas kontaktyta.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

där Δ n är förändringen i mängden av ett ämne (reagens eller produkt), (mol);

Δt är tidsintervallet (s, min);

S - ytarea av kontakt med ämnen (cm 2, m 2)

Varför är frekvensen av olika reaktioner inte densamma?

För att en kemisk reaktion ska starta måste reaktanternas molekyler kollidera. Men inte varje kollision resulterar i en kemisk reaktion. För att en kollision ska leda till en kemisk reaktion måste molekylerna ha tillräckligt hög energi. Partiklar som kolliderar med varandra för att genomgå en kemisk reaktion kallas aktiva. De har ett överskott av energi jämfört med medelenergin för de flesta partiklar - aktiveringsenergin E agera. Det finns mycket färre aktiva partiklar i ett ämne än med en genomsnittlig energi, därför, för att starta många reaktioner, måste systemet förses med viss energi (en blixt av ljus, uppvärmning, mekanisk stöt).

Energibarriär (värde E agera) av olika reaktioner är olika, ju lägre den är, desto lättare och snabbare fortskrider reaktionen.

2. Faktorer som påverkar υ(antal partikelkollisioner och deras effektivitet).

1) Reaktanternas natur: deras sammansättning, struktur => aktiveringsenergi

▪ desto mindre E agera, desto mer υ;

Om E agera < 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.

Om E agera> 120 kJ/mol betyder det att endast en försumbar del av kollisionerna mellan de interagerande partiklarna leder till reaktionen. Frekvensen för sådana reaktioner är mycket låg. Till exempel rost av järn, eller

förloppet av ammoniaksyntesreaktionen vid normal temperatur är nästan omöjligt att märka.

Om E agera har mellanvärden (40 - 120 kJ / mol), då kommer hastigheten för sådana reaktioner att vara genomsnittlig. Sådana reaktioner inkluderar interaktionen av natrium med vatten eller etanol, avfärgning av bromvatten med eten, etc.

2) Temperatur: vid t för varje 10 0 C, υ 2-4 gånger (van't Hoff-regeln).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

Vid t, antalet aktiva partiklar (s E agera) och deras aktiva kollisioner.

Uppgift 1. Hastigheten för en viss reaktion vid 0 0 C är 1 mol/l ∙ h, reaktionens temperaturkoefficient är 3. Vilken blir hastigheten för denna reaktion vid 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) Koncentration: ju fler, desto oftare inträffar kollisioner och υ. Vid konstant temperatur för reaktionen mA + nB = C enligt massverkan:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

där k är hastighetskonstanten;

С – koncentration (mol/l)

Lagen om agerande massor:

Hastigheten för en kemisk reaktion är proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna, tagna i potenser lika med deras koefficienter i reaktionsekvationen.

W.d.m. tar inte hänsyn till koncentrationen av reagerande ämnen i fast tillstånd, eftersom de reagerar på ytor och deras koncentrationer förblir vanligtvis konstanta.

Uppgift 2. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen A + 2B → C. Hur många gånger och hur kommer reaktionshastigheten att förändras med en ökning av koncentrationen av ämne B med 3 gånger?

Lösning: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ i 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 i 2

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

Svar: öka med 9 gånger

För gasformiga ämnen beror reaktionshastigheten på trycket

Ju mer tryck, desto högre hastighet.

4) KatalysatorerÄmnen som ändrar mekanismen för en reaktion E agera => υ .

▪ Katalysatorer förblir oförändrade i slutet av reaktionen

▪ Enzymer är biologiska katalysatorer, proteiner av naturen.

▪ Inhibitorer - ämnen som ↓ υ

5) För heterogena reaktioner beror υ också på:

▪ på tillståndet för reaktanternas kontaktyta.

Jämför: lika volymer svavelsyralösning hälldes i 2 provrör och sänktes samtidigt ner i det ena - en järnspik, i det andra - järnspån. Att mala ett fast ämne leder till en ökning av antalet molekyler som kan reagera samtidigt. Därför kommer reaktionshastigheten i det andra provröret att vara högre än i det första.

Kemiska metoder

Fysiska metoder

Metoder för att mäta reaktionshastigheten

I exemplet ovan mättes reaktionshastigheten mellan kalciumkarbonat och syra genom att studera volymen gas som utvecklades som en funktion av tiden. Experimentella data om reaktionshastigheter kan erhållas genom att mäta andra kvantiteter.

Om den totala mängden gasformiga ämnen förändras under reaktionens gång, kan dess förlopp observeras genom att mäta gasens tryck vid en konstant volym. I fall där ett av utgångsmaterialen eller en av reaktionsprodukterna är färgat, kan reaktionens fortskridande övervakas genom att observera förändringen i lösningens färg. En annan optisk metod är att mäta rotationen av ljusets polarisationsplan (om de initiala ämnena och reaktionsprodukterna har olika rotationsförmåga).

Vissa reaktioner åtföljs av en förändring av antalet joner i lösningen. I sådana fall kan reaktionshastigheten studeras genom att mäta lösningens elektriska ledningsförmåga. I nästa kapitel kommer några andra elektrokemiska metoder som kan användas för att mäta reaktionshastigheter att diskuteras.

Reaktionens fortskridande kan övervakas genom att mäta koncentrationen hos en av deltagarna i reaktionen över tid med hjälp av en mängd olika kemiska analysmetoder. Reaktionen utförs i ett termostaterat kärl. Med vissa intervall tas ett prov av lösningen (eller gasen) från kärlet och koncentrationen av en av komponenterna bestäms. För att få tillförlitliga resultat är det viktigt att ingen reaktion sker i provet som tas för analys. Detta uppnås genom kemisk bindning av ett av reagenserna, snabb kylning eller utspädning av lösningen.

Experimentella studier visar att reaktionshastigheten beror på flera faktorer. Låt oss först överväga inflytandet av dessa faktorer på en kvalitativ nivå.

1.Reaktanternas natur. Från laboratoriepraxis vet vi att neutraliseringen av en syra med en bas

H + + OH -® H2O

interaktion av salter med bildning av en svårlöslig förening

Ag + + Cl –® AgCl

och andra reaktioner i elektrolytlösningar är mycket snabba. Den tid som krävs för att sådana reaktioner ska slutföras mäts i millisekunder och till och med mikrosekunder. Detta är ganska förståeligt, eftersom kärnan i sådana reaktioner är tillvägagångssättet och kombinationen av laddade partiklar med laddningar av motsatt tecken.

I motsats till joniska reaktioner går interaktionen mellan kovalent bundna molekyler vanligtvis mycket långsammare. I själva verket, under loppet av reaktionen mellan sådana partiklar, måste bindningarna i molekylerna av utgångsämnena bryta. För att göra detta måste kolliderande molekyler ha en viss mängd energi. Dessutom, om molekylerna är tillräckligt komplexa, för att en reaktion ska kunna ske mellan dem, måste de vara orienterade i rymden på ett visst sätt.

2. Reaktantkoncentration. Hastigheten för en kemisk reaktion, ceteris paribus, beror på antalet kollisioner av de reagerande partiklarna per tidsenhet. Sannolikheten för kollisioner beror på antalet partiklar per volymenhet, d.v.s. från koncentration. Därför ökar reaktionshastigheten med ökande koncentration.

3. Ämnes fysiska tillstånd. I homogena system beror reaktionshastigheten på antalet partikelkollisioner i lösningsvolym(eller gas). I heterogena system sker kemisk interaktion vid gränssnittet. En ökning av ytan av ett fast ämne under dess malning underlättar tillgången för de reagerande partiklarna till partiklarna i det fasta ämnet, vilket leder till en betydande acceleration av reaktionen.

4. Temperatur har en betydande inverkan på hastigheten för olika kemiska och biologiska processer. Med en ökning av temperaturen ökar partiklarnas kinetiska energi, och följaktligen ökar andelen partiklar vars energi är tillräcklig för kemisk interaktion.

5. Sterisk faktor kännetecknar behovet av ömsesidig orientering av de reagerande partiklarna. Ju mer komplexa molekylerna är, desto lägre är sannolikheten för deras korrekta orientering, desto lägre effektivitet för kollisioner.

6. Tillgänglighet av katalysatorer.Katalysatorer är ämnen som ändrar hastigheten för en kemisk reaktion. Införda i reaktionssystemet i små mängder och förblir oförändrade efter reaktionen, kan de extremt förändra processens hastighet.

De huvudsakliga faktorerna på vilka reaktionshastigheten beror kommer att diskuteras mer i detalj nedan.