Badanie szybkości reakcji chemicznej i warunków wpływających na jej zmianę jest jednym z obszarów chemii fizycznej - kinetyki chemicznej. Rozważa również mechanizmy tych reakcji i ich termodynamiczną ważność. Badania te są ważne nie tylko do celów naukowych, ale także do kontrolowania interakcji składników w reaktorach przy produkcji wszelkiego rodzaju substancji.

Pojęcie szybkości w chemii

Zwykle szybkość reakcji nazywa się pewną zmianą stężeń związków, które weszły w reakcję (ΔС) na jednostkę czasu (Δt). Wzór matematyczny na szybkość reakcji chemicznej jest następujący:

ᴠ = ±∆C/∆t.

Szybkość reakcji mierzy się w mol/l s jeżeli zachodzi w całej objętości (czyli reakcja jest jednorodna) oraz w mol/m 2 s jeżeli oddziaływanie zachodzi na powierzchni rozdzielającej fazy (czyli reakcja jest heterogeniczny). Znak „-” we wzorze odnosi się do zmiany wartości stężeń wyjściowych reagentów, a znak „+” do zmieniających się wartości stężeń produktów tej samej reakcji.

Przykłady reakcji przy różnych szybkościach

Interakcje chemiczne mogą zachodzić w różnym tempie. Tak więc tempo wzrostu stalaktytów, czyli tworzenia węglanu wapnia, wynosi tylko 0,5 mm na 100 lat. Niektóre reakcje biochemiczne, takie jak fotosynteza i synteza białek, przebiegają powoli. Korozja metali postępuje dość wolno.

Średnia prędkość może charakteryzować się reakcjami wymagającymi od jednej do kilku godzin. Przykładem jest gotowanie, któremu towarzyszy rozkład i przemiana związków zawartych w produktach. Synteza poszczególnych polimerów wymaga ogrzewania mieszaniny reakcyjnej przez pewien czas.

Przykład reakcji chemicznych, których szybkość jest dość wysoka, może służyć jako reakcje neutralizacji, oddziaływanie wodorowęglanu sodu z roztworem kwasu octowego, któremu towarzyszy uwalnianie dwutlenku węgla. Możemy również wspomnieć o oddziaływaniu azotanu baru z siarczanem sodu, w którym obserwuje się wytrącanie nierozpuszczalnego siarczanu baru.

Duża liczba reakcji może przebiegać błyskawicznie i towarzyszy im eksplozja. Klasycznym przykładem jest interakcja potasu z wodą.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Warto zauważyć, że te same substancje mogą ze sobą reagować w różnym tempie. Na przykład mieszanina gazowego tlenu i wodoru może przez dość długi czas nie wykazywać oznak interakcji, jednak gdy pojemnik zostanie wstrząśnięty lub uderzony, reakcja staje się wybuchowa. Dlatego kinetyka chemiczna zidentyfikowała pewne czynniki, które mają zdolność wpływania na szybkość reakcji chemicznej. Obejmują one:

• charakter substancji wchodzących w interakcje;
• stężenie odczynników;
• zmiana temperatury;
• obecność katalizatora;
• zmiana ciśnienia (dla substancji gazowych);
• obszar kontaktu substancji (jeśli mówimy o reakcjach heterogenicznych).

Wpływ natury materii

Tak znaczną różnicę w szybkościach reakcji chemicznych tłumaczą różne wartości energii aktywacji (E a). Rozumie się przez to pewną nadwyżkę energii w stosunku do jej średniej wartości wymaganej przez cząsteczkę podczas zderzenia, aby zaszła reakcja. Mierzy się go w kJ / mol, a wartości zwykle mieszczą się w zakresie 50-250.

Ogólnie przyjmuje się, że jeśli E a \u003d 150 kJ / mol dla dowolnej reakcji, to przy n. tak. praktycznie nie płynie. Energia ta jest zużywana na przezwyciężenie odpychania między cząsteczkami substancji i osłabienie wiązań w substancjach wyjściowych. Innymi słowy, energia aktywacji charakteryzuje siłę wiązań chemicznych w substancjach. Na podstawie wartości energii aktywacji można wstępnie oszacować szybkość reakcji chemicznej:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a >120, tylko bardzo mała część zderzeń cząstek doprowadzi do reakcji, a jej prędkość będzie niska.

Wpływ koncentracji

Zależność szybkości reakcji od stężenia najdokładniej scharakteryzuje prawo działania masy (LMA), które stwierdza:

Szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, których wartości są przyjmowane w potęgach odpowiadających ich współczynnikom stechiometrycznym.

To prawo jest odpowiednie dla elementarnych reakcji jednoetapowych lub dowolnego etapu interakcji substancji charakteryzujących się złożonym mechanizmem.

Jeśli chcesz określić szybkość reakcji chemicznej, której równanie można warunkowo zapisać jako:

αА+ bB = ϲС, to

Zgodnie z powyższym sformułowaniem prawa, prędkość można znaleźć wzorem:

V=k [A] a [B] b , gdzie

a i b są współczynnikami stechiometrycznymi,

[A] i [B] - stężenia związków wyjściowych,

k jest stałą szybkości danej reakcji.

Znaczenie współczynnika szybkości reakcji chemicznej jest takie, że jego wartość będzie równa szybkości, jeśli stężenia związków są równe jednostkom. Należy zauważyć, że do prawidłowego obliczenia zgodnie z tym wzorem konieczne jest uwzględnienie zbiorczego stanu odczynników. Zakłada się, że stężenie substancji stałej jest jednością i nie jest uwzględniane w równaniu, ponieważ pozostaje stałe podczas reakcji. W związku z tym w obliczeniach zgodnie z MDM uwzględnia się tylko stężenia substancji ciekłych i gazowych. Tak więc dla reakcji otrzymywania dwutlenku krzemu z prostych substancji, opisanej równaniem

Si (TV) + Ο 2 (g) \u003d SiΟ 2 (TV),

prędkość określi wzór:

Typowe zadanie

Jak zmieniłaby się szybkość reakcji chemicznej tlenku azotu z tlenem, gdyby stężenia związków wyjściowych zostały podwojone?

Rozwiązanie: Ten proces odpowiada równaniu reakcji:

2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ2 .

Napiszmy wyrażenia dla początkowej (ᴠ 1) i końcowej (ᴠ 2) szybkości reakcji:

ᴠ 1 = k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ] i

ᴠ 2 = k·(2·[ΝΟ]) 2 ·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ].

ᴠ 1 / ᴠ 2 = (k 4[ΝΟ] 2 2[Ο 2 ]) / (k ・[ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

ᴠ 2 / ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Odpowiedź: zwiększona o 8 razy.

Efekt temperatury

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury określił eksperymentalnie holenderski naukowiec JH Van't Hoff. Odkrył, że szybkość wielu reakcji wzrasta 2-4 razy z każdym wzrostem temperatury o 10 stopni. Dla tej reguły istnieje wyrażenie matematyczne, które wygląda tak:

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1)/10 , gdzie

ᴠ 1 i ᴠ 2 - odpowiednie prędkości w temperaturach Τ 1 i Τ 2;

γ - współczynnik temperaturowy równy 2-4.

Jednocześnie reguła ta nie wyjaśnia mechanizmu wpływu temperatury na wartość szybkości danej reakcji i nie opisuje całego zespołu prawidłowości. Logiczny jest wniosek, że wraz ze wzrostem temperatury wzrasta chaotyczny ruch cząstek, co powoduje większą liczbę ich zderzeń. Nie wpływa to jednak szczególnie na efektywność zderzeń molekularnych, ponieważ zależy ona głównie od energii aktywacji. Istotną rolę w efektywności zderzeń cząstek odgrywa również ich przestrzenna zgodność.

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury z uwzględnieniem charakteru odczynników jest zgodna z równaniem Arrheniusa:

k \u003d A 0 e -Ea / RΤ, gdzie

A o jest mnożnikiem;

E a - energia aktywacji.

Przykładowe zadanie dotyczące prawa van't Hoffa

Jak zmienić temperaturę, aby szybkość reakcji chemicznej, której współczynnik temperaturowy jest liczbowo równy 3, wzrosła 27-krotnie?

Rozwiązanie. Użyjmy formuły

ᴠ2 = ᴠ1 γ (Τ2-Τ1)/10 .

Z warunku ᴠ 2 / ᴠ 1 = 27 i γ = 3. Musisz znaleźć ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Przekształcając oryginalną formułę, otrzymujemy:

V 2 /V 1 \u003d γ ΔΤ / 10.

Podstawiamy wartości: 27=3 ΔΤ/10.

Z tego jasno wynika, że ​​ΔΤ/10 = 3 i ΔΤ = 30.

Odpowiedź: temperaturę należy zwiększyć o 30 stopni.

Wpływ katalizatorów

W chemii fizycznej tempo reakcji chemicznych jest również aktywnie badane przez sekcję zwaną katalizą. Interesuje go, jak i dlaczego stosunkowo niewielkie ilości niektórych substancji znacząco zwiększają szybkość interakcji innych. Substancje, które mogą przyspieszyć reakcję, ale same nie są zużywane, nazywane są katalizatorami.

Udowodniono, że katalizatory zmieniają mechanizm samego oddziaływania chemicznego, przyczyniają się do powstawania nowych stanów przejściowych, które charakteryzują się niższymi wysokościami barier energetycznych. Oznacza to, że przyczyniają się do zmniejszenia energii aktywacji, a tym samym do zwiększenia liczby skutecznych uderzeń cząstek. Katalizator nie może wywołać reakcji, która jest energetycznie niemożliwa.

Tak więc nadtlenek wodoru może się rozkładać z utworzeniem tlenu i wody:

H 2 Ο 2 \u003d H 2 Ο + Ο 2.

Ale ta reakcja jest bardzo powolna i w naszych apteczkach istnieje niezmieniona od dłuższego czasu. Otwierając tylko bardzo stare fiolki z nadtlenkiem, na ściankach naczynia widać niewielkie trzaśnięcie spowodowane ciśnieniem tlenu. Dodanie zaledwie kilku ziaren tlenku magnezu spowoduje aktywne uwalnianie gazu.

Ta sama reakcja rozkładu nadtlenku, ale pod wpływem katalazy, zachodzi podczas leczenia ran. W żywych organizmach występuje wiele różnych substancji, które zwiększają szybkość reakcji biochemicznych. Nazywane są enzymami.

Inhibitory mają odwrotny wpływ na przebieg reakcji. Jednak nie zawsze jest tak źle. Inhibitory stosuje się do ochrony wyrobów metalowych przed korozją, w celu wydłużenia okresu przydatności do spożycia żywności, np. w celu zapobiegania utlenianiu tłuszczów.

Obszar kontaktu substancji

W przypadku, gdy oddziaływanie zachodzi między związkami o różnych stanach skupienia lub między substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (ciecze niemieszalne), to ten czynnik również znacząco wpływa na szybkość reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że heterogeniczne reakcje zachodzą bezpośrednio na styku faz substancji oddziałujących. Oczywiście im szersza ta granica, tym więcej cząstek ma możliwość zderzenia i tym szybsza reakcja.

Na przykład w postaci małych żetonów idzie znacznie szybciej niż w postaci kłody. W tym samym celu wiele ciał stałych przed dodaniem do roztworu miele się na drobny proszek. Tak więc sproszkowana kreda (węglan wapnia) działa szybciej z kwasem solnym niż kawałek o tej samej masie. Jednak oprócz zwiększenia powierzchni, technika ta prowadzi również do chaotycznego rozerwania sieci krystalicznej substancji, co oznacza, że ​​zwiększa reaktywność cząstek.

Matematycznie szybkość heterogenicznej reakcji chemicznej określa się jako zmianę ilości substancji (Δν) zachodzącą w jednostce czasu (Δt) na jednostkę powierzchni

(S): V = Δν/(S Δt).

Wpływ ciśnienia

Zmiana ciśnienia w układzie ma wpływ tylko wtedy, gdy w reakcji biorą udział gazy. Wzrostowi ciśnienia towarzyszy wzrost cząsteczek substancji na jednostkę objętości, to znaczy proporcjonalnie wzrasta jej stężenie. Odwrotnie, spadek ciśnienia prowadzi do równoważnego spadku stężenia odczynnika. W tym przypadku do obliczenia szybkości reakcji chemicznej odpowiedni jest wzór odpowiadający ZDM.

Zadanie. Jak wzrośnie szybkość reakcji opisanej równaniem

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 ,

czy objętość systemu zamkniętego zmniejszy się trzykrotnie (T=const)?

Rozwiązanie. Wraz ze spadkiem objętości ciśnienie wzrasta proporcjonalnie. Zapiszmy wyrażenia dla początkowej (V 1) i końcowej (V 2) szybkości reakcji:

V 1 = k 2 [Ο 2 ] i

V 2 = k·(3·) 2 ·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ].

Aby dowiedzieć się, ile razy nowa prędkość jest większa niż początkowa, należy podzielić lewą i prawą część wyrażenia:

V 1 /V 2 = (k 9[ΝΟ] 2 3[Ο 2 ]) / (k ? [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

Wartości stężeń i stałe szybkości ulegają zmniejszeniu i pozostają:

V 2 /V 1 \u003d 9 3/1 \u003d 27.

Odpowiedź: prędkość wzrosła 27 razy.

Podsumowując, należy zauważyć, że na szybkość interakcji substancji, a raczej liczbę i jakość zderzeń ich cząstek, ma wpływ wiele czynników. Przede wszystkim jest to energia aktywacji i geometria cząsteczek, które są prawie niemożliwe do skorygowania. Jeśli chodzi o pozostałe warunki, to dla wzrostu szybkości reakcji wynika:

• zwiększyć temperaturę medium reakcyjnego;
• zwiększyć stężenie oryginalnych związków;
• zwiększyć ciśnienie w układzie lub zmniejszyć jego objętość, jeśli mówimy o gazach;
• doprowadzić odmienne substancje do jednego stanu skupienia (np. przez rozpuszczenie w wodzie) lub zwiększyć obszar ich kontaktu.

Szybkość reakcji chemicznej to zmiana stężenia reagentów w jednostce czasu.

W reakcjach jednorodnych przestrzeń reakcyjna odnosi się do objętości naczynia reakcyjnego, a w reakcjach niejednorodnych do powierzchni, na której zachodzi reakcja. Stężenie reagentów jest zwykle wyrażane w mol/l - liczbie moli substancji w 1 litrze roztworu.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od rodzaju reagentów, stężenia, temperatury, ciśnienia, powierzchni kontaktu substancji i jej charakteru, obecności katalizatorów.

Wzrost stężenia substancji wchodzących w interakcję chemiczną prowadzi do zwiększenia szybkości reakcji chemicznej. Dzieje się tak, ponieważ wszystkie reakcje chemiczne zachodzą między pewną liczbą reagujących cząstek (atomów, cząsteczek, jonów). Im więcej tych cząstek w objętości przestrzeni reakcyjnej, tym częściej się zderzają i zachodzi wzajemne oddziaływanie chemiczne. Reakcja chemiczna może przebiegać przez jeden lub więcej aktów elementarnych (kolizje). Na podstawie równania reakcji można napisać wyrażenie na zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów. Jeśli tylko jedna cząsteczka uczestniczy w akcie elementarnym (podczas reakcji rozkładu), zależność będzie wyglądać tak:

v= k*[A]

To jest równanie reakcji jednocząsteczkowej. Kiedy dwie różne cząsteczki oddziałują w akcie elementarnym, zależność ma postać:

v= k*[A]*[B]

Reakcja nazywana jest dwucząsteczkową. W przypadku zderzenia trzech cząsteczek obowiązuje wyrażenie:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reakcja nazywana jest trimolekularną. Oznaczenia współczynników:

v — szybkość reakcji;

[A], [B], [C] to stężenia reagentów;

k jest współczynnikiem proporcjonalności; nazywa się stałą szybkości reakcji.

Jeżeli stężenia reagentów są równe jeden (1 mol/l) lub ich iloczyn jest równy jeden, to v= k.. Stała szybkości zależy od rodzaju reagentów i temperatury. Zależność szybkości reakcji prostych (tj. reakcji zachodzących przez jeden akt elementarny) od stężenia opisuje prawo działania masy: szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężenia reagentów podniesionego do potęgi ich współczynników stechiometrycznych.

Na przykład przeanalizujmy reakcję 2NO + O 2 = 2NO 2.

W niej v= k* 2 *

W przypadku, gdy równanie reakcji chemicznej nie odpowiada elementarnemu aktowi interakcji, ale odzwierciedla tylko związek między masą przereagowanych i uformowanych substancji, wówczas stopnie stężeń nie będą równe współczynnikom przed wzory odpowiednich substancji w równaniu reakcji. W przypadku reakcji, która przebiega w kilku etapach, szybkość reakcji zależy od szybkości najwolniejszego (ograniczającego) etapu.

Ta zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów jest ważna dla gazów i reakcji zachodzących w roztworze. Reakcje z udziałem ciał stałych nie są zgodne z prawem działania mas, ponieważ interakcja cząsteczek zachodzi tylko na granicy faz. W konsekwencji szybkość reakcji heterogenicznej zależy również od wielkości i charakteru powierzchni kontaktu reagujących faz. Im większa powierzchnia, tym szybciej będzie przebiegać reakcja.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej

Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej określa reguła van't Hoffa: ze wzrostem temperatury na każde 10 ° C, szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy. Matematycznie regułę tę oddaje następujące równanie:

v t2= v t1*g(t2-t1)/10

gdzie v t1 oraz v t2 — szybkości reakcji w temperaturach t2 i t1; g - współczynnik temperaturowy reakcji - liczba pokazująca, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury na każde 10 ° C. Tak istotną zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury tłumaczy się tym, że tworzenie nowych substancji nie następuje przy każdym zderzeniu reagujących cząsteczek. Oddziałują tylko te cząsteczki (cząsteczki aktywne), które mają wystarczającą energię do zerwania wiązań w pierwotnych cząsteczkach. Dlatego każda reakcja charakteryzuje się barierą energetyczną. Aby to przezwyciężyć, cząsteczka potrzebuje energia aktywacji - pewna nadwyżka energii, którą musi mieć cząsteczka, aby zderzenie z inną cząsteczką doprowadziło do powstania nowej substancji. Wraz ze wzrostem temperatury gwałtownie wzrasta liczba aktywnych cząsteczek, co prowadzi do gwałtownego wzrostu szybkości reakcji zgodnie z regułą van't Hoffa. Energia aktywacji dla każdej konkretnej reakcji zależy od charakteru reagentów.

Teoria zderzeń aktywnych 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 odczynnika, im bliżej się znajdują, tym bardziej prawdopodobne jest, że zderzą się i zareagują.
• Do reakcji prowadzą tylko efektywne kolizje, tj. takie, w których „stare więzi” są niszczone lub osłabiane, a zatem mogą powstawać „nowe”. Aby to zrobić, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.
• Minimalna nadwyżka energii wymagana do efektywnego zderzenia cząstek substratów nazywa się energia aktywacji Ea.
• Aktywność chemikaliów przejawia się w niskiej energii aktywacji reakcji z ich udziałem. Im niższa energia aktywacji, tym wyższa szybkość reakcji. Na przykład w reakcjach między kationami i anionami energia aktywacji jest bardzo niska, więc takie reakcje zachodzą niemal natychmiast.

Wpływ katalizatora

Jednym z najskuteczniejszych sposobów wpływania na szybkość reakcji chemicznych jest zastosowanie katalizatorów. Do katalizatory - Są to substancje, które zmieniają szybkość reakcji, a do końca procesu pozostają niezmienione pod względem składu i masy. Innymi słowy, w momencie samej reakcji katalizator aktywnie uczestniczy w procesie chemicznym, ale pod koniec reakcji reagenty zmieniają swój skład chemiczny, zamieniając się w produkty, a katalizator jest uwalniany w swojej pierwotnej postaci. Zwykle rolą katalizatora jest zwiększenie szybkości reakcji, chociaż niektóre katalizatory nie przyspieszają, a spowalniają proces. Nazywa się zjawisko przyspieszania reakcji chemicznych na skutek obecności katalizatorów kataliza, i spowolnienia zahamowanie.

Niektóre substancje nie mają działania katalitycznego, ale ich dodatki znacznie zwiększają zdolność katalityczną katalizatorów. Takie substancje nazywane są promotorzy. Inne substancje (trucizny katalityczne) ograniczają lub nawet całkowicie blokują działanie katalizatorów, proces ten nazywa się zatrucie katalizatorem.

Istnieją dwa rodzaje katalizy: jednorodny oraz heterogeniczny. Na kataliza jednorodna reagenty, produkty i katalizator stanowią jedną fazę (gazową lub ciekłą). W tym przypadku nie ma granicy między katalizatorem a reagentami.

Osobliwość kataliza heterogeniczna jest to, że katalizatory (zwykle ciała stałe) są w innym stanie fazowym niż reagenty i produkty reakcji. Reakcja zwykle rozwija się na powierzchni ciała stałego.

W katalizie homogenicznej powstają produkty pośrednie między katalizatorem a reagentem w wyniku reakcji o niższej energii aktywacji. W katalizie heterogenicznej wzrost szybkości tłumaczy się adsorpcją reagentów na powierzchni katalizatora. W rezultacie ich stężenie wzrasta, a szybkość reakcji wzrasta.

Szczególnym przypadkiem katalizy jest autokataliza. Jego znaczenie polega na tym, że proces chemiczny przyspiesza jeden z produktów reakcji.

W życiu mamy do czynienia z różnymi reakcjami chemicznymi. Niektóre z nich, jak rdzewienie żelaza, mogą trwać nawet kilka lat. Inne, takie jak fermentacja cukru w ​​alkohol, trwają kilka tygodni. Drewno opałowe w piecu wypala się w ciągu kilku godzin, a benzyna w silniku wypala się w ułamku sekundy.

Aby obniżyć koszty sprzętu, zakłady chemiczne zwiększają szybkość reakcji. A niektóre procesy, takie jak psucie się żywności, korozja metali, należy spowolnić.

Szybkość reakcji chemicznej można wyrazić jako zmiana ilości materii (n, modulo) w jednostce czasu (t) - porównaj prędkość poruszającego się ciała w fizyce jako zmianę współrzędnych w jednostce czasu: υ = Δx/Δt . Aby szybkość nie zależała od objętości naczynia, w którym zachodzi reakcja, dzielimy wyrażenie przez objętość reagujących substancji (v), czyli otrzymujemy zmiana ilości substancji w jednostce czasu na jednostkę objętości lub zmiana stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

n 2 − n 1
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

gdzie c = n / v jest stężeniem substancji,

Δ (wymawiane „delta”) to ogólnie przyjęte oznaczenie zmiany wielkości.

Jeżeli substancje mają w równaniu różne współczynniki, szybkość reakcji dla każdej z nich obliczona według tego wzoru będzie inna. Na przykład 2 mole dwutlenku siarki przereagowały całkowicie z 1 molem tlenu w ciągu 10 sekund w 1 litrze:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Prędkość tlenu będzie wynosić: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s

Prędkość gazu kwaśnego: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l s- nie trzeba tego zapamiętywać i mówić na egzaminie, podano przykład, aby nie pomylić się, jeśli pojawi się to pytanie.

Szybkość reakcji heterogenicznych (z udziałem ciał stałych) jest często wyrażana na jednostkę powierzchni stykających się powierzchni:

n
υ = –––––– (2)
t S

Reakcje nazywane są heterogenicznymi, gdy reagenty znajdują się w różnych fazach:

• ciało stałe z innym ciałem stałym, cieczą lub gazem,
• dwie niemieszające się ciecze
• gaz płynny.

Jednorodne reakcje zachodzą między substancjami w tej samej fazie:

• między dobrze mieszającymi się płynami,
• gazy,
• substancje w roztworach.

Warunki wpływające na szybkość reakcji chemicznych

1) Szybkość reakcji zależy od charakter reagentów. Mówiąc najprościej, różne substancje reagują w różnym tempie. Na przykład cynk reaguje gwałtownie z kwasem solnym, podczas gdy żelazo reaguje dość wolno.

2) Szybkość reakcji jest większa, im wyższa stężenie Substancje. W przypadku silnie rozcieńczonego kwasu reakcja cynku będzie trwała znacznie dłużej.

3) Szybkość reakcji znacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatura. Na przykład, aby spalić paliwo, konieczne jest podpalenie go, czyli zwiększenie temperatury. W przypadku wielu reakcji wzrostowi temperatury o 10°C towarzyszy wzrost szybkości 2–4 razy.

4) Prędkość heterogeniczny reakcje wzrastają wraz ze wzrostem powierzchnie reagentów. Ciała stałe do tego są zwykle kruszone. Na przykład, aby proszki żelaza i siarki reagowały po podgrzaniu, żelazo musi mieć postać małych trocin.

Zauważ, że w tym przypadku zakładana jest formuła (1)! Wzór (2) wyraża prędkość na jednostkę powierzchni, dlatego nie może zależeć od powierzchni.

5) Szybkość reakcji zależy od obecności katalizatorów lub inhibitorów.

Katalizatory Substancje, które przyspieszają reakcje chemiczne, ale same nie są zużywane. Przykładem jest szybki rozkład nadtlenku wodoru z dodatkiem katalizatora - tlenku manganu (IV):

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

Tlenek manganu (IV) pozostaje na dnie i może być ponownie użyty.

Inhibitory- substancje spowalniające reakcję. Na przykład, aby przedłużyć żywotność rur i akumulatorów, do systemu podgrzewania wody dodaje się inhibitory korozji. W samochodach do płynu hamulcowego dodawane są inhibitory korozji.

Jeszcze kilka przykładów.

Systemy. Ale ta wartość nie odzwierciedla rzeczywistej możliwości reakcji, jej prędkość i mechanizm.

Aby uzyskać pełną reprezentację reakcji chemicznej, trzeba mieć wiedzę o tym, jakie wzorce czasowe istnieją podczas jej realizacji, tj. szybkość reakcji chemicznej i jego szczegółowy mechanizm. Badania szybkości i mechanizmu reakcji Kinetyka chemiczna nauka o procesie chemicznym.

Pod względem kinetyki chemicznej reakcje można sklasyfikować na proste i złożone.

proste reakcje- procesy zachodzące bez tworzenia związków pośrednich. W zależności od liczby uczestniczących w nim cząstek dzielą się na jednocząsteczkowy, dwucząsteczkowy, trójcząsteczkowy. Zderzenie więcej niż 3 cząstek jest mało prawdopodobne, więc reakcje trójcząsteczkowe są dość rzadkie, a czterocząsteczkowe są nieznane. Reakcje złożone- procesy składające się z kilku reakcji elementarnych.

Każdy proces przebiega z właściwą sobie szybkością, którą można określić na podstawie zmian zachodzących w określonym czasie. środek szybkość reakcji chemicznej wyrażona jako zmiana ilości substancji n zużyta lub otrzymana substancja na jednostkę objętości V na jednostkę czasu t.

υ = ± dn/ dt· V

Jeśli substancja jest zużywana, umieszczamy znak „-”, jeśli się kumuluje - „+”

Przy stałej objętości:

υ = ± DC/ dt,

Jednostka szybkości reakcji mol/l s

Ogólnie rzecz biorąc, υ jest wartością stałą i nie zależy od tego, jaką substancję obserwujemy w reakcji.

Zależność stężenia odczynnika lub produktu od czasu reakcji przedstawia się jako krzywa kinetyczna, który wygląda tak:

Wygodniej jest obliczyć υ z danych eksperymentalnych, jeśli powyższe wyrażenia zostaną przekształcone w następujące wyrażenie:

Prawo mas czynnych. Rząd i stała szybkości reakcji

Jedno ze sformułowań prawo masowego działania brzmi tak: Szybkość elementarnej jednorodnej reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

Jeżeli badany proces jest reprezentowany jako:

a A + b B = produkty

następnie można wyrazić szybkość reakcji chemicznej równanie kinetyczne:

υ = k [A] a [B] b lub

υ = k C a A C b B

Tutaj [ A] oraz [B] (C A orazC B) - stężenie odczynników,

ib są współczynnikami stechiometrycznymi prostej reakcji,

k jest stałą szybkości reakcji.

Chemiczne znaczenie ilości k- to jest szybkość reakcji w pojedynczych stężeniach. Oznacza to, że jeśli stężenia substancji A i B są równe 1, to υ = k.

Należy wziąć pod uwagę, że w złożonych procesach chemicznych współczynniki ib nie pasują do tych stechiometrycznych.

Prawo masowego działania jest spełnione pod kilkoma warunkami:

• Reakcja jest aktywowana termicznie, tj. energia ruchu termicznego.
• Stężenie odczynników jest równomiernie rozłożone.
• Właściwości i warunki środowiska nie zmieniają się w trakcie procesu.
• Właściwości środowiska nie powinny mieć wpływu k.

Do złożonych procesów prawo masowego działania nie można zastosować. Można to wytłumaczyć faktem, że złożony proces składa się z kilku elementarnych etapów, a jego prędkość będzie determinowana nie całkowitą prędkością wszystkich etapów, ale jednym z najwolniejszych etapów, który nazywa się ograniczający.

Każda reakcja ma swoją własną zamówienie. Określać prywatne (częściowe) zamówienie przez odczynnik i ogólne (pełne) zamówienie. Na przykład w wyrażeniu na szybkość reakcji chemicznej dla procesu

a A + b B = produkty

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– zamów według odczynnika ALE

b — zamów według odczynnika W

Porządek ogólny a + b = n

Do proste procesy kolejność reakcji wskazuje liczbę reagujących cząstek (zbiega się ze współczynnikami stechiometrycznymi) i przyjmuje wartości całkowite. Do złożone procesy kolejność reakcji nie pokrywa się ze współczynnikami stechiometrycznymi i może być dowolna.

Określmy czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej υ.

1. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów

   określone przez prawo masowego działania: υ = k[ A] a·[ B] b

Oczywiście wraz ze wzrostem stężeń reagentów υ wzrasta, ponieważ wzrasta liczba zderzeń pomiędzy substancjami biorącymi udział w procesie chemicznym. Ponadto ważne jest, aby wziąć pod uwagę kolejność reakcji: jeśli to n=1 w przypadku niektórych odczynników jego szybkość jest wprost proporcjonalna do stężenia tej substancji. Jeśli dla jakiegokolwiek odczynnika n=2, wówczas podwojenie jego stężenia doprowadzi do zwiększenia szybkości reakcji o 2 2 \u003d 4 razy, a zwiększenie stężenia 3 razy przyspieszy reakcję 3 2 \u003d 9 razy.

Reakcje chemiczne przebiegają z różnymi prędkościami: z niską prędkością - podczas tworzenia stalaktytów i stalagmitów, ze średnią prędkością - podczas gotowania żywności, natychmiast - podczas eksplozji. Reakcje w roztworach wodnych są bardzo szybkie.

Wyznaczenie szybkości reakcji chemicznej, a także wyjaśnienie jej zależności od warunków procesu, jest zadaniem kinetyki chemicznej - nauki o prawach rządzących przebiegiem reakcji chemicznych w czasie.

Jeżeli reakcje chemiczne zachodzą w jednorodnym ośrodku, na przykład w roztworze lub w fazie gazowej, to oddziaływanie reagujących substancji zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywają się jednorodny.

(v homog) definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu w jednostce objętości:

gdzie Δn jest zmianą liczby moli jednej substancji (najczęściej początkowej, ale może to być również produkt reakcji); Δt - przedział czasu (s, min); V to objętość gazu lub roztworu (l).

Ponieważ stosunek ilości substancji do objętości jest stężeniem molowym C, to

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

jeśli głośność systemu się nie zmienia.

Jeżeli reakcja zachodzi między substancjami w różnych stanach skupienia (na przykład między ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub między substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (na przykład między niemieszającymi się cieczami), to zachodzi tylko na powierzchni kontaktu substancji. Takie reakcje nazywają się heterogeniczny.

Definiuje się ją jako zmianę ilości substancji na jednostkę czasu na jednostkę powierzchni.

gdzie S to powierzchnia kontaktu substancji (m 2, cm 2).

Obserwowanym przez badacza czynnikiem zewnętrznym jest zmiana ilości substancji, za pomocą której określa się szybkość reakcji. W rzeczywistości wszystkie procesy są przeprowadzane na poziomie mikro. Oczywiście, aby niektóre cząstki zareagowały, muszą przede wszystkim zderzyć się, i to zderzać się skutecznie: nie rozpraszać się jak kulki w różnych kierunkach, ale w taki sposób, aby „stare wiązania” w cząsteczkach zostały zniszczone lub osłabione i „ nowe” mogą powstać. ”, a do tego cząstki muszą mieć wystarczającą energię.

Obliczone dane pokazują, że na przykład w gazach zderzenia cząsteczek pod ciśnieniem atmosferycznym wynoszą miliardy na sekundę, to znaczy wszystkie reakcje powinny przebiegać natychmiast. Ale nie jest. Okazuje się, że tylko bardzo mała część cząsteczek ma energię niezbędną do wywołania skutecznego zderzenia.

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

Tak więc na drodze wszystkich cząstek wchodzących w reakcję znajduje się bariera energetyczna równa energii aktywacji E a . Gdy jest mały, istnieje wiele cząstek, które mogą go pokonać, a szybkość reakcji jest wysoka. W przeciwnym razie wymagane jest „push”. Przynosząc zapałkę, aby zapalić lampę spirytusową, przekazujesz dodatkową energię, E a , niezbędną do skutecznego zderzenia cząsteczek alkoholu z cząsteczkami tlenu (pokonanie bariery).

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników. Najważniejsze z nich to: charakter i stężenie reagentów, ciśnienie (w reakcjach z udziałem gazów), temperatura, działanie katalizatorów oraz powierzchnia reagentów w przypadku reakcji heterogenicznych.

Temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury w większości przypadków znacznie wzrasta szybkość reakcji chemicznej. W 19-stym wieku Holenderski chemik J.X. Van't Hoff sformułował zasadę:

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

Wraz ze wzrostem temperatury średnia prędkość cząsteczek, ich energia oraz liczba zderzeń nieznacznie wzrasta, ale gwałtownie wzrasta udział cząsteczek „aktywnych” uczestniczących w efektywnych zderzeniach, które pokonują barierę energetyczną reakcji. Matematycznie zależność tę wyraża zależność:

gdzie v t 1 i v t 2 są odpowiednio szybkościami reakcji w temperaturze końcowej t 2 i początkowej t 1, a γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta przy każdym wzroście o 10 ° C w temperaturze.

Jednak w celu zwiększenia szybkości reakcji podniesienie temperatury nie zawsze ma zastosowanie, ponieważ materiały wyjściowe mogą zacząć się rozkładać, rozpuszczalniki lub same substancje mogą wyparować itp.

Reakcje endotermiczne i egzotermiczne

Wiadomo, że reakcji metanu z tlenem atmosferycznym towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła. Dlatego jest używany w życiu codziennym do gotowania, podgrzewania wody i ogrzewania. Gaz ziemny dostarczany do domów rurami to w 98% metan. Reakcji tlenku wapnia (CaO) z wodą towarzyszy również wydzielanie dużej ilości ciepła.

Co mogą powiedzieć te fakty? Gdy w produktach reakcji powstają nowe wiązania chemiczne, jeszcze energia niż wymagana do zerwania wiązań chemicznych w reagentach. Nadmiar energii jest uwalniany w postaci ciepła, a czasem światła.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2 H 2 O + Q (energia (światło, ciepło));

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energia (ciepło)).

Takie reakcje powinny przebiegać łatwo (jak kamień łatwo stacza się w dół).

Reakcje, w których uwalniana jest energia, nazywane są EGZOTERMICZNY(z łac. „exo” - out).

Na przykład wiele reakcji redoks jest egzotermicznych. Jedną z tych pięknych reakcji jest wewnątrzcząsteczkowe utlenianie-redukcja zachodzące wewnątrz tej samej soli - dwuchromianu amonu (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).

Kolejną rzeczą jest luz. Są podobne do toczenia kamienia pod górę. Nadal nie jest możliwe uzyskanie metanu z CO 2 i wody, a do uzyskania wapna palonego CaO z wodorotlenku wapnia Ca (OH) 2 wymagane jest mocne ogrzewanie. Taka reakcja zachodzi tylko przy stałym napływie energii z zewnątrz:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energia (ciepło))

Sugeruje to, że zerwanie wiązań chemicznych w Ca(OH) 2 wymaga więcej energii niż może zostać uwolnione podczas tworzenia nowych wiązań chemicznych w cząsteczkach CaO i H2O.

Reakcje, w których energia jest pochłaniana, nazywane są ENDOTERMICZNY(od "endo" - wewnątrz).

Stężenie reagenta

Zmiana ciśnienia z udziałem substancji gazowych w reakcji prowadzi również do zmiany stężenia tych substancji.

Aby doszło do interakcji chemicznej między cząstkami, muszą one skutecznie zderzać się. Im większe stężenie reagentów, tym więcej kolizji i odpowiednio wyższa szybkość reakcji. Na przykład acetylen spala się bardzo szybko w czystym tlenie. Wytwarza to temperaturę wystarczającą do stopienia metalu. Na podstawie dużej ilości materiału doświadczalnego Norwegowie K. Guldenberg i P. Waage w 1867 r. i niezależnie od nich w 1865 r. Rosyjski naukowiec N. I. Beketow sformułował podstawowe prawo kinetyki chemicznej, które ustala zależność reakcji stawka na stężenie substancji reagujących.

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów, przyjmowanych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

To prawo jest również nazywane prawo masowego działania.

W przypadku reakcji A + B \u003d D prawo to zostanie wyrażone w następujący sposób:

Dla reakcji 2A + B = D prawo to wyraża się następująco:

Tutaj C A, C B to stężenia substancji A i B (mol / l); k 1 i k 2 - współczynniki proporcjonalności, zwane stałymi szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji jest łatwe do ustalenia - jest liczbowo równa szybkości reakcji, w której stężenia reagentów wynoszą 1 mol/l lub ich produkt jest równy jeden. W tym przypadku jasne jest, że stała szybkości reakcji zależy tylko od temperatury i nie zależy od stężenia substancji.

Prawo mas działających nie uwzględnia stężenia reagentów w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchniach, a ich stężenia są zwykle stałe.

Na przykład dla reakcji spalania węgla wyrażenie na szybkość reakcji należy zapisać w następujący sposób:

tj. szybkość reakcji jest tylko proporcjonalna do stężenia tlenu.

Jeżeli równanie reakcji opisuje tylko ogólną reakcję chemiczną, która zachodzi w kilku etapach, to szybkość takiej reakcji może w sposób złożony zależeć od stężeń substancji wyjściowych. Zależność tę określa się eksperymentalnie lub teoretycznie na podstawie proponowanego mechanizmu reakcji.

Działanie katalizatorów

Możliwe jest zwiększenie szybkości reakcji poprzez zastosowanie specjalnych substancji, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją po bardziej korzystnej energetycznie ścieżce z niższą energią aktywacji. Nazywane są katalizatorami (od łac. kataliza - zniszczenie).

Katalizator pełni rolę doświadczonego przewodnika, oprowadzając grupę turystów nie przez wysoką przełęcz w górach (pokonanie jej wymaga sporego wysiłku i czasu i nie jest dostępne dla wszystkich), ale znanymi mu ścieżkami objazdowymi, wzdłuż których można pokonać górę znacznie łatwiej i szybciej.

To prawda, że ​​na objeździe można dostać się nie do końca, dokąd prowadzi główna przełęcz. Ale czasami właśnie tego potrzebujesz! Tak działają katalizatory, które nazywamy selektywnymi. Oczywiste jest, że nie ma potrzeby spalania amoniaku i azotu, ale tlenek azotu (II) znajduje zastosowanie w produkcji kwasu azotowego.

Katalizatory- Są to substancje, które uczestniczą w reakcji chemicznej i zmieniają jej prędkość lub kierunek, ale pod koniec reakcji pozostają niezmienione ilościowo i jakościowo.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywana jest katalizą. Katalizatory znajdują szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu oraz w transporcie (katalizatory przekształcające tlenki azotu w spalinach samochodowych na nieszkodliwy azot).

Istnieją dwa rodzaje katalizy.

kataliza jednorodna, w którym zarówno katalizator, jak i reagenty znajdują się w tym samym stanie skupienia (faza).

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

Sam katalizator nie jest zużywany w wyniku reakcji, ale jeśli na jego powierzchni zostaną zaadsorbowane inne substancje (tzw. trucizny katalityczne), powierzchnia przestaje działać i wymagana jest regeneracja katalizatora. Dlatego przed przeprowadzeniem reakcji katalitycznej materiały wyjściowe są dokładnie oczyszczane.

Na przykład w produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową stosuje się katalizator stały - tlenek wanadu (V) V 2 O 5:

W produkcji metanolu stosuje się katalizator stały „cynkowo-chromowy” (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Katalizatory biologiczne - enzymy - działają bardzo skutecznie. Z natury chemicznej są to białka. Dzięki nim złożone reakcje chemiczne zachodzą z dużą prędkością w organizmach żywych w niskich temperaturach.

Znane są inne interesujące substancje - inhibitory (z łac. inhibere - opóźniające). Reagują z cząsteczkami aktywnymi z dużą szybkością, tworząc nieaktywne związki. W rezultacie reakcja gwałtownie zwalnia, a następnie zatrzymuje się. Inhibitory są często specjalnie dodawane do różnych substancji, aby zapobiec niepożądanym procesom.

Na przykład roztwory nadtlenku wodoru są stabilizowane inhibitorami.

Charakter reagentów (ich skład, struktura)

Oznaczający energia aktywacji jest czynnikiem, przez który wpływa się na wpływ natury reagujących substancji na szybkość reakcji.

Jeśli energia aktywacji jest niska (< 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 данных случаях ничтожно мала.

Jeśli energia aktywacji jest wysoka(> 120 kJ/mol), oznacza to, że tylko znikoma część zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Tempo takiej reakcji jest więc bardzo wolne. Na przykład postęp reakcji syntezy amoniaku w zwykłej temperaturze jest prawie niemożliwy do zauważenia.

Jeżeli energie aktywacji reakcji chemicznych mają wartości pośrednie (40120 kJ/mol), to szybkości takich reakcji będą średnie. Takie reakcje obejmują oddziaływanie sodu z wodą lub alkoholem etylowym, odbarwianie wody bromowej etylenem, oddziaływanie cynku z kwasem solnym itp.

Powierzchnia kontaktu reagentów

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

Wzrost szybkości reakcji wynika przede wszystkim z wzrost powierzchni kontaktu substancji wyjściowych, a także z wielu innych powodów, na przykład naruszenia struktury „prawidłowej” sieci krystalicznej. Prowadzi to do tego, że cząsteczki na powierzchni utworzonych mikrokryształów są znacznie bardziej reaktywne niż te same cząsteczki na „gładkiej” powierzchni.

W przemyśle do przeprowadzania reakcji heterogenicznych stosuje się „złoże fluidalne” w celu zwiększenia powierzchni kontaktu reagentów, dostarczania materiałów wyjściowych i usuwania produktów. Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego za pomocą „złoża fluidalnego” piryt jest prażony.

Materiał odniesienia do zdania testu:

układ okresowy pierwiastków

Tabela rozpuszczalności