Štúdium rýchlosti chemickej reakcie a podmienok ovplyvňujúcich jej zmenu je jednou z oblastí fyzikálnej chémie – chemická kinetika. Zaoberá sa aj mechanizmami týchto reakcií a ich termodynamickou platnosťou. Tieto štúdie sú dôležité nielen pre vedecké účely, ale aj pre kontrolu interakcie komponentov v reaktoroch pri výrobe všetkých druhov látok.

Pojem rýchlosti v chémii

Rýchlosť reakcie je zvyčajné nazývať určitou zmenou v koncentráciách zlúčenín, ktoré vstúpili do reakcie (ΔС) za jednotku času (Δt). Matematický vzorec pre rýchlosť chemickej reakcie je nasledujúci:

ᴠ = ±∆C/∆t.

Rýchlosť reakcie sa meria v mol / l s, ak prebieha v celom objeme (to znamená, že reakcia je homogénna) a v mol / m 2 s, ak interakcia prebieha na povrchu oddeľujúcom fázy (to znamená, že reakcia je heterogénne). Znamienko „-“ vo vzorci sa vzťahuje na zmenu hodnôt koncentrácií počiatočných reaktantov a znamienko „+“ - na meniace sa hodnoty koncentrácií produktov tej istej reakcie.

Príklady reakcií pri rôznych rýchlostiach

Chemické interakcie môžu prebiehať rôznymi rýchlosťami. Rýchlosť rastu stalaktitov, teda tvorby uhličitanu vápenatého, je teda len 0,5 mm za 100 rokov. Niektoré biochemické reakcie sú pomalé, napríklad fotosyntéza a syntéza bielkovín. Korózia kovov prebieha pomerne nízkou rýchlosťou.

Priemerná rýchlosť môže byť charakterizovaná reakciami vyžadujúcimi od jednej do niekoľkých hodín. Príkladom je varenie, ktoré je sprevádzané rozkladom a premenou zlúčenín obsiahnutých vo výrobkoch. Syntéza jednotlivých polymérov vyžaduje zahrievanie reakčnej zmesi po určitú dobu.

Príkladom chemických reakcií, ktorých rýchlosť je pomerne vysoká, môžu byť neutralizačné reakcie, interakcia hydrogénuhličitanu sodného s roztokom kyseliny octovej sprevádzaná uvoľňovaním oxidu uhličitého. Môžeme spomenúť aj interakciu dusičnanu bárnatého so síranom sodným, pri ktorej sa pozoruje zrážanie nerozpustného síranu bárnatého.

Veľké množstvo reakcií môže prebiehať rýchlosťou blesku a sú sprevádzané výbuchom. Klasickým príkladom je interakcia draslíka s vodou.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Stojí za zmienku, že rovnaké látky môžu navzájom reagovať rôznymi rýchlosťami. Takže napríklad zmes plynného kyslíka a vodíka nemusí pomerne dlho vykazovať známky interakcie, ale keď sa nádobou zatrasie alebo udrie, reakcia sa stane výbušnou. Preto chemická kinetika identifikovala určité faktory, ktoré majú schopnosť ovplyvniť rýchlosť chemickej reakcie. Tie obsahujú:

• povaha interagujúcich látok;
• koncentrácia činidiel;
• zmena teploty;
• prítomnosť katalyzátora;
• zmena tlaku (pre plynné látky);
• oblasť kontaktu látok (ak hovoríme o heterogénnych reakciách).

Vplyv povahy hmoty

Takýto významný rozdiel v rýchlostiach chemických reakcií sa vysvetľuje rôznymi hodnotami aktivačnej energie (E a). Chápe sa ako určité prebytočné množstvo energie v porovnaní s jej priemernou hodnotou, ktoré je potrebné pre molekulu pri zrážke, aby prebehla reakcia. Meria sa v kJ / mol a hodnoty sú zvyčajne v rozmedzí 50-250.

Všeobecne sa uznáva, že ak E a \u003d 150 kJ / mol pre akúkoľvek reakciu, potom pri n. r. prakticky netečie. Táto energia sa vynakladá na prekonanie odpudzovania medzi molekulami látok a na oslabenie väzieb vo východiskových látkach. Inými slovami, aktivačná energia charakterizuje silu chemických väzieb v látkach. Podľa hodnoty aktivačnej energie sa dá predbežne odhadnúť rýchlosť chemickej reakcie:

• 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, len veľmi malá časť zrážok častíc povedie k reakcii a jej rýchlosť bude nízka.

Vplyv koncentrácie

Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie je najpresnejšie charakterizovaná zákonom o hmotnej akcii (LMA), ktorý hovorí:

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, ktorých hodnoty sa berú v mocninách zodpovedajúcich ich stechiometrickým koeficientom.

Tento zákon je vhodný pre elementárne jednostupňové reakcie alebo akékoľvek štádium interakcie látok, ktoré sa vyznačujú zložitým mechanizmom.

Ak chcete určiť rýchlosť chemickej reakcie, rovnicu ktorej možno podmienečne zapísať ako:

αА+ bB = ϲС, potom,

v súlade s vyššie uvedenou formuláciou zákona možno rýchlosť zistiť rovnicou:

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

a a b sú stechiometrické koeficienty,

[A] a [B] - koncentrácie východiskových zlúčenín,

k je rýchlostná konštanta príslušnej reakcie.

Význam koeficientu rýchlosti chemickej reakcie je, že jeho hodnota sa bude rovnať rýchlosti, ak sa koncentrácie zlúčenín rovnajú jednotkám. Treba poznamenať, že pre správny výpočet podľa tohto vzorca je potrebné vziať do úvahy súhrnný stav činidiel. Predpokladá sa, že koncentrácia pevnej látky je jednotná a nie je zahrnutá v rovnici, pretože zostáva konštantná počas reakcie. Do výpočtu podľa MDM sú teda zahrnuté len koncentrácie kvapalných a plynných látok. Takže pre reakciu získania oxidu kremičitého z jednoduchých látok opísaných rovnicou

Si (tv) + Ο 2 (g) \u003d SiΟ 2 (tv),

rýchlosť sa určí podľa vzorca:

Typická úloha

Ako by sa zmenila rýchlosť chemickej reakcie oxidu dusnatého s kyslíkom, keby sa koncentrácie východiskových zlúčenín zdvojnásobili?

Riešenie: Tento proces zodpovedá reakčnej rovnici:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 .

Napíšme výrazy pre počiatočnú (ᴠ 1) a konečnú (ᴠ 2) reakčnú rýchlosť:

ᴠ 1 = k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ] a

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.

Odpoveď: zvýšená 8-krát.

Vplyv teploty

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty experimentálne určil holandský vedec J. H. Van't Hoff. Zistil, že rýchlosť mnohých reakcií sa zvyšuje 2-4 krát s každým zvýšením teploty o 10 stupňov. Pre toto pravidlo existuje matematický výraz, ktorý vyzerá takto:

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1)/10 , kde

ᴠ 1 a ᴠ 2 - zodpovedajúce rýchlosti pri teplotách Τ 1 a Τ 2;

γ - teplotný koeficient, rovný 2-4.

Toto pravidlo zároveň nevysvetľuje mechanizmus vplyvu teploty na hodnotu rýchlosti konkrétnej reakcie a nepopisuje celý súbor zákonitostí. Je logické dospieť k záveru, že s nárastom teploty sa zvyšuje chaotický pohyb častíc a to vyvoláva väčší počet ich zrážok. To však nijako zvlášť neovplyvňuje účinnosť molekulárnych zrážok, pretože závisí hlavne od aktivačnej energie. Významnú úlohu v účinnosti zrážky častíc zohráva aj ich priestorová korešpondencia.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty, berúc do úvahy povahu činidiel, sa riadi Arrheniovou rovnicou:

k \u003d A 0 e -Ea / RΤ, kde

A o je multiplikátor;

E a - aktivačná energia.

Príklad úlohy o van't Hoffovom zákone

Ako by sa mala zmeniť teplota, aby sa rýchlosť chemickej reakcie, ktorej teplotný koeficient sa číselne rovná 3, zvýšila 27-krát?

Riešenie. Použime vzorec

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1)/10 .

Z podmienky ᴠ 2 / ᴠ 1 = 27 a γ = 3. Musíte nájsť ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Transformáciou pôvodného vzorca dostaneme:

V2/V1 \u003d γ ΔΤ / 10.

Dosadíme hodnoty: 27=3 ΔΤ/10.

Z toho je zrejmé, že ΔΤ/10 = 3 a ΔΤ = 30.

Odpoveď: teplota by sa mala zvýšiť o 30 stupňov.

Vplyv katalyzátorov

Vo fyzikálnej chémii je rýchlosť chemických reakcií tiež aktívne študovaná sekciou nazývanou katalýza. Zaujíma ho, ako a prečo relatívne malé množstvá niektorých látok výrazne zvyšujú mieru interakcie iných. Látky, ktoré môžu urýchliť reakciu, ale samy sa nespotrebujú, sa nazývajú katalyzátory.

Je dokázané, že katalyzátory menia samotný mechanizmus chemickej interakcie, prispievajú k vzniku nových prechodných stavov, ktoré sa vyznačujú nižšími výškami energetickej bariéry. To znamená, že prispievajú k zníženiu aktivačnej energie, a tým k zvýšeniu počtu účinných dopadov častíc. Katalyzátor nemôže spôsobiť energeticky nemožnú reakciu.

Peroxid vodíka sa teda môže rozkladať za tvorby kyslíka a vody:

H2Ο2 \u003d H2Ο + Ο2.

Ale táto reakcia je veľmi pomalá a v našich lekárničkách existuje v nezmenenej podobe pomerne dlho. Pri otváraní iba veľmi starých fľaštičiek s peroxidom môžete vidieť malé prasknutie spôsobené tlakom kyslíka na stenách nádoby. Pridanie len niekoľkých zŕn oxidu horečnatého vyvolá aktívne uvoľňovanie plynu.

Rovnaká reakcia rozkladu peroxidu, ale pod pôsobením katalázy, sa vyskytuje počas liečby rán. V živých organizmoch je veľa rôznych látok, ktoré zvyšujú rýchlosť biochemických reakcií. Nazývajú sa enzýmy.

Opačný vplyv na priebeh reakcií majú inhibítory. To však nie je vždy zlé. Inhibítory sa používajú na ochranu kovových výrobkov pred koróziou, na predĺženie trvanlivosti potravín, napríklad na zabránenie oxidácii tukov.

Oblasť kontaktu s látkou

V prípade, že k interakcii dochádza medzi zlúčeninami, ktoré majú rôzne stavy agregátov, alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne prostredie (nemiešateľné kvapaliny), potom tento faktor výrazne ovplyvňuje aj rýchlosť chemickej reakcie. Je to spôsobené tým, že heterogénne reakcie prebiehajú priamo na rozhraní medzi fázami interagujúcich látok. Je zrejmé, že čím je táto hranica širšia, tým viac častíc má možnosť sa zraziť a tým je reakcia rýchlejšia.

Napríklad vo forme malých triesok to ide oveľa rýchlejšie ako vo forme polena. Na ten istý účel sa veľa pevných látok pred pridaním do roztoku rozomelie na jemný prášok. Takže prášková krieda (uhličitan vápenatý) pôsobí rýchlejšie s kyselinou chlorovodíkovou ako kus rovnakej hmoty. Táto technika však okrem zväčšenia plochy vedie aj k chaotickému pretrhnutiu kryštálovej mriežky látky, čo znamená zvýšenie reaktivity častíc.

Matematicky sa rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie zistí ako zmena množstva látky (Δν) vyskytujúcej sa za jednotku času (Δt) na jednotku povrchu.

(S): V = AV/(S At).

Vplyv tlaku

Zmena tlaku v systéme pôsobí iba vtedy, keď sa reakcie zúčastňujú plyny. Zvýšenie tlaku je sprevádzané nárastom molekúl látky na jednotku objemu, to znamená, že jej koncentrácia sa úmerne zvyšuje. Naopak, zníženie tlaku vedie k ekvivalentnému zníženiu koncentrácie činidla. V tomto prípade je vzorec zodpovedajúci ZDM vhodný na výpočet rýchlosti chemickej reakcie.

Úloha. Ako sa zvýši rýchlosť reakcie opísanej rovnicou

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 ,

ak sa objem uzavretého systému zmenší trojnásobne (T=konšt.)?

Riešenie. So znižovaním objemu sa úmerne zvyšuje tlak. Zapíšme si výrazy pre počiatočnú (V 1) a konečnú (V 2) reakčnú rýchlosť:

V1 = k2 [Ο2] a

V2 = k·(3·)2·3·[Ο2] = k·9[ΝΟ]2·3[Ο2].

Ak chcete zistiť, koľkokrát je nová rýchlosť väčšia ako počiatočná, mali by ste rozdeliť ľavú a pravú časť výrazov:

V1/V2 = (k9[ΝΟ]23[Ο2]) / (k ? [ΝΟ]2[Ο2]).

Hodnoty koncentrácie a rýchlostné konštanty sa znížia a zostávajú:

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

Odpoveď: rýchlosť sa zvýšila 27-krát.

Stručne povedané, treba poznamenať, že rýchlosť interakcie látok, alebo skôr počet a kvalita zrážok ich častíc, je ovplyvnená mnohými faktormi. V prvom rade je to aktivačná energia a geometria molekúl, ktoré je takmer nemožné opraviť. Pokiaľ ide o zostávajúce podmienky, pre zvýšenie rýchlosti reakcie platí:

• zvýšiť teplotu reakčného média;
• zvýšiť koncentráciu pôvodných zlúčenín;
• zvýšiť tlak v systéme alebo znížiť jeho objem, ak hovoríme o plynoch;
• uviesť rozdielne látky do jedného stavu agregácie (napríklad rozpustením vo vode) alebo zväčšiť plochu ich kontaktu.

Rýchlosť chemickej reakcie je zmena koncentrácie reaktantov za jednotku času.

Pri homogénnych reakciách sa reakčný priestor vzťahuje na objem reakčnej nádoby a pri heterogénnych reakciách na povrch, na ktorom prebieha reakcia. Koncentrácia reaktantov sa zvyčajne vyjadruje v mol/l - počet mólov látky v 1 litri roztoku.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od charakteru reaktantov, koncentrácie, teploty, tlaku, kontaktnej plochy látok a jej charakteru, prítomnosti katalyzátorov.

Zvýšenie koncentrácie látok vstupujúcich do chemickej interakcie vedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie. Všetky chemické reakcie totiž prebiehajú medzi určitým počtom reagujúcich častíc (atómov, molekúl, iónov). Čím viac týchto častíc je v objeme reakčného priestoru, tým častejšie sa zrážajú a dochádza k chemickej interakcii. Chemická reakcia môže prebiehať jedným alebo viacerými elementárnymi dejmi (zrážkami). Na základe reakčnej rovnice je možné napísať výraz pre závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov. Ak sa elementárneho aktu (počas rozkladnej reakcie) zúčastňuje iba jedna molekula, závislosť bude vyzerať takto:

v= k*[A]

Toto je rovnica pre monomolekulárnu reakciu. Keď dve rôzne molekuly interagujú v elementárnom akte, závislosť má tvar:

v= k*[A]*[B]

Reakcia sa nazýva bimolekulárna. V prípade zrážky troch molekúl platí výraz:

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

Reakcia sa nazýva trimolekulárna. Označenie koeficientov:

v — rýchlostná reakcia;

[A], [B], [C] sú koncentrácie reaktantov;

k je koeficient proporcionality; sa nazýva rýchlostná konštanta reakcie.

Ak sú koncentrácie reaktantov rovné jednej (1 mol/l) alebo ich produkt je rovný jednej, potom v= k.. Rýchlostná konštanta závisí od charakteru reaktantov a od teploty. Závislosť rýchlosti jednoduchých reakcií (t. j. reakcií prebiehajúcich prostredníctvom jedného elementárneho aktu) od koncentrácie je opísaná zákonom hromadnej akcie: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácie reaktantov zvýšenej na mocninu ich stechiometrických koeficientov.

Napríklad analyzujme reakciu 2NO + O 2 = 2NO 2.

V nej v= k* 2 *

V prípade, že rovnica chemickej reakcie nezodpovedá elementárnemu aktu interakcie, ale odráža iba vzťah medzi hmotnosťou zreagovaných a vytvorených látok, potom sa stupne koncentrácií nebudú rovnať koeficientom pred vzorce príslušných látok v reakčnej rovnici. Pre reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, je rýchlosť reakcie určená rýchlosťou najpomalšieho (obmedzujúceho) štádia.

Táto závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov platí pre plyny a reakcie prebiehajúce v roztoku. Reakcie zahŕňajúce pevné látky sa neriadia zákonom hromadného pôsobenia, pretože k interakcii molekúl dochádza iba na rozhraní. V dôsledku toho rýchlosť heterogénnej reakcie závisí aj od veľkosti a povahy kontaktného povrchu reagujúcich fáz. Čím väčší je povrch, tým rýchlejšie bude reakcia prebiehať.

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie je určený van' Hoffovým pravidlom: so zvýšením teploty každých 10 ° C, rýchlosť reakcie sa zvýši 2-4 krát. Matematicky je toto pravidlo vyjadrené nasledujúcou rovnicou:

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

kde v t1 a v t2 — reakčné rýchlosti pri teplotách t2 a tl; g - teplotný koeficient reakcie - číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou každých 10 ° C. Takáto výrazná závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty sa vysvetľuje tým, že nie pri každej zrážke reagujúcich molekúl dochádza k tvorbe nových látok. Interagujú len tie molekuly (aktívne molekuly), ktoré majú dostatočnú energiu na rozbitie väzieb v pôvodných časticiach. Preto je každá reakcia charakterizovaná energetickou bariérou. Na jej prekonanie potrebuje molekula aktivačná energia - nejaká prebytočná energia, ktorú musí mať molekula, aby jej zrážka s inou molekulou viedla k vytvoreniu novej látky. So zvyšujúcou sa teplotou sa počet aktívnych molekúl rýchlo zvyšuje, čo vedie k prudkému zvýšeniu reakčnej rýchlosti podľa van't Hoffovho pravidla. Aktivačná energia pre každú špecifickú reakciu závisí od povahy reaktantov.

Teória aktívnych zrážok umožňuje vysvetliť vplyv niektorých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie. Hlavné ustanovenia tejto teórie:

• K reakciám dochádza, keď sa zrážajú častice reaktantov, ktoré majú určitú energiu.
• Čím viac častíc činidla, čím bližšie sú k sebe, tým je pravdepodobnejšie, že sa zrazia a budú reagovať.
• K reakcii vedú len efektívne zrážky, t.j. tie, v ktorých sú zničené alebo oslabené „staré väzby“, a preto môžu vzniknúť „nové“. Na to musia mať častice dostatočnú energiu.
• Minimálna prebytočná energia potrebná na efektívnu zrážku častíc reaktantu sa nazýva aktivačná energia Ea.
• Aktivita chemikálií sa prejavuje nízkou aktivačnou energiou reakcií, ktoré sa ich týkajú. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi nízka, takže takéto reakcie prebiehajú takmer okamžite.

Vplyv katalyzátora

Jedným z najúčinnejších prostriedkov na ovplyvnenie rýchlosti chemických reakcií je použitie katalyzátorov. Komu katalyzátory - Sú to látky, ktoré menia rýchlosť reakcie a na konci procesu zostávajú nezmenené v zložení a hmotnosti. Inými slovami, v momente samotnej reakcie sa katalyzátor aktívne zúčastňuje chemického procesu, ale na konci reakcie reaktanty menia svoje chemické zloženie, menia sa na produkty a katalyzátor sa uvoľňuje vo svojej pôvodnej forme. Zvyčajne je úlohou katalyzátora zvýšiť rýchlosť reakcie, aj keď niektoré katalyzátory proces nezrýchľujú, ale spomaľujú. Fenomén urýchľovania chemických reakcií v dôsledku prítomnosti katalyzátorov sa nazýva katalýza, a spomalenia inhibícia.

Niektoré látky nemajú katalytický účinok, ale ich prísady prudko zvyšujú katalytickú schopnosť katalyzátorov. Takéto látky sú tzv promotérov. Iné látky (katalytické jedy) znižujú alebo dokonca úplne blokujú pôsobenie katalyzátorov, tento proces sa nazýva otrava katalyzátorom.

Existujú dva typy katalýzy: homogénne a heterogénne. O homogénna katalýza reaktanty, produkty a katalyzátor tvoria jednu fázu (plyn alebo kvapalina). V tomto prípade neexistuje rozhranie medzi katalyzátorom a reaktantmi.

Zvláštnosť heterogénna katalýza je, že katalyzátory (zvyčajne pevné látky) sú v inom fázovom stave ako reaktanty a reakčné produkty. Reakcia sa zvyčajne vyvíja na povrchu pevnej látky.

Pri homogénnej katalýze vznikajú medzi katalyzátorom a reaktantom medziprodukty ako výsledok reakcie s nižšou aktivačnou energiou. Pri heterogénnej katalýze sa zvýšenie rýchlosti vysvetľuje adsorpciou reaktantov na povrchu katalyzátora. V dôsledku toho sa zvyšuje ich koncentrácia a zvyšuje sa rýchlosť reakcie.

Špeciálnym prípadom je katalýza autokatalýza. Jeho význam spočíva v tom, že chemický proces urýchľuje jeden z reakčných produktov.

V živote sa stretávame s rôznymi chemickými reakciami. Niektoré z nich, ako napríklad hrdzavenie železa, môžu trvať niekoľko rokov. Iné, ako napríklad fermentácia cukru na alkohol, trvajú niekoľko týždňov. Palivové drevo v sporáku vyhorí za pár hodín a benzín v motore vyhorí za zlomok sekundy.

Aby sa znížili náklady na vybavenie, chemické závody zvyšujú rýchlosť reakcií. A niektoré procesy, ako je kazenie potravín, korózia kovov, treba spomaliť.

Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť ako zmena množstva hmoty (n, modulo) za jednotku času (t) - porovnaj rýchlosť pohybujúceho sa telesa vo fyzike ako zmenu súradníc za jednotku času: υ = Δx/Δt . Aby rýchlosť nezávisela od objemu nádoby, v ktorej reakcia prebieha, vydelíme vyjadrenie objemom reagujúcich látok (v), t.j. zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu, príp zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

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

kde c = n / v je koncentrácia látky,

Δ (vyslovuje sa "delta") je všeobecne akceptované označenie pre zmenu magnitúdy.

Ak majú látky v rovnici rôzne koeficienty, rýchlosť reakcie pre každú z nich, vypočítaná podľa tohto vzorca, bude iná. Napríklad 2 móly oxidu siričitého úplne zreagovali s 1 mólom kyslíka za 10 sekúnd v 1 litri:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Rýchlosť kyslíka bude: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s

Rýchlosť kyslého plynu: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l s- to sa nemusí učiť naspamäť a hovoriť na skúške, uvádza sa príklad, aby nedošlo k zmätku, ak sa vyskytne táto otázka.

Rýchlosť heterogénnych reakcií (zahŕňajúcich tuhé látky) sa často vyjadruje na jednotku plochy kontaktných povrchov:

Δn
υ = ––––––– (2)
Δt S

Reakcie sa nazývajú heterogénne, keď sú reaktanty v rôznych fázach:

• tuhá látka s inou pevnou látkou, kvapalinou alebo plynom,
• dve nemiešateľné kvapaliny
• plyn kvapalina.

Medzi látkami v rovnakej fáze dochádza k homogénnym reakciám:

• medzi dobre miešateľnými kvapalinami,
• plyny,
• látky v roztokoch.

Podmienky ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1) Rýchlosť reakcie závisí od povaha reaktantov. Jednoducho povedané, rôzne látky reagujú rôznou rýchlosťou. Napríklad zinok prudko reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, zatiaľ čo železo reaguje pomerne pomaly.

2) Rýchlosť reakcie je väčšia, tým vyššia koncentrácie látok. Pri vysoko zriedenej kyseline bude reakcia zinku trvať podstatne dlhšie.

3) Rýchlosť reakcie sa so zvyšovaním výrazne zvyšuje teplota. Napríklad na spálenie paliva je potrebné ho zapáliť, to znamená zvýšiť teplotu. Pri mnohých reakciách je zvýšenie teploty o 10 °C sprevádzané zvýšením rýchlosti o faktor 2–4.

4) Rýchlosť heterogénne reakcie sa zvyšujú so zvyšujúcou sa povrchy reaktantov. Pevné látky sa na to zvyčajne drvia. Napríklad, aby prášky železa a síry pri zahrievaní reagovali, železo musí byť vo forme malých pilín.

Všimnite si, že vzorec (1) je v tomto prípade zahrnutý! Vzorec (2) vyjadruje rýchlosť na jednotku plochy, preto nemôže závisieť od plochy.

5) Rýchlosť reakcie závisí od prítomnosti katalyzátorov alebo inhibítorov.

Katalyzátory Látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale samy sa nespotrebúvajú. Príkladom je rýchly rozklad peroxidu vodíka s prídavkom katalyzátora - oxidu mangánu (IV):

2H202 \u003d 2H20 + O2

Oxid mangánu (IV) zostáva na dne a možno ho znova použiť.

Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú reakciu. Napríklad na predĺženie životnosti potrubí a batérií sa do systému ohrevu vody pridávajú inhibítory korózie. V automobiloch sa do brzdovej kvapaliny pridávajú inhibítory korózie.

Ešte pár príkladov.

systémy. Ale táto hodnota neodráža skutočnú možnosť reakcie, jej rýchlosť a mechanizmus.

Pre úplnú reprezentáciu chemickej reakcie je potrebné poznať, aké časové vzorce existujú počas jej realizácie, t.j. rýchlosť chemickej reakcie a jeho detailný mechanizmus. Rýchlosť a mechanizmus reakčných štúdií chemická kinetika veda o chemickom procese.

Z hľadiska chemickej kinetiky možno reakcie klasifikovať na jednoduché a zložité.

jednoduché reakcie- procesy prebiehajúce bez tvorby medziproduktov. Podľa počtu častíc, ktoré sa na ňom podieľajú, sa delia na monomolekulárne, bimolekulárne, trimolekulárne. Zrážka viac ako 3 častíc je nepravdepodobná, takže trimolekulové reakcie sú dosť zriedkavé a štvormolekulové sú neznáme. Komplexné reakcie- procesy pozostávajúce z viacerých elementárnych reakcií.

Akýkoľvek proces prebieha svojou vlastnou rýchlosťou, ktorá môže byť určená zmenami, ktoré sa vyskytnú počas určitého časového obdobia. stredná rýchlosť chemickej reakcie vyjadrené ako zmena množstva látky n spotrebovaná alebo prijatá látka na jednotku objemu V za jednotku času t.

υ = ± dn/ dt· V

Ak je látka spotrebovaná, dáme znamienko "-", ak sa hromadí - "+"

Pri konštantnej hlasitosti:

υ = ± DC/ dt,

Jednotka reakčnej rýchlosti mol/l s

Vo všeobecnosti je υ konštantná hodnota a nezávisí od toho, ktorú látku v reakcii sledujeme.

Závislosť koncentrácie činidla alebo produktu na reakčnom čase je prezentovaná ako kinetická krivka, ktorý vyzerá takto:

Je pohodlnejšie vypočítať υ z experimentálnych údajov, ak sa vyššie uvedené výrazy prevedú na nasledujúci výraz:

Zákon aktívnych más. Konštanta poriadku a rýchlosti reakcie

Jedna z formulácií zákon masovej akcie znie takto: Rýchlosť elementárnej homogénnej chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

Ak je študovaný proces reprezentovaný ako:

a A + b B = produkty

potom možno vyjadriť rýchlosť chemickej reakcie kinetická rovnica:

υ = k [A] a [B] b alebo

υ = k C a A C b B

Tu [ A] a [B] (C A aC B) - koncentrácia činidiel,

ab sú stechiometrické koeficienty jednoduchej reakcie,

k je konštanta reakčnej rýchlosti.

Chemický význam množstva k- toto je rýchlostná reakcia pri jednotlivých koncentráciách. To znamená, že ak sa koncentrácie látok A a B rovnajú 1, potom υ = k.

Malo by sa vziať do úvahy, že v zložitých chemických procesoch koeficienty ab nezhodujú so stechiometrickými.

Zákon hromadnej akcie je splnený za niekoľkých podmienok:

• Reakcia sa tepelne aktivuje, t.j. tepelná pohybová energia.
• Koncentrácia činidiel je rovnomerne rozdelená.
• Vlastnosti a podmienky prostredia sa počas procesu nemenia.
• Vlastnosti prostredia by nemali mať vplyv k.

Pre zložité procesy zákon masovej akcie nemožno použiť. Dá sa to vysvetliť tým, že zložitý proces pozostáva z niekoľkých elementárnych etáp a jeho rýchlosť nebude určovaná celkovou rýchlosťou všetkých etáp, ale len jedným z najpomalších etáp, tzv. obmedzujúce.

Každá reakcia má svoje vlastné objednať. Určiť súkromná (čiastočná) objednávkačinidlom a všeobecný (úplný) poriadok. Napríklad vo výraze pre rýchlosť chemickej reakcie pre proces

a A + b B = produkty

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– poradie podľa činidla ALE

b — objednať podľa činidla AT

Všeobecný poriadok a + b = n

Pre jednoduché procesy poradie reakcie udáva počet reagujúcich častíc (zhoduje sa so stechiometrickými koeficientmi) a nadobúda celočíselné hodnoty. Pre zložité procesy poradie reakcie sa nezhoduje so stechiometrickými koeficientmi a môže byť ľubovoľné.

Určme faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie υ.

1. Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov

   určený zákonom hromadnej akcie: υ = k[ A] a·[ B] b

Je zrejmé, že so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa υ zvyšuje, pretože zvyšuje sa počet zrážok medzi látkami zúčastňujúcimi sa na chemickom procese. Okrem toho je dôležité zvážiť poradie reakcie: ak áno n=1 pre niektoré činidlo je jeho rýchlosť priamo úmerná koncentrácii tejto látky. Ak pre akékoľvek činidlo n=2 potom zdvojnásobenie jeho koncentrácie povedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti 2 2 \u003d 4-krát a zvýšenie koncentrácie 3-krát urýchli reakciu 3 2 \u003d 9-krát.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami: pri nízkej rýchlosti - počas tvorby stalaktitov a stalagmitov, pri priemernej rýchlosti - pri varení jedla, okamžite - počas výbuchu. Reakcie vo vodných roztokoch sú veľmi rýchle.

Určenie rýchlosti chemickej reakcie, ako aj objasnenie jej závislosti od podmienok procesu, je úlohou chemickej kinetiky – vedy o zákonitostiach, ktorými sa riadi priebeh chemických reakcií v čase.

Ak sa chemické reakcie vyskytujú v homogénnom médiu, napríklad v roztoku alebo v plynnej fáze, potom k interakcii reaktantov dochádza v celom objeme. Takéto reakcie sú tzv homogénne.

(v homog) je definovaný ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu:

kde Δn je zmena počtu mólov jednej látky (najčastejšie počiatočnej, ale môže ísť aj o produkt reakcie); Δt - časový interval (s, min); V je objem plynu alebo roztoku (l).

Keďže pomer látkového množstva k objemu je molárna koncentrácia C, potom

Rýchlosť homogénnej reakcie je teda definovaná ako zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

ak sa objem systému nemení.

Ak dôjde k reakcii medzi látkami v rôznom stave agregácie (napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou), alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvoriť homogénne médium (napríklad medzi nemiešateľnými kvapalinami), prebieha iba na kontaktnom povrchu látok. Takéto reakcie sú tzv heterogénne.

Je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku povrchu.

kde S je plocha kontaktného povrchu látok (m 2, cm 2).

Zmena množstva látky, ktorou sa určuje rýchlosť reakcie, je vonkajším faktorom pozorovaným výskumníkom. V skutočnosti sa všetky procesy vykonávajú na mikroúrovni. Je zrejmé, že na to, aby niektoré častice zareagovali, musia sa najskôr zraziť a zraziť sa efektívne: nie rozptýliť sa ako guľôčky rôznymi smermi, ale tak, aby sa zničili alebo oslabili „staré väzby“ v časticiach a môžu vzniknúť nové“ a na to musia mať častice dostatočnú energiu.

Vypočítané údaje ukazujú, že napríklad v plynoch sú zrážky molekúl pri atmosférickom tlaku v miliardách za 1 sekundu, to znamená, že všetky reakcie by mali prebehnúť okamžite. Ale nie je. Ukazuje sa, že len veľmi malá časť molekúl má potrebnú energiu na vytvorenie efektívnej zrážky.

Minimálna prebytočná energia, ktorú musí mať častica (alebo pár častíc), aby došlo k efektívnej zrážke, sa nazýva aktivačnej energie Ea.

Na ceste všetkých častíc vstupujúcich do reakcie je teda energetická bariéra rovnajúca sa aktivačnej energii E a . Keď je malý, existuje veľa častíc, ktoré ho dokážu prekonať, a rýchlosť reakcie je vysoká. V opačnom prípade sa vyžaduje „tlačenie“. Keď prinesiete zápalku na zapálenie liehovej lampy, udelíte dodatočnú energiu, E a , potrebnú na účinnú zrážku molekúl alkoholu s molekulami kyslíka (prekonanie bariéry).

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov. Medzi hlavné patria: povaha a koncentrácia reaktantov, tlak (pri reakciách s plynmi), teplota, pôsobenie katalyzátorov a povrch reaktantov v prípade heterogénnych reakcií.

Teplota

So stúpajúcou teplotou sa vo väčšine prípadov výrazne zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie. V 19. storočí Holandský chemik J. X. Van't Hoff sformuloval pravidlo:

Zvýšenie teploty o každých 10 °C vedie k zvýšeniurýchlosť reakcie 2-4 krát(táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient reakcie).

S nárastom teploty sa mierne zvyšuje priemerná rýchlosť molekúl, ich energia a počet zrážok, ale podiel „aktívnych“ molekúl podieľajúcich sa na efektívnych zrážkach, ktoré prekonávajú energetickú bariéru reakcie, sa prudko zvyšuje. Matematicky je táto závislosť vyjadrená vzťahom:

kde vt1 a vt2 sú reakčné rýchlosti pri konečnej teplote t2 a počiatočnej teplote t1 a γ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši s každým zvýšením o 10 °C v teplote.

Na zvýšenie reakčnej rýchlosti však zvýšenie teploty nie je vždy použiteľné, pretože východiskové materiály sa môžu začať rozkladať, rozpúšťadlá alebo samotné látky sa môžu odparovať atď.

Endotermické a exotermické reakcie

Je známe, že reakcia metánu so vzdušným kyslíkom je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla. Preto sa používa v každodennom živote na varenie, ohrev vody a vykurovanie. Zemný plyn dodávaný do domácností potrubím tvorí z 98 % metán. Reakcia oxidu vápenatého (CaO) s vodou je tiež sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla.

Čo môžu tieto fakty povedať? Keď sa v produktoch reakcie vytvoria nové chemické väzby, viac energie, než je potrebné na prerušenie chemických väzieb v reaktantoch. Prebytočná energia sa uvoľňuje vo forme tepla a niekedy aj svetla.

CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H20 + Q (energia (svetlo, teplo));

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2 + Q (energia (teplo)).

Takéto reakcie by mali prebiehať ľahko (keď sa kameň ľahko kotúľa z kopca).

Reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje energia, sa nazývajú EXOTERMICKÝ(z latinského "exo" - von).

Napríklad mnohé redoxné reakcie sú exotermické. Jednou z týchto krásnych reakcií je intramolekulárna oxidačno-redukcia prebiehajúca vo vnútri tej istej soli - dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH4)2Cr207 \u003d N2 + Cr203 + 4 H20 + Q (energia).

Ďalšia vec je spätná reakcia. Sú podobné kotúľaniu kameňa do kopca. Stále nie je možné získať metán z CO 2 a vody a na získanie nehaseného vápna CaO z hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2 je potrebné silné zahrievanie. Takáto reakcia nastáva iba pri konštantnom príleve energie zvonku:

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

To naznačuje, že prerušenie chemických väzieb v Ca(OH) 2 vyžaduje viac energie, než sa môže uvoľniť počas tvorby nových chemických väzieb v molekulách CaO a H 2 O.

Reakcie, pri ktorých sa absorbuje energia, sa nazývajú ENDOTHERMICKÝ(z "endo" - vnútri).

Koncentrácia reaktantov

Zmena tlaku za účasti plynných látok v reakcii vedie aj k zmene koncentrácie týchto látok.

Aby medzi časticami došlo k chemickej interakcii, musia sa účinne zraziť. Čím väčšia je koncentrácia reaktantov, tým viac kolízií, a teda vyššia reakčná rýchlosť. Napríklad acetylén horí veľmi rýchlo v čistom kyslíku. Tým sa vytvorí teplota dostatočná na roztavenie kovu. Na základe veľkého množstva experimentálneho materiálu v roku 1867 Nóri K. Guldenberg a P. Waage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec N. I. Beketov sformulovali základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovuje závislosť reakcie. rýchlosť na koncentráciu reagujúcich látok.

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.

Tento zákon je aj tzv zákon masovej akcie.

Pre reakciu A + B \u003d D bude tento zákon vyjadrený takto:

Pre reakciu 2A + B = D bude tento zákon vyjadrený takto:

C A, C B sú tu koncentrácie látok A a B (mol / l); k 1 a k 2 - koeficienty úmernosti, nazývané rýchlostné konštanty reakcie.

Fyzikálny význam konštanty reakčnej rýchlosti sa dá ľahko určiť - číselne sa rovná rýchlosti reakcie, pri ktorej sú koncentrácie reaktantov 1 mol/l alebo ich produkt je rovný jednej. V tomto prípade je zrejmé, že rýchlostná konštanta reakcie závisí len od teploty a nezávisí od koncentrácie látok.

Zákon masovej akcie neberie do úvahy koncentráciu reaktantov v pevnom stave, pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie sú zvyčajne konštantné.

Napríklad pre reakciu spaľovania uhlia by mal byť výraz pre rýchlosť reakcie napísaný takto:

t.j. rýchlosť reakcie je iba úmerná koncentrácii kyslíka.

Ak reakčná rovnica popisuje len celkovú chemickú reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, potom môže rýchlosť takejto reakcie komplexne závisieť od koncentrácií východiskových látok. Táto závislosť je určená experimentálne alebo teoreticky na základe navrhovaného reakčného mechanizmu.

Pôsobenie katalyzátorov

Rýchlosť reakcie je možné zvýšiť použitím špeciálnych látok, ktoré menia mechanizmus reakcie a usmerňujú ho po energeticky priaznivejšej dráhe s nižšou aktivačnou energiou. Nazývajú sa katalyzátory (z latinského katalysis - ničenie).

Katalyzátor pôsobí ako skúsený sprievodca, ktorý vedie skupinu turistov nie cez vysoký priesmyk v horách (jeho zdolanie si vyžaduje veľa úsilia a času a nie je prístupné každému), ale po jemu známych obchádzkových chodníkoch, po ktorých horu prekonáte oveľa ľahšie a rýchlejšie.

Je pravda, že obchádzkou sa môžete dostať nie celkom tam, kam vedie hlavný priesmyk. Ale niekedy je to presne to, čo potrebujete! Takto fungujú katalyzátory, ktoré sa nazývajú selektívne. Je jasné, že nie je potrebné spaľovať amoniak a dusík, ale oxid dusnatý (II) nachádza využitie pri výrobe kyseliny dusičnej.

Katalyzátory- Sú to látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a menia jej rýchlosť alebo smer, no na konci reakcie zostávajú kvantitatívne a kvalitatívne nezmenené.

Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach a v doprave (katalyzátory, ktoré premieňajú oxidy dusíka vo výfukových plynoch automobilov na neškodný dusík).

Existujú dva typy katalýzy.

homogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor aj reaktanty v rovnakom stave agregácie (fázy).

heterogénna katalýza kde katalyzátor a reaktanty sú v rôznych fázach. Napríklad rozklad peroxidu vodíka v prítomnosti pevného katalyzátora na báze oxidu mangánu (IV):

Samotný katalyzátor sa v dôsledku reakcie nespotrebuje, ale ak sa na jeho povrchu adsorbujú iné látky (nazývajú sa katalytické jedy), potom sa povrch stáva nefunkčným a je potrebná regenerácia katalyzátora. Preto sa pred uskutočnením katalytickej reakcie východiskové materiály dôkladne vyčistia.

Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou sa používa pevný katalyzátor - oxid vanádu (V) V 2 O 5:

Pri výrobe metanolu sa používa pevný katalyzátor „zinok-chróm“ (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Veľmi efektívne pôsobia biologické katalyzátory – enzýmy. Chemickou povahou sú to proteíny. Vďaka nim prebiehajú zložité chemické reakcie v živých organizmoch pri nízkych teplotách vysokou rýchlosťou.

Známe sú ďalšie zaujímavé látky – inhibítory (z lat. inhibere – zdržiavať). Reagujú s aktívnymi časticami vysokou rýchlosťou za vzniku neaktívnych zlúčenín. V dôsledku toho sa reakcia prudko spomalí a potom sa zastaví. Inhibítory sa často špecificky pridávajú do rôznych látok, aby sa zabránilo nežiaducim procesom.

Napríklad roztoky peroxidu vodíka sú stabilizované inhibítormi.

Povaha reaktantov (ich zloženie, štruktúra)

Význam aktivačnej energie je faktor, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv charakteru reagujúcich látok na rýchlosť reakcie.

Ak je aktivačná energia nízka (< 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.

Ak je aktivačná energia vysoká(> 120 kJ/mol), to znamená, že len zanedbateľná časť zrážok medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Rýchlosť takejto reakcie je preto veľmi pomalá. Napríklad postup reakcie syntézy amoniaku pri bežnej teplote je takmer nemožné si všimnúť.

Ak majú aktivačné energie chemických reakcií stredné hodnoty (40120 kJ/mol), potom budú rýchlosti takýchto reakcií priemerné. Takéto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etylalkoholom, odfarbenie brómovej vody s etylénom, interakciu zinku s kyselinou chlorovodíkovou atď.

Kontaktná plocha reaktantov

Rýchlosť reakcií prebiehajúcich na povrchu látok, t.j. heterogénnych, závisí, ak sú ostatné veci rovnaké, od vlastností tohto povrchu. Je známe, že prášková krieda sa v kyseline chlorovodíkovej rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako krieda rovnakej hmotnosti.

Zvýšenie rýchlosti reakcie je primárne spôsobené zvýšenie kontaktnej plochy východiskových látok, ako aj množstvo ďalších dôvodov, napríklad porušenie štruktúry "správnej" kryštálovej mriežky. To vedie k tomu, že častice na povrchu vytvorených mikrokryštálov sú oveľa reaktívnejšie ako rovnaké častice na „hladkom“ povrchu.

V priemysle sa na vykonávanie heterogénnych reakcií používa „fluidné lôžko“ na zväčšenie kontaktnej plochy reaktantov, dodávky východiskových materiálov a odstraňovanie produktov. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej pomocou „fluidného lôžka“ sa praží pyrit.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

periodická tabuľka

Tabuľka rozpustnosti