Rýchlosť chemickej reakcie

Rýchlosť chemickej reakcie- zmena množstva jednej z reagujúcich látok za jednotku času v jednotke reakčného priestoru. Je to kľúčový pojem chemickej kinetiky. Rýchlosť chemickej reakcie je vždy kladná, preto ak je určená počiatočnou látkou (ktorej koncentrácia počas reakcie klesá), výsledná hodnota sa vynásobí -1.

Napríklad pre reakciu:

výraz pre rýchlosť bude vyzerať takto:

. Rýchlosť chemickej reakcie v každom časovom bode je úmerná koncentráciám reaktantov, zvýšená na mocniny rovnajúce sa ich stechiometrickým koeficientom.

Pri elementárnych reakciách sa exponent pri koncentračnej hodnote každej látky často rovná jej stechiometrickému koeficientu, pri zložitých reakciách sa toto pravidlo nedodržiava. Okrem koncentrácie ovplyvňujú rýchlosť chemickej reakcie tieto faktory:

• povaha reaktantov,
• prítomnosť katalyzátora
• teplota (van't Hoffovo pravidlo),
• tlak,
• povrchová plocha reaktantov.

Ak vezmeme do úvahy najjednoduchšiu chemickú reakciu A + B → C, potom si to všimneme okamžite rýchlosť chemickej reakcie nie je konštantná.

Literatúra

• Kubasov A. A. Chemická kinetika a katalýza.
• Prigogine I., Defey R. Chemická termodynamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetické modely katalytických reakcií, Novosibirsk: Nauka (Siberian Branch), 1983.- 255 s.

Nadácia Wikimedia. 2010.

• waleské dialekty angličtiny
• Saw (filmový seriál)

Pozrite sa, čo je "Rýchlosť chemickej reakcie" v iných slovníkoch:

RÝCHLOSŤ CHEMICKEJ REAKCIE- základný pojem chemickej kinetiky. Pri jednoduchých homogénnych reakciách sa rýchlosť chemickej reakcie meria zmenou počtu mólov zreagovanej látky (pri konštantnom objeme systému) alebo zmenou koncentrácie ktorejkoľvek z východiskových látok ... Veľký encyklopedický slovník

RÝCHLOSŤ CHEMICKEJ REAKCIE- základný pojem chem. kinetika, vyjadrujúca pomer množstva zreagovanej látky (v móloch) k dĺžke času, počas ktorého k interakcii došlo. Pretože sa koncentrácie reaktantov počas interakcie menia, rýchlosť je zvyčajne ... Veľká polytechnická encyklopédia

rýchlosť chemickej reakcie- hodnota, ktorá charakterizuje intenzitu chemickej reakcie. Rýchlosť tvorby reakčného produktu je množstvo tohto produktu ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku objemu (ak je reakcia homogénna) alebo za ... ...

rýchlosť chemickej reakcie- základný pojem chemickej kinetiky. Pri jednoduchých homogénnych reakciách sa rýchlosť chemickej reakcie meria zmenou počtu mólov zreagovanej látky (pri konštantnom objeme systému) alebo zmenou koncentrácie niektorej z východiskových látok ... encyklopedický slovník

Rýchlosť chemickej reakcie- hodnota charakterizujúca intenzitu chemickej reakcie (Pozri Chemické reakcie). Rýchlosť tvorby reakčného produktu je množstvo tohto produktu, ktoré je výsledkom reakcie za jednotku času v jednotke objemu (ak ... ...

RÝCHLOSŤ CHEMICKEJ REAKCIE- hlavné pojem chem. kinetika. Pre jednoduché homogénne reakcie S. x. R. merané zmenou počtu mólov zreagovaných in va (pri konštantnom objeme systému) alebo zmenou koncentrácie ktoréhokoľvek z počiatočných in alebo reakčných produktov (ak objem systému ...

MECHANIZMUS CHEMICKEJ REAKCIE- Pre zložité reakcie pozostávajúce z niekoľkých. štádia (jednoduché, resp. elementárne reakcie), mechanizmus je súbor štádií, v dôsledku ktorých sa počiatočné vo va premieňajú na produkty. Medziprodukt vo vás v týchto reakciách môže pôsobiť ako molekuly, ... ... Prírodná veda. encyklopedický slovník

Nukleofilné substitučné reakcie- (anglická nukleofilná substitučná reakcia) substitučné reakcie, pri ktorých je útok uskutočnený nukleofilným činidlom nesúcim nezdieľaný elektrónový pár. Odstupujúca skupina pri nukleofilných substitučných reakciách sa nazýva nukleofág. Všetko ... Wikipedia

Chemické reakcie- premena niektorých látok na iné, odlišné od originálu chemickým zložením alebo štruktúrou. Celkový počet atómov každého daného prvku, ako aj samotné chemické prvky, ktoré tvoria látky, zostávajú v R. x. nezmenené; toto R. x ... Veľká sovietska encyklopédia

rýchlosť kreslenia- lineárna rýchlosť pohybu kovu na výstupe z matrice, m/s. Na moderných preťahovacích strojoch dosahuje rýchlosť ťahania 50-80 m/s. Aj pri ťahaní drôtu však rýchlosť spravidla nepresahuje 30–40 m/s. V…… Encyklopedický slovník hutníctva

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, kontaktného povrchu látok a jeho 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. Pri reakcii, 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't Hoffovým pravidlom: so zvýšením teploty každých 10 ° C, reakčná rýchlosť 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. také, 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 okamihu 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. Úlohou katalyzátora je zvyčajne zvýšiť rýchlosť reakcie, hoci 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.

Rýchlosťou chemickej reakcie sa rozumie zmena koncentrácie jednej z reagujúcich látok za jednotku času pri konštantnom objeme systému.

Typicky je koncentrácia vyjadrená v mol/l a čas v sekundách alebo minútach. Ak bola napríklad počiatočná koncentrácia jedného z reaktantov 1 mol / l a po 4 sekundách od začiatku reakcie sa stala 0,6 mol / l, potom sa priemerná rýchlosť reakcie bude rovnať (1-0,6) / 4 \u003d 0, 1 mol/(l*s).

Priemerná rýchlosť reakcie sa vypočíta podľa vzorca:

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od:

Povaha reaktantov.

Látky s polárnou väzbou v roztokoch interagujú rýchlejšie, je to spôsobené tým, že takéto látky v roztokoch tvoria ióny, ktoré medzi sebou ľahko interagujú.

Látky s nepolárnymi a nízkopolárnymi kovalentnými väzbami reagujú rôznou rýchlosťou, čo závisí od ich chemickej aktivity.

H 2 + F 2 = 2HF (pri izbovej teplote ide veľmi rýchlo s výbuchom)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (pomaly, aj keď sa zahrieva)

Hodnoty povrchového kontaktu reaktantov (pre heterogénne)

Koncentrácie reaktantov

Reakčná rýchlosť je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov zvýšených na mocninu ich stechiometrických koeficientov.

Teploty

Závislosť rýchlosti reakcie od teploty je určená van't Hoffovým pravidlom:

so zvýšením teploty každých 10 0 rýchlosť väčšiny reakcií sa zvyšuje 2-4 krát.

Prítomnosť katalyzátora

Katalyzátory sú látky, ktoré menia rýchlosť chemických reakcií.

Zmena rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora sa nazýva katalýza.

Tlak

So zvyšujúcim sa tlakom sa rýchlosť reakcie zvyšuje (pre homogénne)

Otázka číslo 26. Zákon o hromadnej akcii. Konštantná rýchlosť. Aktivačná energia.

Zákon o hromadnej akcii.

rýchlosť, akou látky medzi sebou reagujú, závisí od ich koncentrácie

Konštantná rýchlosť.

koeficient úmernosti v kinetickej rovnici chemickej reakcie, vyjadrujúci závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie

Rýchlostná konštanta závisí od povahy reaktantov a od teploty, ale nezávisí od ich koncentrácií.

Aktivačná energia.

energia, ktorá musí byť odovzdaná molekulám (časticiam) reagujúcich látok, aby sa zmenili na aktívne

Aktivačná energia závisí od povahy reaktantov a zmien v prítomnosti katalyzátora.

Zvýšenie koncentrácie zvyšuje celkový počet molekúl, a teda aj aktívnych častíc.

Otázka číslo 27. Reverzibilné a nezvratné reakcie. Chemická rovnováha, rovnovážna konštanta. Le Chatelierov princíp.

Reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom a končia úplnou premenou východiskových látok na konečné, sa nazývajú ireverzibilné.

Reverzibilné reakcie sú tie, ktoré súčasne prebiehajú v dvoch vzájomne opačných smeroch.

V rovniciach reverzibilných reakcií sú medzi ľavou a pravou stranou umiestnené dve šípky smerujúce opačným smerom. Príkladom takejto reakcie je syntéza amoniaku z vodíka a dusíka:

3H2 + N2 \u003d 2NH3

Nezvratné sú také reakcie, v priebehu ktorých:

Výsledné produkty sa zrážajú alebo sa uvoľňujú ako plyn, napríklad:

BaCl2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO2 + H20

Tvorba vody:

HCl + NaOH = H20 + NaCl

Reverzibilné reakcie nedosiahnu koniec a končia založením chemická rovnováha.

Chemická rovnováha je stav systému reagujúcich látok, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké.

Stav chemickej rovnováhy ovplyvňuje koncentrácia reagujúcich látok, teplota a pri plynoch tlak. Keď sa jeden z týchto parametrov zmení, naruší sa chemická rovnováha.

Rovnovážna konštanta.

Najdôležitejším parametrom charakterizujúcim vratnú chemickú reakciu je rovnovážna konštanta K. Ak pre uvažovanú vratnú reakciu A + D C + D napíšeme podmienku rovnosti rýchlostí priamych a spätných reakcií v rovnovážnom stave - k1[A] rovná sa[B]rovná sa = k2[C]rovná sa[D] rovná sa, odkiaľ [C] sa rovná [D] rovná sa / [A] sa rovná [B] rovná sa = k1/k2 = K, potom sa hodnota K nazýva rovnováha konštanta chemickej reakcie.

Takže v rovnováhe je pomer koncentrácie reakčných produktov k produktu koncentrácie reaktantov konštantný, ak je teplota konštantná (rýchlostné konštanty k1 a k2 a následne aj rovnovážna konštanta K závisia od teploty, ale nie závisí od koncentrácie reaktantov). Ak sa reakcie zúčastňuje niekoľko molekúl východiskových látok a vznikne niekoľko molekúl produktu (alebo produktov), ​​koncentrácie látok vo vyjadrení pre rovnovážnu konštantu sa zvýšia na mocniny zodpovedajúce ich stechiometrickým koeficientom. Takže pre reakciu 3H2 + N2 2NH3 je výraz pre rovnovážnu konštantu napísaný ako K = 2 rovné / 3 rovnaké. Opísaný spôsob odvodenia rovnovážnej konštanty na základe rýchlostí priamych a spätných reakcií nie je možné použiť vo všeobecnom prípade, pretože pri zložitých reakciách sa závislosť rýchlosti od koncentrácie zvyčajne nevyjadruje jednoduchou rovnicou alebo nie je známa. vôbec. V termodynamike je však dokázané, že konečný vzorec pre rovnovážnu konštantu je správny.

Pre plynné zlúčeniny sa namiesto koncentrácií môže pri zápise rovnovážnej konštanty použiť tlak; Je zrejmé, že číselná hodnota konštanty sa v tomto prípade môže zmeniť, ak počet molekúl plynu na pravej a ľavej strane rovnice nie je rovnaký.

Princíp Le Chatelier.

Ak dôjde k nejakému vonkajšiemu vplyvu na systém v rovnováhe, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá pôsobí proti tomuto vplyvu.

Chemickú rovnováhu ovplyvňujú:

Zmena teploty. Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii. Keď teplota klesá, rovnováha sa posúva smerom k exotermickej reakcii.

Zmena tlaku. So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva v smere znižovania počtu molekúl. Keď tlak klesá, rovnováha sa posúva v smere zvyšovania počtu molekúl.

Témy kodifikátora USE:Rýchla reakcia. Jeho závislosť od rôznych faktorov.

Rýchlosť chemickej reakcie udáva, ako rýchlo reakcia prebieha. K interakcii dochádza pri zrážke častíc vo vesmíre. V tomto prípade k reakcii nedochádza pri každej zrážke, ale až vtedy, keď majú častice príslušnú energiu.

Rýchla reakcia je počet elementárnych zrážok interagujúcich častíc, ktoré končia chemickou premenou, za jednotku času.

Stanovenie rýchlosti chemickej reakcie je spojené s podmienkami jej uskutočnenia. Ak reakcia homogénne– t.j. produkty a reaktanty sú v rovnakej fáze - potom je rýchlosť chemickej reakcie definovaná ako zmena látky za jednotku času:

υ = ∆C / ∆t.

Ak sú reaktanty alebo produkty v rôznych fázach a zrážka častíc nastáva iba na rozhraní, potom sa reakcia nazýva heterogénne a jeho rýchlosť je určená zmenou množstva látky za jednotku času na jednotku reakčného povrchu:

υ = Δν / (S At).

Ako dosiahnuť, aby sa častice častejšie zrážali, t.j. ako zvýšiť rýchlosť chemickej reakcie?

1. Najjednoduchší spôsob je zvýšiť teplota . Ako ste museli vedieť zo svojho kurzu fyziky, teplota je mierou priemernej kinetickej energie pohybu častíc hmoty. Ak zvýšime teplotu, častice akejkoľvek látky sa začnú pohybovať rýchlejšie, a preto sa častejšie zrážajú.

S rastúcou teplotou sa však rýchlosť chemických reakcií zvyšuje najmä vďaka tomu, že sa zvyšuje počet efektívnych zrážok. Keď teplota stúpa, počet aktívnych častíc, ktoré dokážu prekonať energetickú bariéru reakcie, prudko narastá. Ak znížime teplotu, častice sa začnú pohybovať pomalšie, počet aktívnych častíc sa zníži a počet efektívnych zrážok za sekundu sa zníži. Touto cestou, Keď teplota stúpa, rýchlosť chemickej reakcie sa zvyšuje a keď teplota klesá, klesá..

Poznámka! Toto pravidlo funguje rovnako pre všetky chemické reakcie (vrátane exotermických a endotermických). Rýchlosť reakcie nezávisí od tepelného účinku. Rýchlosť exotermických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou a klesá s klesajúcou teplotou. Rýchlosť endotermických reakcií sa tiež zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou a klesá s klesajúcou teplotou.

Navyše, ešte v 19. storočí holandský fyzik van't Hoff experimentálne zistil, že väčšina reakcií sa zvyšuje približne rovnakou rýchlosťou (asi 2-4 krát) so zvýšením teploty o 10 ° C. Znie Van't Hoffovo pravidlo takto: zvýšenie teploty o 10 ° C vedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie 2-4 krát (táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie γ). Pre každú reakciu sa stanoví presná hodnota teplotného koeficientu.

Tu v 2 - rýchlosť reakcie pri teplote T 2, v 1 - rýchlosť reakcie pri teplote T 1, γ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, van't Hoffov koeficient.

V niektorých situáciách nie je vždy možné zvýšiť rýchlosť reakcie pomocou teploty, pretože. niektoré látky sa pri zvyšovaní teploty rozkladajú, niektoré látky alebo rozpúšťadlá sa pri zvýšených teplotách odparujú a pod., t.j. podmienky procesu sú porušené.

2. Koncentrácia. Zmenou môžete tiež zvýšiť počet efektívnych kolízií koncentrácie reaktanty . zvyčajne sa používa pre plyny a kvapaliny, napr V plynoch a kvapalinách sa častice rýchlo pohybujú a aktívne sa miešajú. Čím väčšia je koncentrácia reagujúcich látok (kvapalín, plynov), tým väčší je počet efektívnych zrážok a tým vyššia je rýchlosť chemickej reakcie.

Na základe veľkého počtu experimentov v roku 1867 v prácach nórskych vedcov P. Guldenberga a P. Waagea a nezávisle od nich v roku 1865 ruského vedca N.I. Beketov odvodil základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovuje závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov:

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov v mocninách rovných ich koeficientom v rovnici chemickej reakcie.

Pre chemickú reakciu v tvare: aA + bB = cC + dD je zákon o pôsobení hmoty napísaný takto:

tu v je rýchlosť chemickej reakcie,

C A a C B — koncentrácie látok A a B mol/l

k je koeficient úmernosti, rýchlostná konštanta reakcie.

Napríklad pre reakciu tvorby amoniaku:

N2 + 3H2↔2NH3

Zákon hromadnej akcie vyzerá takto:

Reakčná rýchlostná konštanta ukazuje, ako rýchlo budú látky reagovať, ak ich koncentrácia je 1 mol/l, alebo ich súčin je 1. Rýchlostná konštanta chemickej reakcie závisí od teploty a nezávisí od koncentrácie reagujúcich látok.

Zákon hromadného pôsobenia nezohľadňuje koncentráciu pevných látok, pretože reagujú spravidla na povrchu a počet reagujúcich častíc na jednotku povrchu sa nemení.

Vo väčšine prípadov chemická reakcia pozostáva z niekoľkých jednoduchých krokov, v ktorých rovnica chemickej reakcie zobrazuje iba celkovú alebo konečnú rovnicu prebiehajúcich procesov. Rýchlosť chemickej reakcie zároveň závisí (alebo nezávisí) komplexným spôsobom od koncentrácie reaktantov, medziproduktov alebo katalyzátora, takže presná forma kinetickej rovnice sa určuje experimentálne alebo na základe analýzy navrhovaný mechanizmus reakcie. Vo všeobecnosti je rýchlosť komplexnej chemickej reakcie určená rýchlosťou jej najpomalšieho kroku ( limitujúce štádium).

3. Tlak. Pri plynoch koncentrácia priamo závisí od tlak. So zvyšujúcim sa tlakom sa zvyšuje koncentrácia plynov. Matematickým vyjadrením tejto závislosti (pre ideálny plyn) je Mendelejevova-Clapeyronova rovnica:

pV = vRT

Ak teda medzi reaktantmi existuje plynná látka, potom pri Keď sa tlak zvýši, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši, keď sa tlak zníži, zníži sa. .

Napríklad. Ako sa zmení rýchlosť reakcie tavenia vápna s oxidom kremičitým:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

s rastúcim tlakom?

Správna odpoveď by bola - v žiadnom prípade, pretože. medzi činidlami nie sú žiadne plyny a uhličitan vápenatý je tuhá soľ, nerozpustná vo vode, oxid kremičitý je tuhá látka. Plynom bude produkt – oxid uhličitý. ale produkty neovplyvňujú rýchlosť doprednej reakcie.

Ďalším spôsobom, ako zvýšiť rýchlosť chemickej reakcie, je nasmerovať ju inou cestou, nahradením priamej interakcie, napríklad látok A a B, sériou sekvenčných reakcií s treťou látkou K, ktoré vyžadujú oveľa menej energie ( majú nižšiu bariéru aktivačnej energie) a prebiehajú za daných podmienok rýchlejšie ako priama reakcia. Táto tretia látka sa nazýva katalyzátor .

- Sú to chemikálie, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie, menia jej rýchlosť a smer, ale nie spotrebný počas reakcie (na konci reakcie sa nemenia ani v množstve, ani v zložení). Približný mechanizmus fungovania katalyzátora pre reakciu typu A + B možno znázorniť takto:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces zmeny rýchlosti reakcie pri interakcii s katalyzátorom sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v priemysle, keď je potrebné zvýšiť rýchlosť reakcie alebo ju nasmerovať po určitej dráhe.

Podľa fázového stavu katalyzátora sa rozlišuje homogénna a heterogénna katalýza.

homogénna katalýza - vtedy sú reaktanty a katalyzátor v rovnakej fáze (plyn, roztok). Typickými homogénnymi katalyzátormi sú kyseliny a zásady. organické amíny atď.

heterogénna katalýza - vtedy sú reaktanty a katalyzátor v rôznych fázach. Heterogénne katalyzátory sú spravidla pevné látky. Pretože interakcia v takýchto katalyzátoroch prebieha iba na povrchu látky, dôležitou požiadavkou na katalyzátory je veľký povrch. Heterogénne katalyzátory sa vyznačujú vysokou pórovitosťou, ktorá zväčšuje povrch katalyzátora. Celková plocha niektorých katalyzátorov teda niekedy dosahuje 500 metrov štvorcových na 1 g katalyzátora. Veľká plocha a pórovitosť zaisťujú účinnú interakciu s činidlami. Medzi heterogénne katalyzátory patria kovy, zeolity - kryštalické minerály hlinitokremičitanovej skupiny (zlúčeniny kremíka a hliníka) a iné.

Príklad heterogénna katalýza - syntéza amoniaku:

N2 + 3H2↔2NH3

Ako katalyzátor sa používa porézne železo s nečistotami Al 2 O 3 a K 2 O.

Samotný katalyzátor sa pri chemickej reakcii nespotrebováva, ale na povrchu katalyzátora sa hromadia iné látky, ktoré viažu aktívne centrá katalyzátora a blokujú jeho činnosť ( katalytické jedy). Musia sa pravidelne odstraňovať regeneráciou katalyzátora.

Katalyzátory sú veľmi účinné pri biochemických reakciách. enzýmy. Enzymatické katalyzátory pôsobia vysoko efektívne a selektívne, so selektivitou 100 %. Nanešťastie sú enzýmy veľmi citlivé na zvýšenie teploty, strednú kyslosť a ďalšie faktory, a preto existuje množstvo obmedzení pre implementáciu procesov s enzymatickou katalýzou v priemyselnom meradle.

Katalyzátory by sa nemali zamieňať s iniciátorov proces a inhibítory. Napríklad na spustenie radikálnej reakcie chlorácie metánu je potrebné ultrafialové ožarovanie. Nie je to katalyzátor. Niektoré radikálové reakcie sú iniciované peroxidovými radikálmi. Tiež nie sú katalyzátormi.

Inhibítory sú látky, ktoré spomaľujú chemickú reakciu. Inhibítory môžu byť spotrebované a podieľať sa na chemickej reakcii. V tomto prípade inhibítory nie sú katalyzátormi, naopak. Reverzná katalýza je v zásade nemožná - reakcia sa bude v každom prípade snažiť sledovať najrýchlejšiu cestu.

5. Oblasť kontaktu reaktantov. V prípade heterogénnych reakcií je jedným zo spôsobov, ako zvýšiť počet efektívnych zrážok, zvýšenie reakčný povrch . Čím väčšia je kontaktná plocha reakčných fáz, tým väčšia je rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie. Práškový zinok sa v kyseline rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako granulovaný zinok rovnakej hmotnosti.

V priemysle sa používajú na zväčšenie plochy kontaktného povrchu reaktantov metóda s fluidným lôžkom. Napríklad, pri výrobe kyseliny sírovej metódou varnej vrstvy sa praží pyrit.

6. Povaha reaktantov . Rýchlosť chemických reakcií, pričom ostatné veci sú rovnaké, ovplyvňujú aj chemické vlastnosti, t.j. povaha reaktantov. Menej účinných látok bude mať vyššiu aktivačnú bariéru a bude reagovať pomalšie ako viac účinných látok. Viac aktívnych látok má nižšiu aktivačnú energiu a oveľa ľahšie a pravdepodobnejšie vstupujú do chemických reakcií.

Pri nízkych aktivačných energiách (menej ako 40 kJ/mol) prebieha reakcia veľmi rýchlo a ľahko. Značná časť zrážok medzi časticami končí chemickou premenou. Napríklad iónomeničové reakcie za normálnych podmienok prebiehajú veľmi rýchlo.

Pri vysokých aktivačných energiách (viac ako 120 kJ/mol) len malý počet zrážok končí chemickou premenou. Miera takýchto reakcií je zanedbateľná. Napríklad dusík za normálnych podmienok prakticky neinteraguje s kyslíkom.

Pri stredných aktivačných energiách (od 40 do 120 kJ/mol) bude reakčná rýchlosť priemerná. Takéto reakcie prebiehajú aj za normálnych podmienok, ale nie veľmi rýchlo, takže ich možno pozorovať voľným okom. Tieto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou, interakciu železa s kyselinou chlorovodíkovou atď.

Látky, ktoré sú za normálnych podmienok stabilné, majú tendenciu mať vysoké aktivačné energie.

Rýchlosť chemických reakcií. Chemická rovnováha

Plán:

1. Pojem rýchlosti chemickej reakcie.

2. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie.

3. Chemická bilancia. Faktory ovplyvňujúce pohyblivú rovnováhu. Le Chatelierov princíp.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Reakcie vo vodných roztokoch prebiehajú veľmi rýchlo. Napríklad, ak sa vypustia roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného, ​​okamžite sa vyzráža biela zrazenina síranu bárnatého. Etylén odfarbuje brómovú vodu rýchlo, ale nie okamžite. Na železných predmetoch sa pomaly tvorí hrdza, na medených a bronzových výrobkoch sa objavuje plak, lístie hnije.

Veda sa zaoberá štúdiom rýchlosti chemickej reakcie, ako aj identifikáciou jej závislosti od podmienok procesu - chemická kinetika.

Ak reakcie prebiehajú v homogénnom prostredí, napríklad v roztoku alebo plynnej fáze, potom k interakcii reagujúcich látok dochádza v celom objeme. Takéto reakcie sú tzv homogénne.

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

υ homogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky na jednotku na jednotku objemu:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

kde Δ n je zmena počtu mólov jednej z látok (najčastejšie počiatočného, ​​ale môže ísť aj o produkt reakcie), (mol);

V - objem plynu alebo roztoku (l)

Pretože Δ n / V = ​​​​ΔC (zmena koncentrácie), potom

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ heterogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky za jednotku času na jednotku kontaktného povrchu látok.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

kde Δ n je zmena množstva látky (činidla alebo produktu), (mol);

Δt je časový interval (s, min);

S - plocha kontaktu látok (cm 2, m 2)

Prečo nie sú miery rôznych reakcií rovnaké?

Aby sa spustila chemická reakcia, musia sa molekuly reaktantov zraziť. Ale nie každá zrážka má za následok chemickú reakciu. Aby zrážka viedla k chemickej reakcii, molekuly musia mať dostatočne vysokú energiu. Častice, ktoré sa navzájom zrážajú, aby prešli chemickou reakciou, sa nazývajú aktívny. Majú prebytok energie v porovnaní s priemernou energiou väčšiny častíc – aktivačnou energiou E akt. V látke je oveľa menej aktívnych častíc ako s priemernou energiou, preto na spustenie mnohých reakcií musí byť systému dodaná určitá energia (záblesk svetla, zahrievanie, mechanické otrasy).

Energetická bariéra (hodnota E akt) rôznych reakcií je rôzna, čím je nižšia, tým ľahšie a rýchlejšie reakcia prebieha.

2. Faktory ovplyvňujúce υ(počet zrážok častíc a ich účinnosť).

1) Povaha reaktantov: ich zloženie, štruktúra => aktivačná energia

▪ čím menej E akt, čím viac υ;

Ak E akt < 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.

Ak E akt> 120 kJ/mol, to znamená, že k reakcii vedie len zanedbateľná časť zrážok medzi interagujúcimi časticami. Miera takýchto reakcií je veľmi nízka. Napríklad hrdzavenie železa, príp

priebeh reakcie syntézy amoniaku pri bežnej teplote je takmer nemožné si všimnúť.

Ak E akt majú stredné hodnoty (40 - 120 kJ / mol), potom bude rýchlosť takýchto reakcií priemerná. Takéto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etanolom, odfarbovanie brómovej vody etylénom atď.

2) Teplota: pri t na každých 10 0 C, υ 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

Pri t je počet aktívnych častíc (s E akt) a ich aktívne kolízie.

Úloha 1. Rýchlosť určitej reakcie pri 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, teplotný koeficient reakcie je 3. Aká bude rýchlosť tejto reakcie pri 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) koncentrácia:čím viac, tým častejšie dochádza ku kolíziám a υ. Pri konštantnej teplote pre reakciu mA + nB = C podľa zákona o pôsobení hmoty:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

kde k je rýchlostná konštanta;

С – koncentrácia (mol/l)

Zákon pôsobiacich más:

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

W.d.m. nezohľadňuje koncentráciu reagujúcich látok v tuhom skupenstve, pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie zvyčajne zostávajú konštantné.

Úloha 2. Reakcia prebieha podľa rovnice A + 2B → C. Koľkokrát a ako sa zmení rýchlosť reakcie pri trojnásobnom zvýšení koncentrácie látky B?

Riešenie: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ v 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 v 2

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

Odpoveď: zvýšte 9-krát

Pre plynné látky závisí rýchlosť reakcie od tlaku

Čím väčší tlak, tým vyššia rýchlosť.

4) Katalyzátory Látky, ktoré menia mechanizmus reakcie E akt => υ .

▪ Katalyzátory zostanú na konci reakcie nezmenené

▪ Enzýmy sú biologické katalyzátory, prirodzene proteíny.

▪ Inhibítory – látky, ktoré ↓ υ

5) Pre heterogénne reakcie υ závisí aj od:

▪ na stave kontaktnej plochy reaktantov.

Porovnajte: rovnaké objemy roztoku kyseliny sírovej boli naliate do 2 skúmaviek a súčasne spustené do jednej - železného klinca, do druhej - železných pilín.Mletie pevnej látky vedie k zvýšeniu počtu jej molekúl, ktoré môžu súčasne reagovať. Preto bude rýchlosť reakcie v druhej skúmavke vyššia ako v prvej.