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.

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

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 ... ...

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

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 ... ...

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 ...

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

- (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

Transformácia jednej látky na inú, odlišnú 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

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 bola 0,6 mol/l, potom sa priemerná rýchlosť reakcie bude rovnať (1-0,6) /4=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 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.

Rýchlosť chemickej reakcie

Téma „Rýchlosť chemickej reakcie“ je azda najkomplexnejšia a najkontroverznejšia v školských osnovách. Je to spôsobené zložitosťou samotnej chemickej kinetiky, jedného z odvetví fyzikálnej chémie. Už samotná definícia pojmu „rýchlosť chemickej reakcie“ je nejednoznačná (pozri napr. článok L.S. Guzeyho v novinách „Chemistry“, 2001, č. 28,
s. 12). Ešte väčšie problémy vznikajú pri pokuse aplikovať zákon hromadnej akcie na rýchlosť reakcie na akékoľvek chemické systémy, pretože okruh objektov, pre ktoré je v rámci školských osnov možný kvantitatívny popis kinetických procesov, je veľmi úzky. Chcel by som zdôrazniť nesprávnosť použitia zákona o hromadnom pôsobení pre rýchlosť chemickej reakcie v chemickej rovnováhe.
Zároveň by bolo nesprávne odmietnuť o tejto téme v škole vôbec uvažovať. Predstavy o rýchlosti chemickej reakcie sú veľmi dôležité pri štúdiu mnohých prírodných a technologických procesov, bez nich nemožno hovoriť o katalýze a katalyzátoroch vrátane enzýmov. Aj keď sa pri diskusiách o premenách látok používajú najmä kvalitatívne predstavy o rýchlosti chemickej reakcie, zavedenie čo najjednoduchších kvantitatívnych pomerov je stále žiaduce, najmä pre elementárne reakcie.
Publikovaný článok dostatočne podrobne rozoberá problematiku chemickej kinetiky, o ktorej sa dá diskutovať na školských hodinách chémie. Vylúčenie kontroverzných a kontroverzných aspektov tejto témy zo školského chemického kurzu je obzvlášť dôležité pre tých študentov, ktorí sa chystajú pokračovať v chemickom vzdelávaní na univerzite. Vedomosti získané v škole sú totiž často v rozpore s vedeckou realitou.

Chemické reakcie sa môžu v čase výrazne líšiť. Zmes vodíka a kyslíka pri izbovej teplote môže zostať prakticky nezmenená po dlhú dobu, ale pri náraze alebo zapálení dôjde k výbuchu. Železná platňa pomaly hrdzavie a na vzduchu sa samovoľne vznieti kúsok bieleho fosforu. Je dôležité vedieť, ako rýchlo konkrétna reakcia prebieha, aby sme mohli kontrolovať jej priebeh.

Základné pojmy

Kvantitatívna charakteristika toho, ako rýchlo daná reakcia prebieha, je rýchlosť chemickej reakcie, to znamená rýchlosť spotreby činidiel alebo rýchlosť objavenia sa produktov. V tomto prípade nezáleží na tom, o ktorú z látok zapojených do reakcie ide, pretože všetky sú vzájomne prepojené prostredníctvom reakčnej rovnice. Zmenou množstva jednej z látok možno posúdiť zodpovedajúce zmeny v množstvách všetkých ostatných.

Rýchlosť chemickej reakcie () nazývaná zmena látkového množstva reaktantu alebo produktu () za jednotku času () na jednotku objemu (V):

= /(V ).

Reakčná rýchlosť sa v tomto prípade zvyčajne vyjadruje v mol/(l s).

Vyššie uvedený výraz sa vzťahuje na homogénne chemické reakcie prebiehajúce v homogénnom prostredí, napríklad medzi plynmi alebo v roztoku:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3,

BaCl2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HCl.

Heterogénne chemické reakcie prebiehajú na kontaktných plochách tuhej látky a plynu, tuhej látky a kvapaliny atď. Medzi heterogénne reakcie patria napríklad reakcie kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2.

V tomto prípade rýchlosť reakcie je zmena množstva reaktantu alebo produktu () za jednotku času() na jednotku plochy (S):

= /(S ).

Rýchlosť heterogénnej reakcie sa vyjadruje v mol/(m 2 s).

Na riadenie chemických reakcií je dôležité nielen vedieť určiť ich rýchlosť, ale aj zistiť, aké podmienky ich ovplyvňujú. Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií a vplyv rôznych faktorov na ňu, sa nazýva chemická kinetika.

Frekvencia zrážok reagujúcich častíc

Najdôležitejším faktorom, ktorý určuje rýchlosť chemickej reakcie, je koncentrácie.

Keď sa koncentrácia reaktantov zvyšuje, rýchlosť reakcie sa zvyčajne zvyšuje. Aby mohli vstúpiť do reakcie, musia sa k sebe priblížiť dve chemické častice, takže rýchlosť reakcie závisí od počtu zrážok medzi nimi. Zvýšenie počtu častíc v danom objeme vedie k častejším zrážkam a k zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Pre homogénne reakcie zvýšenie koncentrácie jedného alebo viacerých reaktantov zvýši rýchlosť reakcie. S poklesom koncentrácie sa pozoruje opačný účinok. Koncentrácia látok v roztoku sa môže meniť pridaním alebo odstránením reaktantov alebo rozpúšťadla z reakčnej gule. V plynoch je možné zvýšiť koncentráciu jednej z látok zavedením dodatočného množstva tejto látky do reakčnej zmesi. Koncentrácie všetkých plynných látok je možné súčasne zvýšiť znížením objemu, ktorý zmes zaberá. V tomto prípade sa rýchlosť reakcie zvýši. Zvýšenie objemu má opačný efekt.

Rýchlosť heterogénnych reakcií závisí od povrchová plocha kontaktu látok, t.j. o stupni zomletia látok, úplnosti premiešania činidiel, ako aj o stave kryštalických štruktúr tuhých látok. Akékoľvek poruchy v kryštálovej štruktúre spôsobujú zvýšenie reaktivity pevných látok, keďže na zničenie silnej kryštalickej štruktúry je potrebná dodatočná energia.

Zvážte spaľovanie dreva. Celé poleno horí na vzduchu pomerne pomaly. Ak zväčšíte povrch kontaktu dreva so vzduchom, rozštiepením polena na triesky sa zvýši rýchlosť horenia. Drevo zároveň horí oveľa rýchlejšie v čistom kyslíku ako vo vzduchu, ktorý obsahuje len asi 20 % kyslíka.

Aby došlo k chemickej reakcii, musia sa zraziť častice – atómy, molekuly alebo ióny. V dôsledku zrážok dochádza k preskupovaniu atómov a vzniku nových chemických väzieb, čo vedie k vzniku nových látok. Pravdepodobnosť zrážky dvoch častíc je pomerne vysoká, pravdepodobnosť súčasnej zrážky troch častíc je oveľa menšia. Súčasná zrážka štyroch častíc je extrémne nepravdepodobná. Preto väčšina reakcií prebieha v niekoľkých stupňoch, v každom z nich neinteragujú viac ako tri častice.

Oxidačná reakcia bromovodíka prebieha značnou rýchlosťou pri 400 – 600 °C:

4HBr + 02 \u003d 2H20 + 2Br 2.

Podľa reakčnej rovnice sa musí naraz zraziť päť molekúl súčasne. Pravdepodobnosť takejto udalosti je však prakticky nulová. Okrem toho experimentálne štúdie ukázali, že zvýšenie koncentrácie - buď kyslíka alebo bromovodíka - zvyšuje rýchlosť reakcie rovnakým počtom krát. A to aj napriek tomu, že na každú molekulu kyslíka sa spotrebujú štyri molekuly bromovodíka.

Podrobné preskúmanie tohto procesu ukazuje, že prebieha v niekoľkých fázach:

1) HBr + 02 = HOOVr (pomalá reakcia);

2) HOOVr + HBr = 2NOVr (rýchla reakcia);

3) NOVr + HBr = H20 + Br2 (rýchla reakcia).

Tieto reakcie, tzv elementárne reakcie, odrážať reakčný mechanizmus oxidácia bromovodíka kyslíkom. Je dôležité poznamenať, že v každej z medzireakcií sú zapojené iba dve molekuly. Pridaním prvých dvoch rovníc a dvojnásobku tretej získame celkovú reakčnú rovnicu. Celková reakčná rýchlosť je určená najpomalšou medzireakciou, pri ktorej interaguje jedna molekula bromovodíka a jedna molekula kyslíka.

Rýchlosť elementárnych reakcií je priamo úmerná súčinu molárnych koncentrácií s (s je množstvo látky na jednotku objemu, s = /V) reagencie odoberané v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom ( zákon masovej akcie pre rýchlosť chemickej reakcie). To platí len pre reakčné rovnice, ktoré odrážajú mechanizmy skutočných chemických procesov, keď stechiometrické koeficienty pred vzorcami činidla zodpovedajú počtu interagujúcich častíc.

Podľa počtu molekúl interagujúcich v reakcii sa reakcie rozlišujú na monomolekulárne, bimolekulárne a trimolekulárne. Napríklad disociácia molekulárneho jódu na atómy: I 2 \u003d 2I - monomolekulárna reakcia.

Interakcia jódu s vodíkom: I2 + H2 \u003d 2HI - bimolekulárna reakcia. Zákon o pôsobení hmoty pre chemické reakcie rôznej molekulovej hmotnosti je napísaný rôznymi spôsobmi.

Monomolekulové reakcie:

A = B + C,

= kc A ,

kde k je konštanta reakčnej rýchlosti.

Bimolekulárne reakcie:

= kc A c AT.

Trimolekulárne reakcie:

= kc 2A c AT.

Aktivačná energia

Zrážka chemických častíc vedie k chemickej interakcii iba vtedy, ak majú zrážané častice energiu presahujúcu určitú hodnotu. Zvážte interakciu plynných látok pozostávajúcich z molekúl A2 a B2:

A 2 + B 2 \u003d 2AB.

V priebehu chemickej reakcie dochádza k preskupeniu atómov, sprevádzanému rozpadom chemických väzieb vo východiskových látkach a tvorbou väzieb v produktoch reakcie. Pri kolízii reagujúcich molekúl, tzv aktivovaný komplex, v ktorom sa prerozdeľuje elektrónová hustota a až potom sa získa konečný produkt reakcie:

Energia potrebná na prechod látok do stavu aktivovaného komplexu je tzv aktivačnej energie.

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. Ak je aktivačná energia vysoká, potom veľmi malá časť zrážok vedie k tvorbe nových látok. Rýchlosť reakcie medzi vodíkom a kyslíkom pri teplote miestnosti je teda prakticky nulová.

Rýchlosť reakcie je teda ovplyvnená povaha reaktantov. Uvažujme napríklad o reakciách kovov s kyselinami. Ak do skúmaviek so zriedenou kyselinou sírovou vložíme rovnaké kusy medi, zinku, horčíka a železa, vidíme, že intenzita uvoľňovania bublín plynného vodíka, ktorá charakterizuje rýchlosť reakcie, sa u týchto kovov výrazne líši. V skúmavke s horčíkom sa pozoruje rýchly vývoj vodíka, v skúmavke so zinkom sa bublinky plynu uvoľňujú o niečo pokojnejšie. V skúmavke so železom prebieha reakcia ešte pomalšie (obr.). Meď vôbec nereaguje so zriedenou kyselinou sírovou. Rýchlosť reakcie teda závisí od aktivity kovu.

Keď sa kyselina sírová (silná kyselina) nahradí kyselinou octovou (slabá kyselina), rýchlosť reakcie sa vo všetkých prípadoch výrazne spomalí. Možno konštatovať, že povaha oboch reaktantov, kovu aj kyseliny, ovplyvňuje rýchlosť reakcie kovu s kyselinou.

Zvýšiť teplota vedie k zvýšeniu kinetickej energie chemických častíc, t.j. zvyšuje počet častíc s energiou vyššou ako je aktivačná energia. So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje aj počet zrážok častíc, čo do určitej miery zvyšuje rýchlosť reakcie. Zvýšenie účinnosti zrážok zvýšením kinetickej energie má však väčší vplyv na rýchlosť reakcie ako zvýšenie počtu zrážok.

Keď teplota stúpne o desať stupňov, rýchlosť sa zvýši o faktor rovný teplotnému koeficientu rýchlosti:

= T+10 /T .

Keď teplota stúpa z T predtým T"
pomer rýchlosti reakcie T"a T rovná sa
teplotný koeficient rýchlosti vo výkone ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Pre mnohé homogénne reakcie je teplotný koeficient rýchlosti 24 (van't Hoffovo pravidlo). Závislosť rýchlosti reakcie od teploty možno sledovať na príklade interakcie oxidu meďnatého so zriedenou kyselinou sírovou. Pri teplote miestnosti reakcia prebieha veľmi pomaly. Pri zahrievaní sa reakčná zmes rýchlo zmení na modrú v dôsledku tvorby síranu meďnatého:

CuO + H2S04 \u003d CuS04 + H20.

Katalyzátory a inhibítory

Mnohé reakcie je možné urýchliť alebo spomaliť zavedením určitých látok. Pridané látky sa nezúčastňujú reakcie a v jej priebehu sa nespotrebúvajú, ale majú významný vplyv na rýchlosť reakcie. Tieto látky menia reakčný mechanizmus (vrátane zloženia aktivovaného komplexu) a znižujú aktivačnú energiu, čo zabezpečuje urýchlenie chemických reakcií. Látky, ktoré urýchľujú reakcie, sa nazývajú katalyzátory a samotný fenomén takéhoto zrýchlenia reakcie - katalýza.

Mnohé reakcie prebiehajú v neprítomnosti katalyzátorov veľmi pomaly alebo vôbec. Jednou z týchto reakcií je rozklad peroxidu vodíka:

2H202 \u003d 2H20 + O2.

Ak spustíte kus pevného oxidu manganičitého do nádoby s vodným roztokom peroxidu vodíka, začne sa rýchle uvoľňovanie kyslíka. Po odstránení oxidu manganičitého sa reakcia prakticky zastaví. Vážením sa dá ľahko overiť, že oxid manganičitý sa pri tomto procese nespotrebováva – iba katalyzuje reakciu.

V závislosti od toho, či sú katalyzátor a reaktanty v rovnakom alebo rôznom stave agregácie, sa rozlišuje homogénna a heterogénna katalýza.

Pri homogénnej katalýze môže katalyzátor urýchliť reakciu tvorbou medziproduktov prostredníctvom interakcie s jedným z východiskových reaktantov. Napríklad:

Pri heterogénnej katalýze prebieha chemická reakcia zvyčajne na povrchu katalyzátora:

Katalyzátory sú v prírode široko rozšírené. Takmer všetky premeny látok v živých organizmoch prebiehajú za účasti organických katalyzátorov - enzýmov.

Katalyzátory sa používajú v chemickej výrobe na urýchlenie určitých procesov. Okrem nich sa používajú aj látky, ktoré spomaľujú chemické reakcie, - inhibítory. Najmä pomocou inhibítorov chránia kovy pred koróziou.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Zvýšte rýchlosť	Znížte rýchlosť
Prítomnosť chemicky aktívnych činidiel	Prítomnosť chemicky neaktívnych činidiel
Zvýšenie koncentrácie činidiel	Zníženie koncentrácie činidiel
Zväčšenie povrchu pevných a kvapalných činidiel	Zníženie povrchu pevných a kvapalných činidiel
Nárast teploty	Pokles teploty
Prítomnosť katalyzátora	Prítomnosť inhibítora

ÚLOHY

1. Definujte rýchlosť chemickej reakcie. Napíšte výraz pre kinetický zákon pôsobenia hmoty pre nasledujúce reakcie:

a) 2C (tv.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.);

b) 2Nl (g.) \u003d H2 (g.) + I2 (g.).

2. Čo určuje rýchlosť chemickej reakcie? Uveďte matematické vyjadrenie závislosti rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

3. Uveďte, ako to ovplyvňuje rýchlosť reakcie (pri konštantnom objeme):

a) zvýšenie koncentrácie činidiel;

b) mletie tuhého činidla;
c) zníženie teploty;
d) zavedenie katalyzátora;
e) zníženie koncentrácie činidiel;
e) zvýšenie teploty;
g) zavedenie inhibítora;
h) zníženie koncentrácie produktov.

4. Vypočítajte rýchlosť chemickej reakcie

CO (g) + H20 (g) \u003d CO2 (g) + H2 (g)

v nádobe s objemom 1 liter, ak po 1 min 30 s po jej začiatku bolo množstvo vodíkovej látky 0,32 mol a po 2 min 10 s bolo 0,44 mol. Ako ovplyvní zvýšenie koncentrácie CO rýchlosť reakcie?

5. Výsledkom jednej reakcie bolo za určitú dobu 6,4 g jodovodíka a ďalšej reakcie za rovnakých podmienok 6,4 g oxidu siričitého. Porovnajte rýchlosti týchto reakcií. Ako sa bude rýchlosť týchto reakcií meniť so zvyšujúcou sa teplotou?

6. Určte rýchlosť reakcie

CO (g.) + Cl2 (g.) \u003d COCl2 (g.),

ak 20 s po začiatku reakcie počiatočné množstvo látky oxidu uhoľnatého (II) kleslo zo 6 mol 3-krát (objem reaktora je 100 l). Ako sa zmení rýchlosť reakcie, ak sa namiesto chlóru použije menej aktívneho brómu? Ako sa zmení rýchlosť reakcie s úvodom
a) katalyzátor b) inhibítor?

7. V takom prípade ide o reakciu

CaO (tv.) + CO 2 (g.) \u003d CaCO 3 (tv.)

beží rýchlejšie: pri použití veľkých kusov alebo prášku oxidu vápenatého? Vypočítať:
a) množstvo látky; b) hmotnosť uhličitanu vápenatého vzniknutého za 10 s, ak je rýchlosť reakcie 0,1 mol/(l s), objem reaktora je 1 liter.

8. Interakcia vzorky horčíka s kyselinou chlorovodíkovou HCl umožňuje získať 0,02 mol chloridu horečnatého 30 s po začiatku reakcie. Určte, ako dlho trvá získanie 0,06 mol chloridu horečnatého.

E) od 70 do 40 °C sa rýchlosť reakcie znížila 8-krát;
g) od 60 do 40 °C sa rýchlosť reakcie znížila 6,25-krát;
h) zo 40 na 10 °C sa reakčná rýchlosť znížila 27-krát.

11. Majiteľ auta ho nalakoval novým lakom a potom zistil, že podľa návodu by malo schnúť 3 hodiny pri 105°C. Ako dlho bude farba schnúť pri 25 °C, ak teplotný koeficient polymerizačnej reakcie, ktorá je základom tohto procesu, je: a) 2; b) 3; o 4?

ODPOVEDE NA ÚLOHY

1. a) = kc(02); b) = kc(HI) 2.

2. T+10 = T .

3. Rýchlosť reakcie sa zvyšuje v prípadoch a, b, d, f; klesá - c, e, g; nemení sa -

4. 0,003 mol/(l s). Keď sa koncentrácia CO zvyšuje, rýchlosť reakcie sa zvyšuje.

5. Rýchlosť prvej reakcie je 2-krát nižšia.

6. 0,002 mol/(l s).

7. a) 1 mol; b) 100 g.

9. Rýchlosti reakcií e, g, h sa zvýšia 2-krát; 4 krát - a, b, e; 8 krát - v meste.

10. Teplotný koeficient:

2 pre reakcie b, f; = 2,5 – c, g; = 3 – e, h; = 3,5 – a, d.

a) 768 hodín (32 dní, t.j. viac ako 1 mesiac);
b) 19 683 hodín (820 dní, t. j. viac ako 2 roky);
c) 196 608 hodín (8192 dní, t. j. 22 rokov).

Študované základné pojmy:

Rýchlosť chemických reakcií

Molárna koncentrácia

Kinetika

Homogénne a heterogénne reakcie

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

katalyzátor, inhibítor

Katalýza

Reverzibilné a nezvratné reakcie

Chemická rovnováha

Chemické reakcie sú reakcie, pri ktorých sa z jednej látky získavajú ďalšie látky (z pôvodných látok vznikajú nové látky). Niektoré chemické reakcie prebiehajú v zlomkoch sekundy (výbuch), zatiaľ čo iné trvajú minúty, dni, roky, desaťročia atď.

Napríklad: horiaca reakcia strelného prachu nastáva okamžite so vznietením a výbuchom a reakcia tmavnutia striebra alebo hrdzavenia železa (korózia) prebieha tak pomaly, že jej výsledok je možné sledovať až po dlhšom čase.

Na charakterizáciu rýchlosti chemickej reakcie sa používa pojem rýchlosť chemickej reakcie - υ.

Rýchlosť chemickej reakcie je zmena koncentrácie jedného z reakčných činidiel za jednotku času.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie je:

υ =	od 2 do 1	=	∆ s
t2 – t1	∆t

c 1 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 1

c 2 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 2

keďže rýchlosť chemickej reakcie je charakterizovaná zmenou molárnej koncentrácie reagujúcich látok (východiskových látok), potom t 2 > t 1 a c 2 > c 1 (koncentrácia východiskových látok v priebehu reakcie klesá ).

Molárna koncentrácia (y) je množstvo látky na jednotku objemu. Jednotkou merania molárnej koncentrácie je [mol/l].

Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika. Keď človek pozná jeho zákony, môže ovládať chemické procesy, nastaviť im určitú rýchlosť.

Pri výpočte rýchlosti chemickej reakcie treba pamätať na to, že reakcie sa delia na homogénne a heterogénne.

Homogénne reakcie- reakcie, ktoré sa vyskytujú v rovnakom prostredí (t. j. reaktanty sú v rovnakom stave agregácie; napríklad: plyn + plyn, kvapalina + kvapalina).

heterogénne reakcie- ide o reakcie prebiehajúce medzi látkami v nehomogénnom prostredí (existuje fázové rozhranie, t.j. reagujúce látky sú v inom stave agregácie; napríklad: plyn + kvapalina, kvapalina + pevná látka).

Vyššie uvedený vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie platí len pre homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna, potom môže prebiehať len na rozhraní medzi reaktantmi.

Pre heterogénnu reakciu sa rýchlosť vypočíta podľa vzorca:

∆ν - zmena látkového množstva

S je oblasť rozhrania

∆ t je časový interval, počas ktorého reakcia prebiehala

Rýchlosť chemických reakcií závisí od rôznych faktorov: od povahy reaktantov, koncentrácie látok, teploty, katalyzátorov alebo inhibítorov.

Závislosť rýchlosti reakcie od charakteru reaktantov.

Poďme analyzovať túto závislosť rýchlosti reakcie napríklad: dáme do dvoch skúmaviek, ktoré obsahujú rovnaké množstvo roztoku kyseliny chlorovodíkovej (HCl), kovové granule rovnakej oblasti: do prvej skúmavky granule železa (Fe) a do druhej horčík (Mg) granule. Ako výsledok pozorovaní je možné podľa rýchlosti vývoja vodíka (H2) vidieť, že horčík reaguje s kyselinou chlorovodíkovou vyššou rýchlosťou ako železo. Rýchlosť danej chemickej reakcie je ovplyvnená povahou kovu (t. j. horčík je reaktívnejší kov ako železo, a preto s kyselinou reaguje intenzívnejšie).

Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie reaktantov.

Čím vyššia je koncentrácia reagujúcej (počiatočnej) látky, tým rýchlejšie reakcia prebieha. Naopak, čím nižšia je koncentrácia reaktantu, tým je reakcia pomalšia.

Napríklad: do jednej skúmavky nalejeme koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a do druhej zriedený roztok kyseliny chlorovodíkovej. Do oboch skúmaviek vložíme zrnko zinku (Zn). Pozorujeme, podľa rýchlosti vývoja vodíka, že reakcia bude prebiehať rýchlejšie v prvej skúmavke, pretože koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej v ňom je väčšia ako v druhej skúmavke.

Na určenie závislosti rýchlosti chemickej reakcie zákon pôsobenia (pôsobiacich) más : rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách, ktoré sa rovnajú ich koeficientom.

Napríklad pre reakciu prebiehajúcu podľa schémy: nA + mB → D , rýchlosť chemickej reakcie je určená vzorcom:

υ ch.r. = k C (A) n C (B) m, kde

υ x.r - rýchlosť chemickej reakcie

C(A)- ALE

ŽIVOTOPIS) - molárna koncentrácia látky AT

n a m - ich koeficienty

k- rýchlostná konštanta chemickej reakcie (referenčná hodnota).

Zákon hromadného pôsobenia neplatí pre látky, ktoré sú v pevnom skupenstve, pretože ich koncentrácia je konštantná (vzhľadom na to, že reagujú len na povrchu, ktorý zostáva nezmenený).

Napríklad: na reakciu 2 Cu + O2 \u003d 2 CuO Rýchlosť reakcie je určená vzorcom:

υ ch.r. \u003d k C (O 2)

ÚLOHA: Rýchlostná konštanta reakcie 2A + B = D je 0,005. vypočítajte rýchlosť reakcie pri molárnej koncentrácii látky A \u003d 0,6 mol / l, látky B \u003d 0,8 mol / l.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

Táto závislosť je určená van't Hoffovo pravidlo (1884): so zvýšením teploty o každých 10 ° C sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje v priemere 2-4 krát.

Takže k interakcii vodíka (H 2) a kyslíka (O 2) pri izbovej teplote takmer nedochádza, takže rýchlosť tejto chemickej reakcie je taká nízka. Ale pri teplote 500 C asi táto reakcia prebieha za 50 minút a pri teplote 700 C asi - takmer okamžite.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie podľa van' Hoffovho pravidla:

kde: υ t 1 a υ t 2 sú rýchlosti chemických reakcií pri t 2 a t 1

γ je teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 ° C.

Zmena rýchlosti reakcie:

2. Do vzorca nahraďte údaje z výpisu problému:

Závislosť rýchlosti reakcie od špeciálnych látok - katalyzátorov a inhibítorov.

Katalyzátor Látka, ktorá zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie, ale sama sa na nej nezúčastňuje.

Inhibítor Látka, ktorá spomaľuje chemickú reakciu, ale nezúčastňuje sa na nej.

Príklad: do skúmavky s 3% roztokom peroxidu vodíka (H 2 O 2), ktorá sa zahrieva, dáme tlejúcu triesku - nerozsvieti sa, lebo reakčná rýchlosť rozkladu peroxidu vodíka na vodu (H 2 O) a kyslík (O 2) je veľmi nízka a výsledný kyslík nestačí na uskutočnenie kvalitatívnej reakcie na kyslík (udržiavanie spaľovania). Teraz pridajme do skúmavky trochu čierneho prášku oxidu manganičitého (MnO 2) a uvidíme, že sa začal rýchly vývoj bublín plynu (kyslíka) a tlejúca fakľa zasunutá do skúmavky jasne vzbĺkne. MnO 2 je katalyzátorom tejto reakcie, zrýchlil rýchlosť reakcie, ale sám sa na nej nepodieľal (to sa dá dokázať vážením katalyzátora pred a po reakcii - jeho hmotnosť sa nezmení).

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- toto sa pri skúške nemusí učiť naspamäť a hovoriť, 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)
ΔtS

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 zvyšujúcim 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 pridaním 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.