Kemiske metoder

Fysiske metoder

Metoder til måling af reaktionshastighed

I ovenstående eksempel blev reaktionshastigheden mellem calciumcarbonat og syre målt ved at studere mængden af ​​frigjort gas som funktion af tiden. Eksperimentelle data om reaktionshastigheder kan opnås ved at måle andre mængder.

Hvis den samlede mængde af gasformige stoffer ændrer sig under en reaktion, kan dens fremskridt overvåges ved at måle gastrykket ved et konstant volumen. I tilfælde, hvor et af udgangsmaterialerne eller et af reaktionsprodukterne er farvet, kan reaktionens forløb overvåges ved at observere opløsningens farveændring. En anden optisk metode er at måle rotationen af ​​lysets polariseringsplan (hvis udgangsmaterialerne og reaktionsprodukterne har forskellige rotationskræfter).

Nogle reaktioner er ledsaget af en ændring i antallet af ioner i opløsningen. I sådanne tilfælde kan reaktionshastigheden studeres ved at måle opløsningens elektriske ledningsevne. Det næste kapitel vil se på nogle andre elektrokemiske teknikker, der kan bruges til at måle reaktionshastigheder.

En reaktions forløb kan overvåges ved at måle koncentrationen af ​​en af ​​reaktionsdeltagerne over tid ved hjælp af en række forskellige kemiske analysemetoder. Reaktionen udføres i en termostateret beholder. Med visse intervaller tages en prøve af opløsningen (eller gassen) fra beholderen, og koncentrationen af ​​en af ​​komponenterne bestemmes. For at opnå pålidelige resultater er det vigtigt, at der ikke sker nogen reaktion i prøven, der tages til analyse. Dette opnås ved kemisk binding af et af reagenserne, pludselig afkøling eller fortynding af opløsningen.

Eksperimentelle undersøgelser viser, at reaktionens hastighed afhænger af flere faktorer. Lad os først overveje indflydelsen af ​​disse faktorer på et kvalitativt niveau.

1.Arten af ​​de reagerende stoffer. Fra laboratoriepraksis ved vi, at neutralisering af en syre med en base

H + + OH – ® H 2 O

interaktion af salte med dannelsen af ​​en let opløselig forbindelse

Ag + + Cl – ® AgCl

og andre reaktioner i elektrolytopløsninger sker meget hurtigt. Den tid, der kræves for at fuldføre sådanne reaktioner, måles i millisekunder og endda mikrosekunder. Det er ganske forståeligt, fordi essensen af ​​sådanne reaktioner er tilgangen og kombinationen af ​​ladede partikler med ladninger af det modsatte fortegn.

I modsætning til ioniske reaktioner sker interaktioner mellem kovalent bundne molekyler normalt meget langsommere. Under reaktionen mellem sådanne partikler skal bindingerne i udgangsstoffernes molekyler nemlig brydes. For at gøre dette skal de kolliderende molekyler have en vis mængde energi. Hvis molekylerne er komplekse nok, skal de desuden være orienteret på en bestemt måde i rummet, for at der kan opstå en reaktion mellem dem.

2. Koncentration af reaktanter. Hastigheden af ​​en kemisk reaktion, alt andet lige, afhænger af antallet af kollisioner af reagerende partikler pr. tidsenhed. Sandsynligheden for kollisioner afhænger af antallet af partikler pr volumenhed, dvs. på koncentration. Derfor stiger reaktionshastigheden med stigende koncentration.

3. Stoffers fysiske tilstand. I homogene systemer afhænger reaktionshastigheden af ​​antallet af partikelkollisioner i volumen af ​​opløsning(eller gas). I heterogene systemer forekommer kemisk interaktion ved grænsefladen. Forøgelse af overfladearealet af et fast stof, når det knuses, gør det lettere for de reagerende partikler at nå partiklerne af det faste stof, hvilket fører til en betydelig acceleration af reaktionen.

4. Temperatur har en væsentlig indflydelse på hastigheden af ​​forskellige kemiske og biologiske processer. Efterhånden som temperaturen stiger, stiger partiklernes kinetiske energi, og følgelig stiger andelen af ​​partikler, hvis energi er tilstrækkelig til kemisk interaktion.

5. Sterisk faktor karakteriserer behovet for gensidig orientering af reagerende partikler. Jo mere komplekse molekylerne er, jo mindre sandsynligt er det, at de er korrekt orienteret, og jo mindre effektive er kollisioner.

6. Tilgængelighed af katalysatorer.Katalysatorer er stoffer, hvis tilstedeværelse ændrer hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Indført i reaktionssystemet i små mængder og forbliver uændret efter reaktionen, er de i stand til ekstremt at ændre processens hastighed.

De vigtigste faktorer, som reaktionshastigheden afhænger af, vil blive diskuteret mere detaljeret nedenfor.

Emner for Unified State Examination-kodifikatoren:Reaktionshastighed. Dens afhængighed af forskellige faktorer.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion viser, hvor hurtigt en bestemt reaktion sker. Interaktion opstår, når partikler kolliderer i rummet. I dette tilfælde sker reaktionen ikke ved hver kollision, men kun når partiklen har den passende energi.

Reaktionshastighed – antallet af elementære kollisioner af interagerende partikler, der ender i en kemisk omdannelse pr. tidsenhed.

Bestemmelse af hastigheden af ​​en kemisk reaktion er relateret til de betingelser, hvorunder den udføres. Hvis reaktionen homogen– dvs. produkter og reagenser er i samme fase - så er hastigheden af ​​en kemisk reaktion defineret som ændringen i stof pr. tidsenhed:

υ = ΔC / Δt.

Hvis reaktanterne eller produkterne er i forskellige faser, og kollisionen af ​​partikler kun sker ved fasegrænsen, kaldes reaktionen heterogen, og dets hastighed bestemmes af ændringen i mængden af ​​stof pr. tidsenhed pr. enhed reaktionsoverflade:

υ = Δν / (S·Δt).

Hvordan man får partikler til at kollidere oftere, dvs. Hvordan øge hastigheden af ​​en kemisk reaktion?

1. Den nemmeste måde er at øge temperatur . Som du sikkert ved fra dit fysikkursus, er temperatur et mål for den gennemsnitlige kinetiske energi af bevægelse af partikler af et stof. Hvis vi øger temperaturen, begynder partikler af ethvert stof at bevæge sig hurtigere og kolliderer derfor oftere.

Men når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​kemiske reaktioner hovedsageligt på grund af det faktum, at antallet af effektive kollisioner stiger. Når temperaturen stiger, stiger antallet af aktive partikler, der kan overvinde reaktionens energibarriere, markant. Hvis vi sænker temperaturen, begynder partiklerne at bevæge sig langsommere, antallet af aktive partikler falder, og antallet af effektive kollisioner i sekundet falder. Således, Når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion, og når temperaturen falder, falder den..

Vær opmærksom! Denne regel fungerer på samme måde for alle kemiske reaktioner (inklusive eksoterme og endoterme). Reaktionshastigheden er uafhængig af den termiske effekt. Hastigheden af ​​eksoterme reaktioner stiger med stigende temperatur og falder med faldende temperatur. Hastigheden af ​​endoterme reaktioner stiger også med stigende temperatur og falder med faldende temperatur.

Tilbage i det 19. århundrede fastslog den hollandske fysiker Van't Hoff desuden eksperimentelt, at de fleste reaktioner øger deres hastighed omtrent lige meget (ca. 2-4 gange), når temperaturen stiger med 10 o C. Van't Hoffs regel lyder således: en stigning i temperaturen med 10 o C fører til en stigning i hastigheden af ​​en kemisk reaktion med 2-4 gange (denne værdi kaldes temperaturkoefficienten for hastigheden af ​​en kemisk reaktion γ). Den nøjagtige værdi af temperaturkoefficienten bestemmes for hver reaktion.

Her v 2 - reaktionshastighed ved temperatur T 2, v 1 - reaktionshastighed ved temperatur T 1, γ — temperaturkoefficient for reaktionshastighed, Van't Hoff-koefficient.

I nogle situationer er det ikke altid muligt at øge reaktionshastigheden ved hjælp af temperatur, pga nogle stoffer nedbrydes, når temperaturen stiger, nogle stoffer eller opløsningsmidler fordamper ved forhøjede temperaturer osv., dvs. betingelserne for processen er overtrådt.

2. Koncentration. Du kan også øge antallet af effektive kollisioner ved at ændre koncentration reaktanter . normalt bruges til gasser og væsker, fordi i gasser og væsker bevæger partikler sig hurtigt og blandes aktivt. Jo større koncentration af reagerende stoffer (væsker, gasser), jo større er antallet af effektive kollisioner, og jo højere er hastigheden af ​​den kemiske reaktion.

Baseret på en lang række eksperimenter i 1867 i de norske videnskabsmænd P. Guldenbergs og P. Waage's værker og uafhængigt af dem i 1865 af den russiske videnskabsmand N.I. Beketov afledte den grundlæggende lov om kemisk kinetik, der etablerede afhængigheden af ​​hastigheden af ​​en kemisk reaktion på koncentrationen af ​​reaktanterne:

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer i potenser svarende til deres koefficienter i ligningen for den kemiske reaktion.

For en kemisk reaktion af formen: aA + bB = cC + dD er loven om massevirkning skrevet som følger:

her er v hastigheden af ​​den kemiske reaktion,

C A Og C B — koncentrationer af henholdsvis stoffer A og B, mol/l

k – proportionalitetskoefficient, reaktionshastighedskonstant.

F.eks, til reaktion af ammoniakdannelse:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Masseaktionsloven ser således ud:

Reaktionshastighedskonstanten viser med hvilken hastighed stoffer vil reagere, hvis deres koncentrationer er 1 mol/l, eller deres produkt er lig med 1. Hastighedskonstanten for en kemisk reaktion afhænger af temperaturen og afhænger ikke af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer.

Loven om massevirkning tager ikke højde for koncentrationerne af faste stoffer, fordi De reagerer som regel på overfladen, og antallet af reagerende partikler pr. overfladeenhed ændres ikke.

I de fleste tilfælde består en kemisk reaktion af flere simple trin, i hvilket tilfælde ligningen for en kemisk reaktion kun viser den sammenfattende eller endelige ligning af de processer, der forekommer. I dette tilfælde afhænger hastigheden af ​​en kemisk reaktion på en kompleks måde (eller afhænger ikke) af koncentrationen af ​​reaktanter, mellemprodukter eller katalysator, derfor bestemmes den nøjagtige form af den kinetiske ligning eksperimentelt eller baseret på en analyse af foreslået reaktionsmekanisme. Typisk er hastigheden af ​​en kompleks kemisk reaktion bestemt af hastigheden af ​​dens langsomste trin ( begrænsende fase).

3. Tryk. For gasser afhænger koncentrationen direkte af tryk. Når trykket stiger, stiger koncentrationen af ​​gasser. Det matematiske udtryk for denne afhængighed (for en ideel gas) er Mendeleev-Clapeyron-ligningen:

pV = νRT

Således, hvis der blandt reaktanterne er et gasformigt stof, hvornår Når trykket stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion, når trykket falder, falder det. .

F.eks. Hvordan vil reaktionshastigheden af ​​fusionen af ​​kalk med siliciumoxid ændre sig:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

når trykket stiger?

Det rigtige svar ville være - slet ikke, fordi... der er ingen gasser blandt reagenserne, og calciumcarbonat er et fast salt, uopløseligt i vand, siliciumoxid er et fast stof. Produktgassen vil være kuldioxid. Men produkterne påvirker ikke hastigheden af ​​den direkte reaktion.

En anden måde at øge hastigheden af ​​en kemisk reaktion på er at lede den ad en anden vej, og erstatte den direkte vekselvirkning, for eksempel af stoffer A og B med en række sekventielle reaktioner med et tredje stof K, som kræver meget mindre energi ( har en lavere aktiveringsenergibarriere) og forekommer under givne forhold hurtigere end den direkte reaktion. Dette tredje stof kaldes katalysator .

- disse er kemiske stoffer, der deltager i en kemisk reaktion, ændrer dens hastighed og retning, men ikke-forbrugende under reaktionen (ved reaktionens afslutning ændres de hverken i mængde eller sammensætning). En omtrentlig mekanisme til driften af ​​en katalysator til en reaktion af type A + B kan vælges som følger:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Processen med at ændre reaktionshastigheden, når den interagerer med en katalysator kaldes katalyse. Katalysatorer er meget udbredt i industrien, når det er nødvendigt at øge hastigheden af ​​en reaktion eller lede den ad en bestemt vej.

Baseret på katalysatorens fasetilstand skelnes der mellem homogen og heterogen katalyse.

Homogen katalyse – det er, når reaktanterne og katalysatoren er i samme fase (gas, opløsning). Typiske homogene katalysatorer er syrer og baser. organiske aminer mv.

Heterogen katalyse - det er når reaktanterne og katalysatoren er i forskellige faser. Som regel er heterogene katalysatorer faste stoffer. Fordi interaktion i sådanne katalysatorer forekommer kun på overfladen af ​​stoffet et vigtigt krav til katalysatorer er et stort overfladeareal. Heterogene katalysatorer er kendetegnet ved høj porøsitet, hvilket øger katalysatorens overfladeareal. Således når det samlede overfladeareal af nogle katalysatorer nogle gange 500 kvadratmeter pr. 1 g katalysator. Stort areal og porøsitet sikrer effektiv interaktion med reagenser. Heterogene katalysatorer omfatter metaller, zeolitter - krystallinske mineraler af aluminosilikatgruppen (forbindelser af silicium og aluminium) og andre.

Eksempel heterogen katalyse - ammoniak syntese:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Porøst jern med Al 2 O 3 og K 2 O urenheder anvendes som katalysator.

Katalysatoren i sig selv forbruges ikke under den kemiske reaktion, men andre stoffer akkumuleres på overfladen af ​​katalysatoren, binder de aktive centre af katalysatoren og blokerer dens funktion ( katalytiske giftstoffer). De skal fjernes regelmæssigt ved at regenerere katalysatoren.

I biokemiske reaktioner er katalysatorer meget effektive - enzymer. Enzymatiske katalysatorer virker yderst effektivt og selektivt med 100 % selektivitet. Desværre er enzymer meget følsomme over for øget temperatur, surhedsgrad i miljøet og andre faktorer, så der er en række begrænsninger for implementering af processer med enzymatisk katalyse i industriel skala.

Katalysatorer må ikke forveksles med initiativtagere proces og inhibitorer. F.eks, er ultraviolet bestråling nødvendig for at igangsætte den radikale reaktion ved methanklorering. Dette er ikke en katalysator. Nogle radikale reaktioner initieres af peroxidradikaler. Disse er heller ikke katalysatorer.

Inhibitorer- Det er stoffer, der bremser en kemisk reaktion. Inhibitorer kan indtages og deltage i en kemisk reaktion. I dette tilfælde er inhibitorer ikke katalysatorer, tværtimod. Omvendt katalyse er principielt umulig - reaktionen vil under alle omstændigheder forsøge at følge den hurtigste vej.

5. Kontaktområde for reagerende stoffer. For heterogene reaktioner er en måde at øge antallet af effektive kollisioner på at øge reaktionsoverfladeareal . Jo større kontaktoverfladearealet af de reagerende faser, jo større er hastigheden af ​​den heterogene kemiske reaktion. Pulveriseret zink opløses meget hurtigere i syre end granulært zink af samme masse.

I industrien bruger de for at øge kontaktoverfladen af ​​reagerende stoffer fluid bed metode. F.eks, ved fremstilling af svovlsyre ved kogende æsel-metoden affyres pyrit.

6. Reaktanternes art . Hastigheden af ​​kemiske reaktioner er alt andet lige også påvirket af kemiske egenskaber, dvs. arten af ​​de reagerende stoffer. Mindre aktive stoffer vil have en højere aktiveringsbarriere og reagere langsommere end flere aktive stoffer. Flere aktive stoffer har en lavere aktiveringsenergi, og indgår meget lettere og oftere i kemiske reaktioner.

Ved lave aktiveringsenergier (mindre end 40 kJ/mol) sker reaktionen meget hurtigt og nemt. En væsentlig del af kollisioner mellem partikler ender i en kemisk omdannelse. For eksempel sker ionbytterreaktioner meget hurtigt under normale forhold.

Ved høje aktiveringsenergier (mere end 120 kJ/mol) resulterer kun et lille antal kollisioner i en kemisk omdannelse. Hastigheden af ​​sådanne reaktioner er ubetydelig. For eksempel interagerer nitrogen praktisk talt ikke med oxygen under normale forhold.

Ved gennemsnitlige aktiveringsenergier (fra 40 til 120 kJ/mol) vil reaktionshastigheden være gennemsnitlig. Sådanne reaktioner opstår også under normale forhold, men ikke særlig hurtigt, så de kan observeres med det blotte øje. Sådanne reaktioner omfatter vekselvirkningen af ​​natrium med vand, vekselvirkningen af ​​jern med saltsyre osv.

Stoffer, der er stabile under normale forhold, har normalt høje aktiveringsenergier.

Nogle kemiske reaktioner sker næsten øjeblikkeligt (eksplosion af en ilt-brint-blanding, ionbytterreaktioner i en vandig opløsning), andre hurtigt (forbrænding af stoffer, interaktion af zink med syre) og andre langsomt (rustning af jern, råd af organiske rester ). Reaktioner er kendt for at være så langsomme, at en person simpelthen ikke kan bemærke dem. For eksempel sker omdannelsen af ​​granit til sand og ler over tusinder af år.

Med andre ord kan kemiske reaktioner forekomme med forskellige hastighed.

Men hvad er det reaktionshastighed? Hvad er den nøjagtige definition af denne størrelse og, vigtigst af alt, dens matematiske udtryk?

En reaktionshastighed er ændringen i mængden af ​​et stof pr. tidsenhed i en volumenhed. Matematisk er dette udtryk skrevet som:

Hvor n 1 Ogn 2 – mængden af ​​stof (mol) til henholdsvis tidspunktet t 1 og t 2 i et volumensystem V.

Hvilket plus- eller minustegn (±) der kommer frem foran hastighedsudtrykket afhænger af, om vi ser på en ændring i mængden af ​​et stof – et produkt eller en reaktant.

Det er klart, at der under reaktionen forbruges reagenser, det vil sige, at deres mængde falder, derfor har udtrykket (n 2 - n 1) altid en værdi mindre end nul for reagenser. Da hastighed ikke kan være en negativ værdi, skal du i dette tilfælde sætte et minustegn foran udtrykket.

Hvis vi ser på ændringen i mængden af ​​produktet og ikke reaktanten, så er minustegnet ikke påkrævet før udtrykket for at beregne hastigheden, da udtrykket (n 2 - n 1) i dette tilfælde altid er positivt, fordi mængden af ​​produkt som følge af reaktionen kan kun stige.

Stofmængdeforhold n til det rumfang, hvori denne mængde stof er placeret, kaldes molær koncentration MED:

Ved at bruge begrebet molær koncentration og dets matematiske udtryk kan vi således skrive en anden mulighed for at bestemme reaktionshastigheden:

Reaktionshastigheden er ændringen i molkoncentrationen af ​​et stof som et resultat af en kemisk reaktion, der finder sted i en tidsenhed:

Faktorer, der påvirker reaktionshastigheden

Det er ofte ekstremt vigtigt at vide, hvad der bestemmer hastigheden af ​​en bestemt reaktion, og hvordan man kan påvirke den. For eksempel kæmper olieraffineringsindustrien bogstaveligt talt for hver yderligere en halv procent af produktet pr. tidsenhed. Når alt kommer til alt, givet den enorme mængde olie, der forarbejdes, resulterer selv en halv procent i et stort økonomisk årligt overskud. I nogle tilfælde er det ekstremt vigtigt at bremse en vis reaktion, især korrosion af metaller.

Så hvad afhænger reaktionshastigheden af? Det afhænger mærkeligt nok af mange forskellige parametre.

For at forstå dette problem, lad os først og fremmest forestille os, hvad der sker som følge af en kemisk reaktion, for eksempel:

A + B → C + D

Ligningen skrevet ovenfor afspejler den proces, hvor molekyler af stoffer A og B, der kolliderer med hinanden, danner molekyler af stoffer C og D.

Det vil sige utvivlsomt, for at reaktionen kan finde sted, som minimum, er en kollision af molekylerne af udgangsstofferne nødvendig. Det er klart, at hvis vi øger antallet af molekyler pr. volumenenhed, vil antallet af kollisioner stige på samme måde, som frekvensen af ​​dine kollisioner med passagerer på en overfyldt bus vil stige sammenlignet med en halvtom.

Med andre ord, reaktionshastigheden stiger med stigende koncentration af reaktanter.

I det tilfælde, hvor en eller flere af reaktanterne er gasser, stiger reaktionshastigheden med stigende tryk, da trykket af en gas altid er direkte proportional med koncentrationen af ​​dens molekyler.

Kollisionen af ​​partikler er dog en nødvendig, men slet ikke tilstrækkelig betingelse for, at reaktionen kan opstå. Faktum er, at ifølge beregninger er antallet af kollisioner af molekyler af reagerende stoffer i deres rimelige koncentration så stort, at alle reaktioner skal ske på et øjeblik. Dette sker dog ikke i praksis. Hvad er der i vejen?

Faktum er, at ikke enhver kollision af reaktantmolekyler nødvendigvis vil være effektiv. Mange kollisioner er elastiske - molekylerne hopper af hinanden som kugler. For at en reaktion kan finde sted, skal molekylerne have tilstrækkelig kinetisk energi. Den minimumsenergi, som de reagerende stoffers molekyler skal have, for at reaktionen kan finde sted, kaldes aktiveringsenergien og betegnes som E a. I et system bestående af et stort antal molekyler er der en fordeling af molekyler efter energi, nogle af dem har lav energi, nogle har høj og middel energi. Af alle disse molekyler har kun en lille del af molekylerne en energi, der er større end aktiveringsenergien.

Som du ved fra et fysikkursus, er temperatur faktisk et mål for den kinetiske energi af de partikler, der udgør et stof. Det vil sige, at jo hurtigere partiklerne, der udgør et stof, bevæger sig, jo højere er dets temperatur. Således øger vi naturligvis ved at øge temperaturen i det væsentlige den kinetiske energi af molekyler, som et resultat af hvilket andelen af ​​molekyler med energi over E a stiger, og deres kollision vil føre til en kemisk reaktion.

Faktum om temperaturens positive effekt på reaktionshastigheden blev empirisk fastslået af den hollandske kemiker Van't Hoff tilbage i det 19. århundrede. Baseret på sin forskning formulerede han en regel, der stadig bærer hans navn, og den lyder sådan her:

Hastigheden af ​​enhver kemisk reaktion stiger 2-4 gange med en stigning i temperaturen med 10 grader.

Den matematiske repræsentation af denne regel er skrevet som:

Hvor V 2 Og V 1 er hastigheden ved henholdsvis temperaturer t 2 og t 1, og γ er temperaturkoefficienten for reaktionen, hvis værdi oftest ligger i området fra 2 til 4.

Ofte kan hastigheden af ​​mange reaktioner øges vha katalysatorer.

Katalysatorer er stoffer, der fremskynder forløbet af en reaktion uden at blive forbrugt.

Men hvordan øger katalysatorer reaktionshastigheden?

Lad os huske på aktiveringsenergien E a. Molekyler med en energi lavere end aktiveringsenergien i fravær af en katalysator kan ikke interagere med hinanden. Katalysatorer ændrer stien, langs hvilken en reaktion forløber, ligesom en erfaren guide vil lede en ekspedition ikke direkte gennem et bjerg, men ved hjælp af omvejsstier, hvilket resulterer i, at selv de ledsagere, der ikke havde nok energi til at bestige en bjerg vil være i stand til at flytte til en anden hendes side.

På trods af at katalysatoren ikke forbruges under reaktionen, tager den ikke desto mindre en aktiv del i den og danner mellemforbindelser med reagenserne, men ved slutningen af ​​reaktionen vender den tilbage til sin oprindelige tilstand.

Ud over de ovennævnte faktorer, der påvirker reaktionshastigheden, vil reaktionshastigheden, hvis der er en grænseflade mellem de reagerende stoffer (heterogen reaktion), også afhænge af reaktanternes kontaktareal. Forestil dig for eksempel et granulat af aluminiummetal, der falder ned i et reagensglas, der indeholder en vandig opløsning af saltsyre. Aluminium er et aktivt metal, der kan reagere med ikke-oxiderende syrer. Med saltsyre er reaktionsligningen som følger:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Aluminium er et fast stof, hvilket betyder, at reaktionen med saltsyre kun sker på overfladen. Det er klart, at hvis vi øger overfladearealet ved først at rulle aluminiumgranulatet til folie, giver vi derved et større antal aluminiumatomer, der er tilgængelige for reaktion med syren. Som et resultat vil reaktionshastigheden stige. På samme måde kan en forøgelse af overfladearealet af et fast stof opnås ved at male det til pulver.

Også hastigheden af ​​en heterogen reaktion, hvor et fast stof reagerer med et gasformigt eller flydende stof, er ofte positivt påvirket af omrøring, hvilket skyldes, at de akkumulerede molekyler af reaktionsprodukter som et resultat af omrøring fjernes fra reaktionen zone og en ny del af reaktantmolekyler er "bragt ind".

Til sidst skal det også bemærkes den enorme indflydelse på reaktionshastigheden og arten af ​​reagenserne. For eksempel, jo lavere et alkalimetal er i det periodiske system, jo ​​hurtigere reagerer det med vand, fluor, blandt alle halogener, reagerer hurtigst med brintgas osv.

Sammenfattende alt ovenstående afhænger reaktionshastigheden af ​​følgende faktorer:

1) koncentration af reagenser: jo højere, jo større reaktionshastighed

2) temperatur: med stigende temperatur øges hastigheden af ​​enhver reaktion

3) reaktanternes kontaktareal: jo større reagensernes kontaktareal er, jo højere er reaktionshastigheden

4) omrøring, hvis der opstår en reaktion mellem et fast stof og en væske eller gas, kan omrøring fremskynde det.

Kemiske reaktioner sker med forskellige hastigheder. Nogle af dem afsluttes fuldstændigt på små brøkdele af et sekund, andre udføres på minutter, timer, dage; Der kendes reaktioner, der tager flere år for at opstå. Desuden kan den samme reaktion forløbe hurtigt under nogle betingelser, for eksempel ved forhøjede temperaturer, og langsomt under andre, for eksempel ved afkøling; Desuden kan forskellen i hastigheden af ​​den samme reaktion være meget stor.

Når man overvejer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, er det nødvendigt at skelne mellem reaktioner, der forekommer i et homogent system (homogene reaktioner) og reaktioner, der forekommer i et heterogent system (heterogene reaktioner).

DEFINITION

System i kemi er det kutyme at kalde det pågældende stof eller samling af stoffer. I dette tilfælde er systemet kontrasteret med det ydre miljø - stofferne omkring systemet.

Der er homogene og heterogene systemer. Homogen kaldes et system bestående af én fase heterogen- et system bestående af flere faser. Fase er en del af et system adskilt fra dets andre dele af en grænseflade, under overgangen, hvorigennem egenskaberne ændres brat.

Et eksempel på et homogent system er enhver gasblanding (alle gasser ved ikke særlig høje tryk opløses i hinanden uden grænser) eller en opløsning af flere stoffer i et opløsningsmiddel.

Eksempler på heterogene systemer omfatter følgende systemer: vand med is, en mættet opløsning med sediment, kul og svovl i en luftatmosfære.

Hvis der sker en reaktion i et homogent system, sker den i hele volumen af ​​dette system. Hvis der opstår en reaktion mellem stoffer, der danner et heterogent system, kan det kun ske ved grænsefladen mellem de faser, der danner systemet. I denne henseende er hastigheden af ​​en homogen reaktion og hastigheden af ​​en heterogen reaktion defineret forskelligt.

DEFINITION

Hastighed af homogen reaktion er mængden af ​​et stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. volumenenhed af systemet.

Hastighed af heterogen reaktion er mængden af ​​stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. faseens overfladeareal.

Begge disse definitioner kan skrives i matematisk form. Lad os introducere følgende notation: υ homogen - reaktionshastighed i et homogent system; υ h etero gen - reaktionshastighed i et heterogent system; V er systemets volumen; t-tid; S er overfladearealet af den fase, hvorpå reaktionen finder sted; Δ - tegn på stigning (An = n2-n1; At = t2-t1). Så

υ homogen = Δn/(V× Δt);

υ heterogen = Δn / (S× Δt).

Den første af disse ligninger kan forenkles. Forholdet mellem mængden af ​​et stof (n) og volumenet (V) af systemet er den molære koncentration (c) af stoffet: c=n/V, hvorfra Δc=Δn/V og til sidst:

υ homogen = Δc / Δt.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse	Lav formlerne for to jernoxider, hvis massefraktionerne af jern i dem er 77,8 % og 70,0 %.
Løsning	Lad os finde massefraktionen i hver af kobberoxiderne: ω 1 (O) = 100 % - ω 1 (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; ω 2 (O) = 100 % - ω 2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen med "x" (jern) og "y" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (vi vil afrunde værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tal): x:y = ω1 (Fe)/Ar(Fe): ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Det betyder, at formlen for det første jernoxid vil være FeO. x:y = ω2(Fe)/Ar(Fe): ω2(O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2:3. Det betyder, at formlen for det andet jernoxid vil være Fe 2 O 3.
Svar	FeO, Fe2O3

EKSEMPEL 2

Øvelse	Skriv en formel for forbindelsen af ​​brint, jod og oxygen, hvis massefraktionerne af grundstofferne i den er: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Løsning	Massefraktionen af ​​grundstof X i et molekyle med sammensætningen NX beregnes ved hjælp af følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen som "x" (brint), "y" (jod), "z" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal): x:y:z = w(H)/Ar(H): w(I)/Ar(I): w(O)/Ar(O); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1: 6. Det betyder, at formlen for forbindelsen af ​​hydrogen, jod og oxygen vil være H 5 IO 6 .
Svar	H5IO6

Hovedbegreber undersøgt:

Hastighed af kemiske reaktioner

Molær koncentration

Kinetik

Homogene og heterogene reaktioner

Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​kemiske reaktioner

Katalysator, inhibitor

Katalyse

Reversible og irreversible reaktioner

Kemisk ligevægt

Kemiske reaktioner er reaktioner, som resulterer i, at andre stoffer udvindes fra ét stof (nye stoffer dannes af de oprindelige stoffer). Nogle kemiske reaktioner sker på en brøkdel af et sekund (eksplosion), mens andre tager minutter, dage, år, årtier osv.

For eksempel: forbrændingsreaktionen af ​​krudt opstår øjeblikkeligt med antændelse og eksplosion, og reaktionen af ​​mørkning af sølv eller rust af jern (korrosion) sker så langsomt, at resultatet først kan overvåges efter lang tid.

For at karakterisere hastigheden af ​​en kemisk reaktion bruges begrebet kemisk reaktionshastighed - υ.

Kemisk reaktionshastighed er ændringen i koncentrationen af ​​en af ​​reaktanterne i en reaktion pr. tidsenhed.

Formel til beregning af hastigheden af ​​en kemisk reaktion:

υ =	fra 2 – fra 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆t

c 1 - molær koncentration af stoffet på det indledende tidspunkt t 1

c 2 - molær koncentration af stoffet på det indledende tidspunkt t 2

da hastigheden af ​​en kemisk reaktion er karakteriseret ved en ændring i den molære koncentration af reaktanterne (udgangsstofferne), derefter t 2 > t 1 og c 2 > c 1 (koncentrationen af ​​udgangsstofferne falder som reaktionen skrider frem) .

Molær koncentration(er)– er mængden af ​​stof pr. volumenenhed. Måleenheden for molær koncentration er [mol/l].

Den gren af ​​kemi, der studerer hastigheden af ​​kemiske reaktioner, kaldes kemisk kinetik. Ved at kende dens love kan en person kontrollere kemiske processer og indstille dem til en vis hastighed.

Når man beregner hastigheden af ​​en kemisk reaktion, er det nødvendigt at huske, at reaktioner er opdelt i homogene og heterogene.

Homogene reaktioner- reaktioner, der forekommer i det samme miljø (dvs. reaktanterne er i samme aggregeringstilstand; for eksempel: gas + gas, væske + væske).

Heterogene reaktioner– disse er reaktioner, der forekommer mellem stoffer i et heterogent medium (der er en fasegrænseflade, dvs. de reagerende stoffer er i forskellige aggregeringstilstande; for eksempel: gas + væske, væske + fast stof).

Ovenstående formel til beregning af hastigheden af ​​en kemisk reaktion er kun gyldig for homogene reaktioner. Hvis reaktionen er heterogen, kan den kun forekomme ved overfladen af ​​reaktanterne.

For en heterogen reaktion beregnes hastigheden ved hjælp af formlen:

∆ν – ændring i mængden af ​​stof

S – grænsefladeområde

∆ t – tidsrum, hvor reaktionen fandt sted

Hastigheden af ​​kemiske reaktioner afhænger af forskellige faktorer: arten af ​​reaktanterne, koncentrationen af ​​stofferne, temperatur, katalysatorer eller inhibitorer.

Reaktionshastighedernes afhængighed af reaktanternes beskaffenhed.

Lad os analysere denne afhængighed af reaktionshastigheden ved at bruge et eksempel: lad os smide metalgranulat med lige areal i to reagensglas indeholdende den samme mængde saltsyre (HCl) opløsning: et jern (Fe) granulat i det første reagensglas og et magnesium (Mg) granulat i det andet. Som et resultat af observationer, baseret på brintfrigivelseshastigheden (H2), kan det bemærkes, at magnesium reagerer med saltsyre ved den højeste hastighed end jern. Hastigheden af ​​denne kemiske reaktion er påvirket af metallets natur (dvs. magnesium er et mere reaktivt metal end jern og reagerer derfor kraftigere med syren).

Afhængighed af hastigheden af ​​kemiske reaktioner på koncentrationen af ​​reaktanter.

Jo højere koncentrationen af ​​det reagerende (udgangs)stof er, jo hurtigere forløber reaktionen. Omvendt, jo lavere koncentrationen af ​​reaktanten er, jo langsommere er reaktionen.

For eksempel: Hæld en koncentreret opløsning af saltsyre (HCl) i det ene reagensglas og en fortyndet opløsning af saltsyre i det andet. Lad os lægge et zinkgranulat (Zn) i begge reagensglas. Vi vil observere, baseret på brintudviklingshastigheden, at reaktionen vil forløbe hurtigere i det første reagensglas, fordi koncentrationen af ​​saltsyre i det er større end i det andet reagensglas.

For at bestemme afhængigheden af ​​hastigheden af ​​en kemisk reaktion, brug lov om (virkende) massers handling : hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer, taget i potenser, der er lig med deres koefficienter.

For eksempel for en reaktion, der forløber i henhold til skemaet: nA + mB → D, hastigheden af ​​en kemisk reaktion bestemmes af formlen:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m , Hvor

υ x.r - hastigheden af ​​kemisk reaktion

C (A) – EN

C (B) – molær koncentration af et stof I

n og m – deres koefficienter

k – hastighedskonstant for en kemisk reaktion (referenceværdi).

Loven om massehandling gælder ikke for stoffer i fast tilstand, fordi deres koncentration er konstant (på grund af det faktum, at de kun reagerer på overfladen, som forbliver uændret).

For eksempel: til reaktion 2 Cu + O2 = 2 CuO reaktionshastigheden bestemmes af formlen:

υ h.r. = k C(O 2)

PROBLEM: Hastighedskonstanten for reaktionen 2A + B = D er 0,005. beregn reaktionshastigheden ved den molære koncentration af stof A = 0,6 mol/l, stof B = 0,8 mol/l.

Afhængighed af hastigheden af ​​en kemisk reaktion på temperaturen.

Denne afhængighed er bestemt van't Hoff-reglen (1884): For hver 10°C stigning i temperaturen stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion i gennemsnit 2-4 gange.

Således forekommer vekselvirkningen mellem hydrogen (H 2) og oxygen (O 2) ved stuetemperatur næsten ikke, hastigheden af ​​denne kemiske reaktion er så lav. Men ved en temperatur på 500 C o finder denne reaktion sted på 50 minutter, og ved en temperatur på 700 C o sker den næsten øjeblikkeligt.

Formel til beregning af hastigheden af ​​en kemisk reaktion i henhold til Van't Hoff-reglen:

hvor: υ t 1 og υ t 2 - hastigheder af kemiske reaktioner ved t 2 og t 1

γ er temperaturkoefficienten, som viser, hvor mange gange reaktionshastigheden stiger med en temperaturstigning på 10 C o.

Ændring af reaktionshastighed:

2. Erstat dataene fra problemformuleringen med formlen:

Afhængighed af reaktionshastigheder af specielle stoffer - katalysatorer og inhibitorer.

Katalysator- et stof, der øger hastigheden af ​​en kemisk reaktion, men som ikke selv deltager i den.

Inhibitor- et stof, der bremser en kemisk reaktion, men ikke selv deltager i den.

Eksempel: i et reagensglas med en opløsning af 3% brintoverilte (H 2 O 2), som er blevet opvarmet, tilsættes en ulmende splint - den lyser ikke, fordi reaktionshastigheden af ​​nedbrydningen af ​​hydrogenperoxid til vand (H 2 O) og oxygen (O 2) er meget lav, og den resulterende ilt er ikke nok til at udføre en højkvalitetsreaktion på ilt (vedligeholde forbrænding). Lad os nu tilføje lidt sort pulver af mangan (IV) oxid (MnO 2) i reagensglasset og se, at den hurtige frigivelse af gasbobler (ilt) er begyndt, og den ulmende splint, der er bragt ind i reagensglasset, blusser klart op. MnO 2 er katalysatoren for denne reaktion; den accelererede reaktionshastigheden, men deltog ikke i den selv (dette kan bevises ved at veje katalysatoren før og efter reaktionen - dens masse ændres ikke).