Chemické metódy

Fyzikálne metódy

Metódy merania rýchlosti reakcie

Vo vyššie uvedenom príklade bola rýchlosť reakcie medzi uhličitanom vápenatým a kyselinou meraná štúdiom objemu uvoľneného plynu ako funkcie času. Experimentálne údaje o rýchlostiach reakcií možno získať meraním iných veličín.

Ak sa počas reakcie zmení celkové množstvo plynných látok, jej priebeh je možné sledovať meraním tlaku plynu pri konštantnom objeme. V prípadoch, keď je jeden z východiskových materiálov alebo jeden z reakčných produktov zafarbený, môže byť priebeh reakcie monitorovaný pozorovaním zmeny farby roztoku. Ďalšou optickou metódou je meranie rotácie roviny polarizácie svetla (ak východiskové materiály a reakčné produkty majú rôzne rotačné sily).

Niektoré reakcie sú sprevádzané zmenou počtu iónov v roztoku. V takýchto prípadoch možno rýchlosť reakcie študovať meraním elektrickej vodivosti roztoku. V ďalšej kapitole sa pozrieme na niektoré ďalšie elektrochemické techniky, ktoré možno použiť na meranie reakčných rýchlostí.

Postup reakcie možno monitorovať meraním koncentrácie jedného z účastníkov reakcie v priebehu času pomocou rôznych metód chemickej analýzy. Reakcia sa uskutočňuje v nádobe s termostatom. V určitých intervaloch sa z nádoby odoberá vzorka roztoku (alebo plynu) a zisťuje sa koncentrácia jednej zo zložiek. Na získanie spoľahlivých výsledkov je dôležité, aby vo vzorke odobratej na analýzu nenastala žiadna reakcia. To sa dosiahne chemickou väzbou jedného z činidiel, náhlym ochladením alebo zriedením roztoku.

Experimentálne štúdie ukazujú, že rýchlosť reakcie závisí od viacerých faktorov. Uvažujme najskôr o vplyve týchto faktorov na kvalitatívnej úrovni.

1.Povaha reagujúcich látok. Z laboratórnej praxe vieme, že neutralizácia kyseliny zásadou

H+ + OH –® H20

interakcia solí s tvorbou slabo rozpustnej zlúčeniny

Ag + + Cl – ® AgCl

a ďalšie reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú veľmi rýchlo. Čas potrebný na dokončenie takýchto reakcií sa meria v milisekundách a dokonca mikrosekundách. Je to celkom pochopiteľné, pretože podstatou takýchto reakcií je priblíženie a kombinácia nabitých častíc s nábojmi opačného znamienka.

Na rozdiel od iónových reakcií dochádza k interakciám medzi kovalentne viazanými molekulami zvyčajne oveľa pomalšie. Pri reakcii medzi takýmito časticami sa totiž musia narušiť väzby v molekulách východiskových látok. Na to musia mať zrážané molekuly určité množstvo energie. Navyše, ak sú molekuly dostatočne zložité, aby medzi nimi prebehla reakcia, musia byť určitým spôsobom orientované v priestore.

2. Koncentrácia reaktantov. Rýchlosť chemickej reakcie, pričom ostatné veci sú rovnaké, závisí od počtu zrážok reagujúcich častíc za jednotku času. Pravdepodobnosť zrážok závisí od počtu častíc na jednotku objemu, t.j. na sústredení. Preto sa rýchlosť reakcie zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou.

3. Fyzikálny stav látok. V homogénnych systémoch závisí rýchlosť reakcie od počtu zrážok častíc objem roztoku(alebo plyn). V heterogénnych systémoch dochádza k chemickej interakcii na rozhraní. Zväčšenie povrchu tuhej látky, keď je drvená, uľahčuje reagujúcim časticiam dosiahnuť častice tuhej látky, čo vedie k výraznému zrýchleniu reakcie.

4. Teplota má významný vplyv na rýchlosť rôznych chemických a biologických procesov. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje kinetická energia častíc a následne sa zvyšuje podiel častíc, ktorých energia je dostatočná na chemickú interakciu.

5. Stérický faktor charakterizuje potrebu vzájomnej orientácie reagujúcich častíc. Čím sú molekuly zložitejšie, tým je menej pravdepodobné, že budú správne orientované, a tým menej efektívne budú zrážky.

6. Dostupnosť katalyzátorov.Katalyzátory sú látky, ktorých prítomnosť mení rýchlosť chemickej reakcie. Zavedené do reakčného systému v malých množstvách a po reakcii nezmenené sú schopné extrémne meniť rýchlosť procesu.

Hlavné faktory, od ktorých závisí rýchlosť reakcie, budú podrobnejšie diskutované nižšie.

Témy kodifikátora jednotnej štátnej skúšky:Rýchla reakcia. Jeho závislosť od rôznych faktorov.

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

Rýchla reakcia – počet elementárnych zrážok interagujúcich častíc končiacich chemickou premenou za jednotku času.

Určenie rýchlosti chemickej reakcie súvisí s podmienkami, za ktorých sa uskutočňuje. Ak reakcia homogénne– t.j. produkty a činidlá sú v rovnakej fáze - potom je rýchlosť chemickej reakcie definovaná ako zmena látky za jednotku času:

υ = AC / Δt.

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

υ = Δν / (S·Δt).

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

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

So zvyšujúcou sa teplotou sa však rýchlosť chemických reakcií zvyšuje najmä v dôsledku toho, 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. teda Keď sa teplota zvýši, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši a keď teplota klesne, zníži sa..

Poznámka! Toto pravidlo funguje rovnako pre všetky chemické reakcie (vrátane exotermických a endotermických). Rýchlosť reakcie je nezávislá 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 zvyšuje svoju rýchlosť približne rovnako (asi 2-4 krát), keď sa teplota zvýši o 10 o C. Van't Hoffovo pravidlo znie takto: zvýšenie teploty o 10 o 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 — teplotný koeficient reakčnej rýchlosti, 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. sú porušené podmienky procesu.

2. Koncentrácia. Zmenou môžete tiež zvýšiť počet efektívnych kolízií koncentrácie reaktanty . Zvyčajne sa používa pre plyny a kvapaliny, pretože 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 množstva 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 stanovil závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie reaktantov:

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok 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 – koeficient úmernosti, konštanta rýchlosti reakcie.

Napríklad pre reakciu tvorby amoniaku:

N2 + 3H2↔2NH3

Zákon hromadnej akcie vyzerá takto:

Rýchlostná konštanta reakcie ukazuje, akou rýchlosťou budú látky reagovať, ak ich koncentrácie sú 1 mol/l, alebo ich súčin je rovný 1. Rýchlostná konštanta chemickej reakcie závisí od teploty a nezávisí od koncentrácie reagujúcich látok.

Zákon hromadného pôsobenia nezohľadňuje koncentrácie tuhých 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 súhrnnú alebo konečnú rovnicu prebiehajúcich procesov. V tomto prípade rýchlosť chemickej reakcie komplexne závisí (alebo nezávisí) od koncentrácie reaktantov, medziproduktov alebo katalyzátora, preto sa presná forma kinetickej rovnice určuje experimentálne alebo na základe analýzy navrhovaný reakčný mechanizmus. Rýchlosť komplexnej chemickej reakcie je zvyčajne 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 = νRT

Ak teda medzi reaktantmi existuje plynná látka, potom keď Keď tlak stúpa, rýchlosť chemickej reakcie sa zvyšuje, keď tlak klesá, klesá. .

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

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

keď tlak stúpa?

Správna odpoveď by bola - vôbec nie, pretože... medzi činidlami nie sú žiadne plyny a uhličitan vápenatý je tuhá soľ, nerozpustná vo vode, oxid kremičitý je tuhá látka. Produktovým plynom bude oxid uhličitý. ale produkty neovplyvňujú rýchlosť priamej 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 vyskytujú sa za daných podmienok rýchlejšie ako priama reakcia. Táto tretia látka sa nazýva katalyzátor .

- sú to chemické látky zúčastňujúce sa chemickej reakcie, meniace jej rýchlosť a smer, ale nekonzumné počas reakcie (na konci reakcie sa nemenia ani v množstve, ani v zložení). Približný mechanizmus fungovania katalyzátora pre reakciu typu A + B možno zvoliť takto:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces zmeny rýchlosti reakcie pri interakcii s katalyzátorom sa nazýva katalýza. Katalyzátory sa široko používajú v priemysle, keď je potrebné zvýšiť rýchlosť reakcie alebo ju nasmerovať špecifickou cestou.

Na základe 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 k interakcii v takýchto katalyzátoroch dochádza iba na povrchu látky dôležitou požiadavkou na katalyzátory je veľký povrch. Heterogénne katalyzátory sa vyznačujú vysokou pórovitosťou, ktorá zväčšuje povrch katalyzátora. Celková plocha povrchu niektorých katalyzátorov teda niekedy dosahuje 500 metrov štvorcových na 1 g katalyzátora. Veľká plocha a pórovitosť zabezpečujú efektívnu 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.

Pri biochemických reakciách sú katalyzátory veľmi účinné - enzýmy. Enzymatické katalyzátory pôsobia vysoko efektívne a selektívne, so 100% selektivitou. Žiaľ, enzýmy sú veľmi citlivé na zvýšenú teplotu, kyslosť prostredia a ďalšie faktory, preto existuje množstvo obmedzení pre realizáciu procesov s enzymatickou katalýzou v priemyselnom meradle.

Katalyzátory by sa nemali zamieňať s iniciátorov proces a inhibítory. Napríklad Na spustenie radikálovej reakcie chlorácie metánu je nevyhnutné ultrafialové ožarovanie. Toto nie je katalyzátor. Niektoré radikálové reakcie sú iniciované peroxidovými radikálmi. Toto tiež nie sú katalyzátory.

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

5. Kontaktná plocha reagujúcich látok. V prípade heterogénnych reakcií je jedným zo spôsobov, ako zvýšiť počet efektívnych zrážok, zvýšenie reakčný povrch . Čím väčšia je plocha kontaktu 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 zvýšenie kontaktnej plochy reagujúcich látok metóda s fluidným lôžkom. Napríklad, pri výrobe kyseliny sírovej metódou varu somára sa pália pyrity.

6. Povaha reaktantov . Rýchlosť chemických reakcií, ak sú ostatné veci rovnaké, ovplyvňujú aj chemické vlastnosti, t.j. povaha reagujúcich látok. Menej účinných látok bude mať vyššiu aktivačnú bariéru a bude reagovať pomalšie ako viac účinných látok. Viac účinných látok má nižšiu aktivačnú energiu a oveľa ľahšie a častejšie 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 prebiehajú za normálnych podmienok veľmi rýchlo.

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

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

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

Niektoré chemické reakcie prebiehajú takmer okamžite (výbuch zmesi kyslík-vodík, iónomeničové reakcie vo vodnom roztoku), iné rýchlo (spaľovanie látok, interakcia zinku s kyselinou) a iné pomaly (hrdzavenie železa, hniloba organických zvyškov ). Je známe, že reakcie sú také pomalé, že si ich človek jednoducho nemôže všimnúť. Napríklad premena žuly na piesok a hlinu prebieha tisíce rokov.

Inými slovami, chemické reakcie môžu prebiehať s rôznymi rýchlosť.

Ale čo to je rýchlostná reakcia? Aká je presná definícia tejto veličiny a hlavne jej matematické vyjadrenie?

Rýchlosť reakcie je zmena množstva látky za jednotku času v jednej jednotke objemu. Matematicky je tento výraz napísaný takto:

Kde n 1 An 2 – látkové množstvo (mol) v čase t 1 resp. t 2 v sústave objemu V.

Ktoré znamienko plus alebo mínus (±) sa objaví pred výrazom rýchlosti, závisí od toho, či sa pozeráme na zmenu množstva látky – produktu alebo reaktantu.

Je zrejmé, že počas reakcie sa činidlá spotrebúvajú, to znamená, že ich množstvo klesá, preto pre činidlá má výraz (n 2 - n 1) vždy hodnotu menšiu ako nula. Keďže rýchlosť nemôže byť záporná hodnota, v tomto prípade musíte pred výraz vložiť znamienko mínus.

Ak sa pozrieme na zmenu množstva produktu a nie činidla, potom sa pred výrazom na výpočet rýchlosti nevyžaduje znamienko mínus, pretože výraz (n 2 - n 1) je v tomto prípade vždy kladný, pretože množstvo produktu v dôsledku reakcie sa môže len zvýšiť.

Pomer množstva látky n k objemu, v ktorom sa toto množstvo látky nachádza, sa nazýva molárna koncentrácia S:

Pomocou konceptu molárnej koncentrácie a jej matematického vyjadrenia teda môžeme napísať ďalšiu možnosť určenia rýchlosti reakcie:

Rýchlosť reakcie je zmena molárnej koncentrácie látky v dôsledku chemickej reakcie za jednu jednotku času:

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť reakcie

Často je mimoriadne dôležité vedieť, čo určuje rýchlosť konkrétnej reakcie a ako ju ovplyvniť. Napríklad priemysel spracovania ropy doslova bojuje o každé ďalšie pol percenta produktu za jednotku času. Veď vzhľadom na obrovské množstvo spracovanej ropy má aj pol percenta za následok veľký finančný ročný zisk. V niektorých prípadoch je mimoriadne dôležité spomaliť niektoré reakcie, najmä koróziu kovov.

Od čoho teda závisí rýchlosť reakcie? Závisí to, napodiv, od mnohých rôznych parametrov.

Aby sme porozumeli tejto problematike, najprv si predstavme, čo sa stane v dôsledku chemickej reakcie, napríklad:

A + B → C + D

Vyššie napísaná rovnica odráža proces, v ktorom molekuly látok A a B, ktoré sa navzájom zrážajú, vytvárajú molekuly látok C a D.

To znamená, že na to, aby reakcia prebehla, je prinajmenšom nevyhnutná kolízia molekúl východiskových látok. Je zrejmé, že ak zvýšime počet molekúl na jednotku objemu, počet zrážok sa zvýši rovnako, ako sa zvýši frekvencia vašich zrážok s cestujúcimi v preplnenom autobuse v porovnaní s poloprázdnym.

Inými slovami, reakčná rýchlosť sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov.

V prípade, že jedným alebo viacerými reaktantmi sú plyny, rýchlosť reakcie sa zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, pretože tlak plynu je vždy priamo úmerný koncentrácii molekúl, ktoré ho tvoria.

Zrážka častíc je však nevyhnutnou, no vôbec nie postačujúcou podmienkou, aby reakcia prebehla. Faktom je, že podľa výpočtov je počet zrážok molekúl reagujúcich látok pri ich primeranej koncentrácii taký veľký, že všetky reakcie musia prebehnúť v okamihu. V praxi sa to však nedeje. Čo sa deje?

Faktom je, že nie každá zrážka molekúl reaktantov bude nevyhnutne účinná. Mnohé zrážky sú elastické – molekuly sa od seba odrážajú ako loptičky. Aby reakcia prebehla, musia mať molekuly dostatočnú kinetickú energiu. Minimálna energia, ktorú musia mať molekuly reagujúcich látok, aby reakcia prebehla, sa nazýva aktivačná energia a označuje sa ako E a. V systéme pozostávajúcom z veľkého počtu molekúl dochádza k rozloženiu molekúl podľa energie, niektoré z nich majú nízku energiu, niektoré majú vysokú a strednú energiu. Zo všetkých týchto molekúl má len malá časť molekúl energiu väčšiu ako je aktivačná energia.

Ako viete z kurzu fyziky, teplota je v skutočnosti mierou kinetickej energie častíc, ktoré tvoria látku. To znamená, že čím rýchlejšie sa častice, ktoré tvoria látku, pohybujú, tým vyššia je jej teplota. Je zrejmé, že zvýšením teploty v podstate zvyšujeme kinetickú energiu molekúl, v dôsledku čoho sa zvyšuje podiel molekúl s energiou prevyšujúcou E a a ich zrážka povedie k chemickej reakcii.

Skutočnosť pozitívneho vplyvu teploty na rýchlosť reakcie empiricky zistil holandský chemik Van't Hoff už v 19. storočí. Na základe svojho výskumu sformuloval pravidlo, ktoré dodnes nesie jeho meno, a znie takto:

Rýchlosť akejkoľvek chemickej reakcie sa zvyšuje 2-4 krát so zvýšením teploty o 10 stupňov.

Matematická reprezentácia tohto pravidla je napísaná takto:

Kde V 2 A V 1 je rýchlosť pri teplotách t 2 a t 1 a γ je teplotný koeficient reakcie, ktorého hodnota sa najčastejšie pohybuje v rozmedzí od 2 do 4.

Rýchlosť mnohých reakcií možno často zvýšiť pomocou katalyzátory.

Katalyzátory sú látky, ktoré urýchľujú priebeh reakcie bez toho, aby sa spotrebovali.

Ako však katalyzátory zvyšujú rýchlosť reakcie?

Spomeňme si na aktivačnú energiu E a. Molekuly s energiou nižšou ako je aktivačná energia v neprítomnosti katalyzátora nemôžu navzájom interagovať. Katalyzátory menia cestu, po ktorej reakcia prebieha, rovnako ako skúsený sprievodca nevedie expedíciu priamo cez horu, ale pomocou obchádzkových chodníkov, v dôsledku čoho aj tí spoločníci, ktorí nemali dostatok energie na výstup, hora sa bude môcť presunúť na inú stranu.

Napriek tomu, že sa katalyzátor počas reakcie nespotrebováva, napriek tomu sa v nej aktívne zúčastňuje, vytvára medziprodukty s činidlami, ale na konci reakcie sa vracia do pôvodného stavu.

Okrem vyššie uvedených faktorov ovplyvňujúcich rýchlosť reakcie, ak existuje rozhranie medzi reagujúcimi látkami (heterogénna reakcia), rýchlosť reakcie bude závisieť aj od kontaktnej plochy reaktantov. Predstavte si napríklad granulu kovového hliníka, ktorá sa kvapne do skúmavky obsahujúcej vodný roztok kyseliny chlorovodíkovej. Hliník je aktívny kov, ktorý môže reagovať s neoxidačnými kyselinami. S kyselinou chlorovodíkovou je reakčná rovnica nasledovná:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2

Hliník je pevná látka, čo znamená, že k reakcii s kyselinou chlorovodíkovou dochádza iba na jeho povrchu. Je zrejmé, že ak zväčšíme plochu povrchu prvým zrolovaním hliníkových granúl do fólie, poskytneme tým väčší počet atómov hliníka dostupných na reakciu s kyselinou. V dôsledku toho sa rýchlosť reakcie zvýši. Podobne možno zväčšenie povrchu pevnej látky dosiahnuť jej rozomletím na prášok.

Miešaním často pozitívne ovplyvňuje aj rýchlosť heterogénnej reakcie, pri ktorej tuhá látka reaguje s plynnou alebo kvapalnou látkou, čo je spôsobené tým, že v dôsledku miešania sa z reakcie odstraňujú nahromadené molekuly reakčných produktov. zóna a „vnesie sa“ nová časť molekúl reaktantov.

Nakoniec treba tiež poznamenať obrovský vplyv na rýchlosť reakcie a povahu činidiel. Napríklad, čím nižšie je alkalický kov v periodickej tabuľke, tým rýchlejšie reaguje s vodou, fluór, spomedzi všetkých halogénov, najrýchlejšie reaguje s plynným vodíkom atď.

Ak zhrnieme všetky vyššie uvedené skutočnosti, rýchlosť reakcie závisí od nasledujúcich faktorov:

1) koncentrácia činidiel: čím vyššia, tým vyššia je rýchlosť reakcie

2) teplota: so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť akejkoľvek reakcie

3) kontaktná plocha reaktantov: čím väčšia je kontaktná plocha reagencií, tým vyššia je rýchlosť reakcie

4) miešanie, ak dôjde k reakcii medzi pevnou látkou a kvapalinou alebo plynom, miešanie ju môže urýchliť.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Niektoré z nich sú úplne dokončené v malých zlomkoch sekundy, iné sa vykonávajú v minútach, hodinách, dňoch; sú známe reakcie, ktoré si vyžadujú niekoľko rokov. Okrem toho tá istá reakcia môže za určitých podmienok prebiehať rýchlo, napríklad pri zvýšených teplotách, a za iných pomaly, napríklad po ochladení; Navyše rozdiel v rýchlosti tej istej reakcie môže byť veľmi veľký.

Pri zvažovaní rýchlosti chemickej reakcie je potrebné rozlišovať reakcie prebiehajúce v homogénnom systéme (homogénne reakcie) a reakcie prebiehajúce v heterogénnom systéme (heterogénne reakcie).

DEFINÍCIA

Systém v chémii je zvykom nazývať predmetnú látku alebo súbor látok. V tomto prípade je systém v kontraste s vonkajším prostredím - látkami obklopujúcimi systém.

Existujú homogénne a heterogénne systémy. Homogénne systém pozostávajúci z jednej fázy sa nazýva heterogénne- systém pozostávajúci z niekoľkých fáz. Fáza je časť systému oddelená od ostatných častí rozhraním, pri prechode cez ktoré sa prudko menia vlastnosti.

Príkladom homogénneho systému je akákoľvek zmes plynov (všetky plyny pri nie veľmi vysokých tlakoch sa v sebe neobmedzene rozpúšťajú) alebo roztok viacerých látok v jednom rozpúšťadle.

Príklady heterogénnych systémov zahŕňajú nasledujúce systémy: voda s ľadom, nasýtený roztok so sedimentom, uhlím a sírou vo vzdušnej atmosfére.

Ak reakcia prebieha v homogénnom systéme, potom prebieha v celom objeme tohto systému. Ak dôjde k reakcii medzi látkami tvoriacimi heterogénny systém, potom k nej môže dôjsť len na rozhraní medzi fázami tvoriacimi systém. V tomto ohľade sú rýchlosť homogénnej reakcie a rýchlosť heterogénnej reakcie definovaná odlišne.

DEFINÍCIA

Rýchlosť homogénnej reakcie je množstvo látky, ktorá reaguje alebo vzniká počas reakcie za jednotku času na jednotku objemu systému.

Rýchlosť heterogénnej reakcie je množstvo látky, ktorá reaguje alebo vzniká počas reakcie za jednotku času na jednotku plochy povrchu fázy.

Obe tieto definície môžu byť napísané v matematickej forme. Zaveďme nasledujúci zápis: υ homogénny - rýchlosť reakcie v homogénnom systéme; υ heterogén - rýchlosť reakcie v heterogénnom systéme n - počet mólov ktorejkoľvek z látok, ktoré sú výsledkom reakcie; V je objem systému; t-čas; S je plocha povrchu fázy, na ktorej prebieha reakcia; Δ - znamienko prírastku (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 - t 1). Potom

υ homogénny = An / (Vx At);

υ heterogén = Δn / (S × Δt).

Prvú z týchto rovníc možno zjednodušiť. Pomer množstva látky (n) k objemu (V) systému je molárna koncentrácia (c) látky: c=n/V, odkiaľ Δc=Δn/V a nakoniec:

υ homogénny = Δc / Δt.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Vytvorte vzorce dvoch oxidov železa, ak hmotnostné frakcie železa v nich sú 77,8% a 70,0%.
Riešenie	Nájdite hmotnostný zlomok v každom z oxidov medi: coi (0) = 100 % - coi (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; co2 (0) = 100 % - co2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Označme počet mólov prvkov obsiahnutých v zlúčenine „x“ (železo) a „y“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva zaokrúhlime na celé čísla): x:y = coi(Fe)/Ar(Fe): coi(0)/Ar(0); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. To znamená, že vzorec prvého oxidu železa bude FeO. x:y = co2(Fe)/Ar(Fe): co2(0)/Ar(0); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25 : 1,875 = 1 : 1,5 = 2 : 3. To znamená, že vzorec druhého oxidu železa bude Fe203.
Odpoveď	FeO, Fe203

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Napíšte vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka, ak hmotnostné zlomky prvkov v nej sú: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Riešenie	Hmotnostný podiel prvku X v molekule zloženia NX sa vypočíta podľa tohto vzorca: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet mólov prvkov obsiahnutých v zlúčenine ako „x“ (vodík), „y“ (jód), „z“ (kyslík). Potom bude molárny pomer vyzerať takto (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva sú zaokrúhlené na celé čísla): x:y:z = co(H)/Ar(H): co(I)/Ar(I): co(0)/Ar(0); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5:1:6. To znamená, že vzorec pre zlúčeninu vodíka, jódu a kyslíka bude H5IO6.
Odpoveď	H5IO6

Hlavné študované koncepty:

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

Napríklad: spaľovacia 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 reaktantov reakcie za jednotku času.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie:

υ =	od 2 – od 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆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 reaktantov (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 a nastaviť ich na určitú rýchlosť.

Pri výpočte rýchlosti chemickej reakcie je potrebné 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 heterogénnom prostredí (existuje fázové rozhranie, t. j. reagujúce látky sú v rôznom 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 sa môže vyskytnúť iba na povrchu reaktantov.

Pre heterogénnu reakciu sa rýchlosť vypočíta podľa vzorca:

∆ν – zmena látkového množstva

S – oblasť rozhrania

∆ t – čas, počas ktorého reakcia prebiehala

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

Závislosť reakčných rýchlostí od povahy reaktantov.

Poďme analyzovať túto závislosť rýchlosti reakcie na príklade: dáme kovové granule rovnakej plochy do dvoch skúmaviek obsahujúcich rovnaké množstvo roztoku kyseliny chlorovodíkovej (HCl): do prvej skúmavky granule železa (Fe) a do druhej granule horčíka (Mg). Ako výsledok pozorovaní na základe rýchlosti uvoľňovania vodíka (H2) je možné poznamenať, že horčík reaguje s kyselinou chlorovodíkovou vyššou rýchlosťou ako železo. Rýchlosť tejto 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 (východiskovej) látky, tým rýchlejšie reakcia prebieha. Naopak, čím nižšia je koncentrácia reaktantu, tým je reakcia pomalšia.

Napríklad: do jednej skúmavky nalejte koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a do druhej zriedený roztok kyseliny chlorovodíkovej. Do oboch skúmaviek dáme zinkový granulát (Zn). Budeme pozorovať, 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 použite zákon pôsobenia (pôsobiacich) más : rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok vyjadrených mocninami, ktoré sa rovnajú ich koeficientom.

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

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m, Kde

υ x.r - rýchlosť chemickej reakcie

C (A) – A

C (B) – molárna koncentrácia látky IN

n a m – ich koeficienty

k – rýchlostná konštanta chemickej reakcie (referenčná hodnota).

Zákon hromadného pôsobenia neplatí pre látky 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 = 2 CuO Rýchlosť reakcie je určená vzorcom:

υ h.r. = k C(02)

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

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

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

K interakcii vodíka (H 2) a kyslíka (O 2) pri izbovej teplote teda takmer nedochádza, rýchlosť tejto chemickej reakcie je taká nízka. Ale pri teplote 500 C o táto reakcia prebehne za 50 minút a pri teplote 700 C o takmer okamžite.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie podľa Van't Hoffovho pravidla:

kde: υ t 1 a υ t 2 - 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 o.

Zmena rýchlosti reakcie:

2. Do vzorca nahraďte údaje z výpisu problému:

Závislosť reakčných rýchlostí 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 sama sa na nej nezúčastňuje.

Príklad: do skúmavky s roztokom 3% peroxidu vodíka (H 2 O 2), ktorá bola zohriata, pridajte tlejúcu triesku - nerozsvieti sa, pretože reakčná rýchlosť rozkladu peroxidu vodíka na vodu (H 2 O) a kyslík (O 2) je veľmi nízka a výsledný kyslík nestačí na kvalitnú reakciu na kyslík (trvalé spaľovanie). Teraz pridajme do skúmavky trochu čierneho prášku oxidu manganičitého (MnO 2) a uvidíme, že sa začalo rýchle uvoľňovanie bublín plynu (kyslíka) a tlejúca úlomka prinesená do skúmavky jasne vzplanula. Katalyzátorom tejto reakcie je MnO 2, ktorý zrýchlil rýchlosť reakcie, ale sám sa na nej nezúčastnil (to sa dá dokázať vážením katalyzátora pred a po reakcii - jeho hmotnosť sa nezmení).