Kako je odvisna hitrost kemijskih reakcij? Hitrost reakcije, njena odvisnost od različnih dejavnikov

Pojem "hitrost" se v literaturi pogosto pojavlja. Iz fizike je znano, da večjo razdaljo, ki jo materialno telo (človek, vlak, vesoljska ladja) prevozi v določenem času, večja je hitrost tega telesa.

Kako izmeriti hitrost kemične reakcije, ki »ne gre nikamor« in ne premaga nobene razdalje? Če želite odgovoriti na to vprašanje, morate ugotoviti, kaj Vedno spremembe v katerikoli kemična reakcija? Ker je vsaka kemična reakcija proces spreminjanja snovi, prvotna snov izgine v njej in se spremeni v produkte reakcije. Tako se med kemijsko reakcijo vedno spremeni količina snovi, zmanjša se število delcev izhodnih snovi in ​​s tem njena koncentracija (C).

Naloga enotnega državnega izpita. Hitrost kemične reakcije je sorazmerna s spremembo:

1. koncentracija snovi na časovno enoto;
2. količina snovi na enoto prostornine;
3. masa snovi na prostorninsko enoto;
4. prostornina snovi med reakcijo.

Zdaj primerjajte svoj odgovor s pravilnim:

hitrost kemijske reakcije je enaka spremembi koncentracije reaktanta na časovno enoto

kje C 1 in Od 0- koncentracije reaktantov, končne oziroma začetne; t 1 in t 2- čas poskusa, končno oziroma začetno časovno obdobje.

vprašanje Katera vrednost je po vašem mnenju večja: C 1 oz Od 0? t 1 oz t 0?

Ker se reaktanti v dani reakciji vedno porabijo, potem

Tako je razmerje teh količin vedno negativno in hitrost ne more biti negativna količina. Zato se v formuli pojavi znak minus, kar hkrati pomeni, da je hitrost katerikoli reakcije v času (pod stalnimi pogoji) so vedno zmanjša.

Torej je hitrost kemične reakcije:

Postavlja se vprašanje: v katerih enotah naj se meri koncentracija reaktantov (C) in zakaj? Če želite odgovoriti nanj, morate razumeti, kaj je stanje glavni za morebitno kemično reakcijo.

Da lahko delci reagirajo, morajo vsaj trčiti. zato večje kot je število delcev* (število molov) na prostorninsko enoto, pogosteje ko trčijo, večja je verjetnost kemijske reakcije.

* Preberite, kaj je "krt" v lekciji 29.1.

Zato pri merjenju hitrosti kemičnih procesov uporabljajo molska koncentracija snovi v reakcijskih mešanicah.

Molska koncentracija snovi kaže, koliko molov snovi vsebuje 1 liter raztopine

Torej, večja kot je molska koncentracija reagirajočih snovi, več delcev je na prostorninsko enoto, pogosteje trčijo in večja je (če so vse druge stvari enake) hitrost kemijske reakcije. Zato je osnovni zakon kemijske kinetike (to je veda o hitrosti kemijskih reakcij). zakon množičnega delovanja.

Hitrost kemijske reakcije je premo sorazmerna z zmnožkom koncentracij reaktantov.

Za reakcijo tipa A + B →... se ta zakon matematično lahko izrazi na naslednji način:

Če je reakcija bolj zapletena, na primer 2A + B → ali, kar je enako, A + A + B → ..., potem

Tako se je v enačbi hitrosti pojavil eksponent « dva» , kar ustreza koeficientu 2 v reakcijski enačbi. Za bolj zapletene enačbe se veliki eksponenti običajno ne uporabljajo. To je posledica dejstva, da je verjetnost hkratnega trka recimo treh molekul A in dveh molekul B izjemno majhna. Zato številne reakcije potekajo v več fazah, med katerimi trčijo največ trije delci, vsaka stopnja procesa pa poteka z določeno hitrostjo. Ta hitrost in enačba kinetične hitrosti zanjo sta določeni eksperimentalno.

Zgornje enačbe hitrosti kemijske reakcije (3) ali (4) veljajo samo za homogena reakcije, tj. za take reakcije, ko reagirajoče snovi niso ločene s površino. Na primer, reakcija poteka v vodni raztopini in oba reaktanta sta dobro topna v vodi ali kateri koli mešanici plinov.

Druga stvar je, kdaj se to zgodi heterogena reakcija. V tem primeru obstaja vmesnik med reagirajočimi snovmi, na primer ogljikov dioksid plin reagira z vodo rešitev alkalije. V tem primeru je enako verjetno, da bo reagirala katera koli molekula plina, saj se te molekule premikajo hitro in kaotično. Kaj pa delci tekoče raztopine? Ti delci se gibljejo izredno počasi in tisti alkalijski delci, ki so »na dnu«, praktično nimajo nobene možnosti, da bi reagirali z ogljikovim dioksidom, razen če raztopino nenehno mešamo. Reagirali bodo le tisti delci, ki »ležijo na površini«. Torej za heterogena reakcije -

hitrost reakcije je odvisna od velikosti vmesne površine, ki se povečuje z mletjem.

Zato se zelo pogosto reakcijske snovi zdrobijo (na primer raztopijo v vodi), hrana se temeljito prežveči in med kuhanjem - zmeljemo, preidemo skozi mlin za meso itd. Živilski izdelek, ki ni zdrobljen, praktično ni prebavljivo!

Tako pri največji hitrosti (če so druge stvari enake) potekajo homogene reakcije v raztopinah in med plini (če ti plini reagirajo pri okoljskih pogojih), poleg tega v raztopinah, kjer se molekule nahajajo "druga ob drugi", mletje pa je enako tako kot pri plinih (in še več!) je hitrost reakcije večja.

Naloga enotnega državnega izpita. Katera reakcija poteka najhitreje pri sobni temperaturi:

1. ogljik s kisikom;
2. železo s klorovodikovo kislino;
3. železo z raztopino ocetne kisline
4. raztopine alkalij in žveplove kisline.

V tem primeru morate ugotoviti, kateri proces je homogen.

Upoštevati je treba, da je hitrost kemijske reakcije med plini ali heterogene reakcije, v kateri sodeluje plin, odvisna tudi od tlaka, saj se z naraščanjem tlaka plini stisnejo in koncentracija delcev se poveča (glej formulo 2). Na hitrost reakcij, v katerih niso udeleženi plini, spremembe tlaka ne vplivajo.

Naloga enotnega državnega izpita. Hitrost kemične reakcije med raztopino kisline in železom ni prizadeta

1. koncentracija kisline;
2. brušenje železa;
3. reakcijska temperatura;
4. povečanje pritiska.

Končno je hitrost reakcije odvisna tudi od reaktivnosti snovi. Na primer, če kisik reagira s snovjo, potem bo ob drugih enakih pogojih hitrost reakcije višja kot pri interakciji iste snovi z dušikom. Dejstvo je, da je reaktivnost kisika opazno večja kot pri dušiku. Razlog za ta pojav si bomo ogledali v naslednjem delu vadnice (14. lekcija).

Naloga enotnega državnega izpita. Kemična reakcija med klorovodikovo kislino in

1. baker;
2. železo;
3. magnezij;
4. cink

Treba je opozoriti, da vsak trk molekul ne vodi do njihove kemične interakcije (kemične reakcije). V plinski mešanici vodika in kisika se v normalnih pogojih zgodi več milijard trkov na sekundo. Toda prvi znaki reakcije (kapljice vode) se bodo v bučki pojavili šele čez nekaj let. V takih primerih pravijo, da je reakcija praktično ne deluje. Ampak ona mogoče, sicer kako razložiti dejstvo, da se pri segrevanju te mešanice na 300 °C bučka hitro zarosi, pri temperaturi 700 °C pa bo strašno počilo! Ni zaman, da se mešanica vodika in kisika imenuje "eksploziven plin".

vprašanje Kaj mislite, zakaj se hitrost reakcije pri segrevanju tako močno poveča?

Hitrost reakcije se poveča, prvič, ker se poveča število trkov delcev, in drugič, število aktivna trki. Aktivni trki delcev vodijo do njihove interakcije. Da do takšnega trka pride, morajo imeti delci določeno količino energije.

Energija, ki jo morajo imeti delci, da lahko pride do kemične reakcije, se imenuje aktivacijska energija.

Ta energija se porabi za premagovanje odbojnih sil med zunanjimi elektroni atomov in molekul ter za uničenje »starih« kemičnih vezi.

Postavlja se vprašanje: kako povečati energijo reagirajočih delcev? Odgovor je preprost - povečajte temperaturo, saj se z naraščajočo temperaturo poveča hitrost gibanja delcev in posledično njihova kinetična energija.

Pravilo van't hoff*:

Z zvišanjem temperature za vsakih 10 stopinj se hitrost reakcije poveča za 2-4 krat.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(08/30/1852–03/1/1911) - nizozemski kemik. Eden od utemeljiteljev fizikalne kemije in stereokemije. Nobelova nagrada za kemijo št. 1 (1901).

Opozoriti je treba, da je bilo to pravilo (ne zakon!) ugotovljeno eksperimentalno za reakcije, ki so bile "primerne" za merjenje, to je za takšne reakcije, ki niso potekale niti prehitro niti prepočasi in pri temperaturah, ki so bile dostopne eksperimentatorju (ne preveč). visoko in ne prenizko).

vprašanje. Kako je po vašem mnenju najhitreje skuhati krompir: skuhati ali ocvreti na olju?

Da bi pravilno razumeli pomen opisanih pojavov, lahko primerjate reagirajoče molekule s skupino učencev, ki bodo skočili visoko. Če dobijo 1 m visoko oviro, bodo morali učenci teči navzgor (zvišati svojo »temperaturo«), da bodo oviro premagali. Kljub temu bodo vedno obstajali učenci (»neaktivne molekule«), ki te ovire ne bodo mogli premagati.

Kaj narediti? Če se držite načela: "Pameten človek se ne bo povzpel na goro, pameten človek bo obšel goro," potem preprosto spustite oviro, recimo, na 40 cm, potem jo bo lahko premagal vsak študent pregrada. Na molekularni ravni to pomeni: da bi povečali hitrost reakcije, je treba zmanjšati aktivacijsko energijo v danem sistemu.

V resničnih kemijskih procesih to funkcijo opravlja katalizator.

katalizator je snov, ki spremeni hitrost kemijske reakcije, medtem ko ostane nespremenjeno proti koncu kemijske reakcije.

katalizator sodeluje v kemijski reakciji medsebojno deluje z eno ali več izhodnimi snovmi. V tem primeru nastanejo vmesne spojine in spremeni se aktivacijska energija. Če je intermediat bolj aktiven (aktivni kompleks), se aktivacijska energija zmanjša in hitrost reakcije poveča.

Na primer, reakcija med SO 2 in O 2 v normalnih pogojih poteka zelo počasi praktično ne deluje. Toda v prisotnosti NO se hitrost reakcije močno poveča. Prvič NE zelo hitro reagira z O2:

nastali dušikov dioksid hitro reagira z žveplovim (IV) oksidom:

Naloga 5.1. Na tem primeru pokažite, katera snov je katalizator in katera aktivni kompleks.

Nasprotno, če nastane več pasivnih spojin, se lahko aktivacijska energija toliko poveča, da do reakcije v teh pogojih praktično ne pride. Takšni katalizatorji se imenujejo zaviralci.

V praksi se uporabljata obe vrsti katalizatorjev. Torej posebni organski katalizatorji - encimi- sodelujejo v absolutno vseh biokemičnih procesih: prebavi hrane, krčenju mišic, dihanju. Brez encimov življenje ne more obstajati!

Inhibitorji so potrebni za zaščito kovinskih izdelkov pred korozijo in živil, ki vsebujejo maščobe, pred oksidacijo (žarkostjo). Nekatera zdravila vsebujejo tudi inhibitorje, ki zavirajo vitalne funkcije mikroorganizmov in jih s tem uničijo.

Kataliza je lahko homogena ali heterogena. Primer homogene katalize je vpliv NO (ta je katalizator) na oksidacijo žveplovega dioksida. Primer heterogene katalize je delovanje segretega bakra na alkohol:

Ta reakcija poteka v dveh fazah:

Naloga 5.2. Ugotovite, katera snov je v tem primeru katalizator? Zakaj se ta vrsta katalize imenuje heterogena?

V praksi se najpogosteje uporablja heterogena kataliza, kjer kot katalizatorji služijo trdne snovi: kovine, njihovi oksidi itd. Na površini teh snovi so posebne točke (vozlišča kristalne mreže), kjer dejansko poteka katalitična reakcija. Če so te točke prekrite s tujimi snovmi, se kataliza ustavi. Ta snov, škodljiva za katalizator, se imenuje katalitični strup. Druge snovi - promotorji- nasprotno, povečajo katalitično aktivnost.

Katalizator lahko spremeni smer kemijske reakcije, to pomeni, da lahko s spremembo katalizatorja dobite različne produkte reakcije. Tako lahko iz alkohola C 2 H 5 OH v prisotnosti cinkovega in aluminijevega oksida dobimo butadien, v prisotnosti koncentrirane žveplove kisline pa etilen.

Tako se med kemično reakcijo spremeni energija sistema. Če med reakcijo energija se sprosti v obliki toplote Q, se ta postopek imenuje eksotermna:

Za endo termični procesi toplota se absorbira, tj toplotni učinek Q< 0 .

Naloga 5.3. Ugotovite, kateri od predlaganih procesov je eksotermen in kateri endotermen:

Enačba kemijske reakcije, v kateri toplotni učinek, imenujemo termokemijska enačba reakcije. Da bi ustvarili takšno enačbo, je treba izračunati toplotni učinek na 1 mol reaktanta.

Naloga. Pri zgorevanju 6 g magnezija se sprosti 153,5 kJ toplote. Napišite termokemijsko enačbo za to reakcijo.

rešitev. Ustvarimo enačbo za reakcijo in ZGORAJ označimo formule, ki so podane:

Ko sestavimo delež, najdemo želeni toplotni učinek reakcije:

Termokemična enačba za to reakcijo je:

Takšne naloge so podane v nalogah večina Možnosti enotnega državnega izpita! Na primer.

Naloga enotnega državnega izpita. Po enačbi termokemijske reakcije

količina toplote, ki se sprosti pri zgorevanju 8 g metana, je enaka:

Reverzibilnost kemijskih procesov. Le Chatelierjevo načelo

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - francoski fizikalni kemik in metalurg. Oblikoval splošni zakon ravnotežnega premika (1884).

Reakcije so lahko reverzibilne ali ireverzibilne.

Nepovratno To so reakcije, za katere ne obstajajo pogoji, pod katerimi bi bil možen obratni proces.

Primer takšnih reakcij so reakcije, ki se pojavijo, ko se mleko kisa ali ko se okusen kotlet zažge. Tako kot je nemogoče vrniti mletega mesa nazaj skozi mlinček za meso (in spet dobiti kos mesa), je tudi nemogoče "reanimirati" kotlet ali narediti sveže mleko.

Toda vprašajmo se preprosto vprašanje: ali je proces nepovraten?

Da bi odgovorili na to vprašanje, se poskusimo spomniti, ali je mogoče izvesti obratni postopek? ja! Razgradnja apnenca (krede) za pridobivanje živega apna CaO se uporablja v industrijskem obsegu:

Tako je reakcija reverzibilna, saj obstajajo pogoji, pod katerimi oboje postopek:

Poleg tega obstajajo pogoji, pod katerimi hitrost reakcije naprej je enaka hitrosti povratne reakcije.

V teh pogojih se vzpostavi kemijsko ravnovesje. Pri tem se reakcija ne ustavi, vendar je število dobljenih delcev enako številu razpadlih delcev. zato v stanju kemijskega ravnovesja se koncentracije reagirajočih delcev ne spremenijo. Na primer za naš proces v trenutku kemijskega ravnovesja

znak pomeni ravnotežna koncentracija.

Postavlja se vprašanje, kaj se bo zgodilo z ravnovesjem, če se temperatura poveča ali zniža ali se spremenijo drugi pogoji? Na to vprašanje je mogoče odgovoriti z vedenjem Le Chatelierjevo načelo:

če spremenite pogoje (t, p, c), pod katerimi je sistem v stanju ravnovesja, se bo ravnovesje premaknilo proti procesu, ki upira spremembam.

Z drugimi besedami, ravnotežni sistem se vedno upira vsakemu zunanjemu vplivu, tako kot se muhast otrok, ki dela »nasprotno«, upira volji svojih staršev.

Poglejmo si primer. Naj se vzpostavi ravnovesje v reakciji, pri kateri nastaja amoniak:

Vprašanja. Ali je število molov reagirajočih plinov enako pred in po reakciji? Če pride do reakcije v zaprti prostornini, kdaj je tlak večji: pred ali po reakciji?

Očitno je, da se ta proces zgodi z zmanjšanjem števila molekul plina, kar pomeni pritisk zmanjša med neposredno reakcijo. IN vzvratno reakcije - nasprotno, tlak v mešanici poveča.

Vprašajmo se, kaj bo, če v tem sistemu povečanje pritisk? Po Le Chatelierjevem principu se bo nadaljevala reakcija, ki »naredi nasprotno«, tj. zniža pritisk. To je neposredna reakcija: manj molekul plina - manjši pritisk.

Torej, pri povečanje tlaka, se ravnotežje premakne proti neposrednemu procesu, kjer pritisk pade, saj se število molekul zmanjšuje plini

Naloga enotnega državnega izpita. pri povečanje premiki ravnovesja tlaka desno v sistemu:

Če je posledica reakcije število molekul plinov ne spremeni, potem sprememba tlaka ne vpliva na ravnotežni položaj.

Naloga enotnega državnega izpita. Sprememba tlaka vpliva na premik ravnovesja v sistemu:

Ravnotežni položaj te in vsake druge reakcije je odvisen od koncentracije reagirajočih snovi: s povečanjem koncentracije izhodnih snovi in ​​zmanjševanjem koncentracije nastalih snovi vedno premaknemo ravnotežje proti neposredni reakciji (v desno).

Naloga enotnega državnega izpita.

se premakne v levo, ko:

1. zvišan krvni tlak;
2. znižanje temperature;
3. povečanje koncentracije CO;
4. zmanjšanje koncentracije CO.

Proces sinteze amoniaka je eksotermičen, kar pomeni, da ga spremlja sproščanje toplote, tj dvig temperature v mešanici.

vprašanje Kako se bo premaknilo ravnotežje v tem sistemu, ko padec temperature?

Podobno trdimo, tudi mi sklep: pri zmanjševanju temperature se bo ravnotežje premaknilo v smeri tvorbe amoniaka, saj se pri tej reakciji sprošča toplota in temperatura dvigne.

vprašanje Kako se spremeni hitrost kemijske reakcije, ko se temperatura zniža?

Očitno se bo z znižanjem temperature hitrost obeh reakcij močno zmanjšala, kar pomeni, da boste morali čakati zelo dolgo, da se vzpostavi želeno ravnovesje. Kaj narediti? V tem primeru je potrebno katalizator. Čeprav on ne vpliva na ravnotežni položaj, ampak pospeši nastanek tega stanja.

Naloga enotnega državnega izpita. Kemijsko ravnotežje v sistemu

premakne v smeri tvorbe reakcijskega produkta, ko:

1. zvišan krvni tlak;
2. zvišanje temperature;
3. zmanjšanje tlaka;
4. uporaba katalizatorja.

Sklepi

Hitrost kemijske reakcije je odvisna od:

• narava reagirajočih delcev;
• koncentracija ali mejna površina reaktantov;
• temperatura;
• prisotnost katalizatorja.

Ravnotežje se vzpostavi, ko je hitrost prednje reakcije enaka hitrosti povratnega procesa. V tem primeru se ravnotežna koncentracija reaktantov ne spremeni. Stanje kemijskega ravnovesja je odvisno od pogojev in upošteva Le Chatelierjevo načelo.

Kemične reakcije potekajo z različnimi hitrostmi: z nizko hitrostjo med nastajanjem stalaktitov in stalagmitov, s povprečno hitrostjo pri kuhanju hrane, takoj med eksplozijo. V vodnih raztopinah potekajo reakcije zelo hitro.

Določitev hitrosti kemijske reakcije, kot tudi pojasnitev njene odvisnosti od pogojev procesa, je naloga kemijske kinetike - vede o vzorcih kemijskih reakcij skozi čas.

Če se kemijske reakcije odvijajo v homogenem mediju, na primer v raztopini ali v plinski fazi, potem medsebojno delovanje reagirajočih snovi poteka po celotnem volumnu. Takšne reakcije imenujemo homogena.

(v homog) je opredeljena kot sprememba količine snovi na časovno enoto na prostorninsko enoto:

kjer je Δn sprememba števila molov ene snovi (najpogosteje prvotne, lahko pa je tudi produkt reakcije); Δt - časovni interval (s, min); V je prostornina plina ali raztopine (l).

Ker razmerje med količino snovi in ​​prostornino predstavlja molsko koncentracijo C, potem

Tako je hitrost homogene reakcije opredeljena kot sprememba koncentracije ene od snovi na časovno enoto:

če se glasnost sistema ne spremeni.

Če pride do reakcije med snovmi v različnih agregatnih stanjih (na primer med trdno snovjo in plinom ali tekočino) ali med snovmi, ki ne morejo tvoriti homogenega medija (na primer med tekočinami, ki se ne mešajo), potem poteka le na kontaktni površini snovi. Takšne reakcije imenujemo heterogena.

Definirano kot sprememba količine snovi na enoto časa na enoti površine.

kjer je S površina stika snovi (m 2, cm 2).

Sprememba količine snovi, s katero se določi hitrost reakcije, je zunanji dejavnik, ki ga opazi raziskovalec. Pravzaprav se vsi procesi izvajajo na mikroravni. Očitno je, da nekateri delci reagirajo, morajo najprej trčiti, in to učinkovito: ne razpršiti se kot žogice v različne smeri, ampak tako, da se »stare vezi« v delcih uničijo ali oslabijo, »nove« pa lahko obliki ", za to pa morajo imeti delci zadostno energijo.

Izračunani podatki kažejo, da na primer v plinih trki molekul pri atmosferskem tlaku znašajo milijarde na sekundo, kar pomeni, da bi se morale vse reakcije zgoditi takoj. Ampak to ni res. Izkazalo se je, da ima le zelo majhen del molekul potrebno energijo, da povzroči učinkovite trke.

Najmanjša presežna energija, ki jo mora imeti delec (ali par delcev), da pride do učinkovitega trka, se imenuje aktivacijska energija Ea.

Tako je na poti vseh delcev, ki vstopajo v reakcijo, energijska pregrada, ki je enaka aktivacijski energiji E a. Ko je majhen, ga lahko premaga veliko delcev, hitrost reakcije pa je visoka. V nasprotnem primeru je potreben "potisk". Ko prinesete vžigalico, da prižgete alkoholno svetilko, posredujete dodatno energijo E a, potrebno za učinkovito trčenje molekul alkohola z molekulami kisika (premagovanje ovire).

Hitrost kemijske reakcije je odvisna od številnih dejavnikov. Glavni so: narava in koncentracija reagirajočih snovi, tlak (pri reakcijah s plini), temperatura, delovanje katalizatorjev in površina reagirajočih snovi pri heterogenih reakcijah.

Temperatura

Z zvišanjem temperature se v večini primerov hitrost kemične reakcije znatno poveča. V 19. stoletju Nizozemski kemik J. X. van't Hoff je formuliral pravilo:

Vsako povišanje temperature za 10 °C povzroči povišanjehitrost reakcije 2-4 krat(to vrednost imenujemo temperaturni koeficient reakcije).

Z zvišanjem temperature se povprečna hitrost molekul, njihova energija in število trkov nekoliko povečajo, vendar se močno poveča delež »aktivnih« molekul, ki sodelujejo v učinkovitih trkih, ki premagajo energijsko oviro reakcije. Matematično je ta odvisnost izražena z razmerjem:

kjer sta v t 1 in v t 2 reakcijski hitrosti pri končni t 2 oziroma začetni t 1 temperaturi, γ pa je temperaturni koeficient reakcijske hitrosti, ki kaže, kolikokrat se reakcijska hitrost poveča z vsakim povečanjem za 10 °C v temperaturi.

Vendar pa za povečanje hitrosti reakcije zvišanje temperature ni vedno uporabno, saj lahko začnejo izhodne snovi razpadati, topila ali same snovi lahko izhlapijo itd.

Endotermne in eksotermne reakcije

Znano je, da reakcijo metana z atmosferskim kisikom spremlja sproščanje velike količine toplote. Zato se uporablja v vsakdanjem življenju za kuhanje, ogrevanje vode in ogrevanje. Zemeljski plin, ki se v domove dovaja po ceveh, je sestavljen iz 98 % metana. Reakcijo kalcijevega oksida (CaO) z vodo spremlja tudi sproščanje velike količine toplote.

Kaj lahko kažejo ta dejstva? Ko se v produktih reakcije tvorijo nove kemične vezi, več energije, kot je potrebna za prekinitev kemičnih vezi v reagentih. Odvečna energija se sprosti kot toplota in včasih svetloba.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energija (svetloba, toplota));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energija (toplota)).

Takšne reakcije bi morale potekati zlahka (kot se kamen zlahka skotali navzdol).

Reakcije, pri katerih se sprosti energija, imenujemo EKZOTERMALNO(iz latinskega "exo" - ven).

Na primer, številne redoks reakcije so eksotermne. Ena od teh čudovitih reakcij je intramolekularna oksidacijska redukcija, ki poteka znotraj iste soli - amonijevega dikromata (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energija).

Druga stvar je zračnost. Podobni so kotaljenju kamna v hrib. Še vedno ni bilo mogoče pridobiti metana iz CO 2 in vode, zato je za pridobivanje živega apna CaO iz kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 potrebno močno segrevanje. Ta reakcija se pojavi samo s stalnim pretokom energije od zunaj:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energija (toplota))

To nakazuje, da pretrganje kemičnih vezi v Ca(OH) 2 zahteva več energije, kot se je lahko sprosti med nastajanjem novih kemičnih vezi v molekulah CaO in H 2 O.

Reakcije, pri katerih se energija absorbira, imenujemo ENDOTHERMALNO(iz "endo" - navznoter).

Koncentracija reaktantov

Sprememba tlaka, ko v reakciji sodelujejo plinaste snovi, povzroči tudi spremembo koncentracije teh snovi.

Da pride do kemičnih interakcij med delci, morajo ti učinkovito trčiti. Višja kot je koncentracija reaktantov, več je trkov in posledično večja je hitrost reakcije.

Na primer, acetilen zelo hitro gori v čistem kisiku. V tem primeru se razvije temperatura, ki zadostuje za taljenje kovine. Na podlagi velike količine eksperimentalnega materiala sta leta 1867 Norvežana K. Guldenberg in P. Waage ter neodvisno od njiju leta 1865 oblikovala osnovni zakon kemijske kinetike, ki je določil odvisnost hitrosti reakcije od koncentracije snovi, ki reagirajo.

Hitrost kemijske reakcije je sorazmerna zmnožku koncentracij reagirajočih snovi, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom v reakcijski enačbi. Ta zakon se imenuje tudi

zakon množičnega delovanja.

Za reakcijo A + B = D bo ta zakon izražen na naslednji način:

Za reakcijo 2A + B = D bo ta zakon izražen na naslednji način:

Tu sta C A, C B koncentraciji snovi A in B (mol/l); k 1 in k 2 sta proporcionalna koeficienta, imenovana konstante hitrosti reakcije.

Fizikalnega pomena konstante reakcijske hitrosti ni težko ugotoviti – številčno je enaka reakcijski hitrosti, pri kateri so koncentracije reaktantov 1 mol/l oziroma je njihov produkt enak enoti. V tem primeru je jasno, da je konstanta hitrosti reakcije odvisna samo od temperature in ni odvisna od koncentracije snovi. Zakon množičnega delovanja ne upošteva koncentracije reaktantov v trdnem stanju

, ker reagirajo na površinah in so njihove koncentracije običajno konstantne.

Na primer, za reakcijo zgorevanja premoga je treba izraz hitrosti reakcije zapisati na naslednji način:

to pomeni, da je hitrost reakcije sorazmerna samo s koncentracijo kisika.

Če reakcijska enačba opisuje samo celotno kemijsko reakcijo, ki poteka v več stopnjah, potem je lahko hitrost takšne reakcije na kompleksen način odvisna od koncentracij izhodnih snovi. Ta odvisnost je določena eksperimentalno ali teoretično na podlagi predlaganega reakcijskega mehanizma.

Hitrost reakcije je mogoče povečati z uporabo posebnih snovi, ki spremenijo mehanizem reakcije in jo usmerijo po energijsko ugodnejši poti z nižjo aktivacijsko energijo. Imenujejo se katalizatorji (iz latinskega katalysis - uničenje).

Katalizator deluje kot izkušen vodnik, ki skupine turistov ne vodi skozi visok prelaz v gorah (premagovanje zahteva veliko truda in časa in ni dostopno vsakomur), temveč po njemu znanih obvoznih poteh, po katerih veliko lažje in hitreje se da premagati goro.

Res je, da po krožni poti ne prideš točno tja, kamor vodi glavni prelaz. Ampak včasih je ravno to potrebno! Točno tako delujejo katalizatorji, ki jih imenujemo selektivni. Jasno je, da ni potrebe po sežiganju amoniaka in dušika, vendar se pri proizvodnji dušikove kisline uporablja dušikov oksid (II).

katalizatorji- to so snovi, ki sodelujejo v kemijski reakciji in spreminjajo njeno hitrost oziroma smer, na koncu reakcije pa ostanejo kvantitativno in kvalitativno nespremenjene.

Spreminjanje hitrosti kemične reakcije ali njene smeri z uporabo katalizatorja se imenuje kataliza. Katalizatorji se pogosto uporabljajo v različnih industrijah in prometu (katalizatorji, ki pretvorijo dušikove okside iz izpušnih plinov avtomobilov v neškodljiv dušik).

Obstajata dve vrsti katalize.

Homogena kataliza, pri katerem so tako katalizator kot reaktanti v istem agregatnem stanju (fazi).

Heterogena kataliza, v katerem so katalizator in reaktanti v različnih fazah. Na primer, razgradnja vodikovega peroksida v prisotnosti trdnega katalizatorja manganovega (IV) oksida:

Sam katalizator se zaradi reakcije ne porabi, če pa se na njegovo površino adsorbirajo druge snovi (imenujemo jih katalitični strupi), postane površina nedelujoča in potrebna je regeneracija katalizatorja. Zato pred izvedbo katalitične reakcije izhodne snovi temeljito prečistimo.

Na primer, pri proizvodnji žveplove kisline s kontaktno metodo se uporablja trden katalizator - vanadijev (V) oksid V 2 O 5:

Pri proizvodnji metanola se uporablja trden "cink-kromov" katalizator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biološki katalizatorji – encimi – delujejo zelo učinkovito. Po kemični naravi so beljakovine. Zahvaljujoč njim se v živih organizmih pri nizkih temperaturah z veliko hitrostjo odvijajo kompleksne kemične reakcije.

Znane so še druge zanimive snovi - inhibitorji (iz latinščine inhibere - odložiti). Reagirajo z aktivnimi delci pri visoki hitrosti in tvorijo nizko aktivne spojine. Posledično se reakcija močno upočasni in nato ustavi. Inhibitorje pogosto posebej dodajamo različnim snovem, da preprečimo neželene procese.

Na primer, raztopine vodikovega peroksida se stabilizirajo z inhibitorji.

Narava reagirajočih snovi (njihova sestava, struktura)

Pomen aktivacijske energije je dejavnik, prek katerega vpliva narava reagirajočih snovi na hitrost reakcije.

Če je aktivacijska energija nizka (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкнове­ний между частицами реагирующих веществ при­водит к их взаимодействию, и скорость такой ре­акции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

Če je aktivacijska energija visoka(> 120 kJ/mol), to pomeni, da le majhen del trkov med medsebojno delujočimi delci povzroči reakcijo. Hitrost takšne reakcije je torej zelo nizka. Na primer, napredovanje reakcije sinteze amoniaka pri običajnih temperaturah je skoraj nemogoče opaziti.

Če imajo aktivacijske energije kemičnih reakcij vmesne vrednosti (40120 kJ / mol), bodo hitrosti takšnih reakcij povprečne. Takšne reakcije vključujejo interakcijo natrija z vodo ali etilnim alkoholom, razbarvanje bromove vode z etilenom, interakcijo cinka s klorovodikovo kislino itd.

Stična površina reagirajočih snovi

Hitrost reakcij, ki se odvijajo na površini snovi, torej heterogenih, je ob drugih enakih pogojih odvisna od lastnosti te površine. Znano je, da se kreda v prahu veliko hitreje raztopi v solni kislini kot kos krede enake teže.

Povečanje hitrosti reakcije je predvsem posledica povečanje kontaktne površine izhodnih snovi, kot tudi številni drugi razlogi, na primer kršitev strukture "pravilne" kristalne mreže. To vodi do dejstva, da so delci na površini nastalih mikrokristalov veliko bolj reaktivni kot enaki delci na "gladki" površini.

V industriji se za izvajanje heterogenih reakcij uporablja "fluidizirana plast" za povečanje kontaktne površine reagirajočih snovi, dovajanje izhodnih snovi in ​​odstranjevanje produktov. Na primer, pri proizvodnji žveplove kisline se piriti žgejo z uporabo "vrtinčene postelje".

Referenčni material za opravljanje testa:

Periodni sistem

Tabela topnosti

Mehanizme kemijskih transformacij in njihove hitrosti proučuje kemijska kinetika. Kemični procesi potekajo skozi čas z različnimi hitrostmi. Nekatere se zgodijo hitro, skoraj v trenutku, druge pa traja zelo dolgo, da se pojavijo.

Hitrost reakcije- hitrost porabe reagentov (njihova koncentracija se zmanjša) ali nastajanje reakcijskih produktov na enoto prostornine.

Dejavniki, ki lahko vplivajo na hitrost kemijske reakcije

Naslednji dejavniki lahko vplivajo na to, kako hitro pride do kemične reakcije:

• koncentracija snovi;
• narava reagentov;
• temperatura;
• prisotnost katalizatorja;
• tlak (za reakcije v plinastem okolju).

Tako lahko s spreminjanjem določenih pogojev kemijskega procesa vplivate na to, kako hitro bo proces potekal.

V procesu kemijske interakcije delci reagirajočih snovi trčijo med seboj. Število takšnih sovpadanj je sorazmerno s številom delcev snovi v prostornini reakcijske mešanice in torej sorazmerno z molskimi koncentracijami reagentov.

Zakon množičnega delovanja opisuje odvisnost reakcijske hitrosti od molskih koncentracij snovi, ki medsebojno delujejo.

Za elementarno reakcijo (A + B → ...) je ta zakon izražen s formulo:

υ = k ∙С A ∙С B,

kjer je k konstanta hitrosti; C A in C B sta molski koncentraciji reagentov A in B.

Če je ena od reagirajočih snovi v trdnem stanju, pride do interakcije na meji, zato koncentracija trdne snovi ni vključena v enačbo kinetičnega zakona delovanja mase. Da bi razumeli fizikalni pomen konstante hitrosti, je potrebno vzeti C, A in C B enako 1. Potem postane jasno, da je konstanta hitrosti enaka hitrosti reakcije pri koncentracijah reaktantov, ki so enake enoti.

Narava reagentov

Ker se med interakcijo kemične vezi reagirajočih snovi uničijo in nastanejo nove vezi reakcijskih produktov, bosta igrali veliko vlogo narava vezi, vključenih v reakcijo spojin, in struktura molekul reagirajočih snovi. .

Površina stika reagentov

Takšna značilnost, kot je površina stika trdnih reagentov, vpliva na potek reakcije, včasih precej pomembno. Mletje trdne snovi vam omogoča, da povečate površino stika reagentov in s tem pospešite postopek. Kontaktno površino topnih snovi enostavno povečamo z raztapljanjem snovi.

Reakcijska temperatura

Z višanjem temperature se bo povečala tudi energija trkajočih se delcev; očitno se bo z višanjem temperature sam kemični proces pospešil. Jasen primer, kako povišanje temperature vpliva na proces interakcije snovi, se lahko šteje za podatke, navedene v tabeli.

Tabela 1. Vpliv temperaturnih sprememb na hitrost tvorbe vode (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Za kvantitativni opis, kako lahko temperatura vpliva na hitrost interakcije snovi, se uporablja Van't Hoffovo pravilo. Van't Hoffovo pravilo pravi, da ko se temperatura poveča za 10 stopinj, pride do pospeška za 2-4 krat.

Matematična formula, ki opisuje van't Hoffovo pravilo, je naslednja:

Kjer je γ temperaturni koeficient hitrosti kemijske reakcije (γ = 2−4).

Toda Arrheniusova enačba veliko natančneje opisuje temperaturno odvisnost konstante hitrosti:

Kjer je R univerzalna plinska konstanta, A je faktor, ki ga določa vrsta reakcije, E, A je aktivacijska energija.

Aktivacijska energija je energija, ki jo mora pridobiti molekula, da pride do kemijske transformacije. To pomeni, da gre za nekakšno energijsko oviro, ki jo morajo molekule, ki trčijo v reakcijskem volumnu, premagati, da bi prerazporedile vezi.

Aktivacijska energija ni odvisna od zunanjih dejavnikov, temveč je odvisna od narave snovi. Vrednost aktivacijske energije do 40 - 50 kJ/mol omogoča, da snovi med seboj zelo aktivno reagirajo. Če aktivacijska energija preseže 120 kJ/mol, potem bodo snovi (pri običajnih temperaturah) reagirale zelo počasi. Sprememba temperature povzroči spremembo števila aktivnih molekul, to je molekul, ki so dosegle energijo, ki je večja od aktivacijske energije, in so zato sposobne kemičnih transformacij.

Delovanje katalizatorja

Katalizator je snov, ki lahko pospeši proces, vendar ni del njegovih produktov. Katalizo (pospeševanje kemijske transformacije) delimo na homogeno in heterogeno. Če sta reagent in katalizator v enakih agregatnih stanjih, se kataliza imenuje homogena, če pa v različnih agregatnih stanjih, potem je heterogena. Mehanizmi delovanja katalizatorjev so raznoliki in precej zapleteni. Poleg tega je treba omeniti, da je za katalizatorje značilna selektivnost delovanja. To pomeni, da isti katalizator, medtem ko pospeši eno reakcijo, morda ne spremeni hitrosti druge.

Pritisk

Če so v pretvorbo vključene plinaste snovi, bodo na hitrost procesa vplivale spremembe tlaka v sistemu . To se zgodi, ker da pri plinastih reagentih sprememba tlaka povzroči spremembo koncentracije.

Eksperimentalno določanje hitrosti kemijske reakcije

Hitrost kemijske transformacije je mogoče določiti eksperimentalno s pridobivanjem podatkov o tem, kako se koncentracija snovi, ki vstopajo v reakcijo, ali produktov spreminja na enoto časa. Metode za pridobivanje takih podatkov delimo na

• kemični,
• fizikalno-kemijski.

Kemične metode so precej preproste, dostopne in natančne. Z njihovo pomočjo se hitrost določi z neposrednim merjenjem koncentracije ali količine snovi reaktantov ali produktov. V primeru počasne reakcije se vzamejo vzorci za spremljanje porabe reagenta. Nato se določi vsebnost reagenta v vzorcu. Z rednim odvzemom vzorcev je mogoče pridobiti podatke o spremembah količine snovi med procesom interakcije. Najpogosteje uporabljeni vrsti analize sta titrimetrija in gravimetrija.

Če reakcija poteka hitro, jo je treba ustaviti, da lahko vzamemo vzorec. To je mogoče storiti s hlajenjem, nenadna odstranitev katalizatorja, je mogoče enega od reagentov tudi razredčiti ali prenesti v nereaktivno stanje.

Metode fizikalno-kemijske analize v sodobni eksperimentalni kinetiki se uporabljajo pogosteje kot kemične. Z njihovo pomočjo lahko v realnem času opazujete spremembe v koncentracijah snovi. V tem primeru ni treba ustaviti reakcije in vzeti vzorcev.

Fizikalno-kemijske metode temeljijo na merjenju fizikalne lastnosti, ki je odvisna od količinske vsebnosti določene spojine v sistemu in se spreminja skozi čas. Na primer, če so v reakcijo vključeni plini, je lahko takšna lastnost tlak. Merijo se tudi električna prevodnost, lomni količnik in absorpcijski spektri snovi.

Kemične reakcije potekajo z različnimi hitrostmi. Nekateri od njih so popolnoma dokončani v majhnih delčkih sekunde, drugi se izvajajo v minutah, urah, dnevih; znane so reakcije, ki trajajo več let. Poleg tega lahko ista reakcija poteka hitro pod nekaterimi pogoji, na primer pri povišanih temperaturah, in počasi pod drugimi, na primer pri ohlajanju; Poleg tega je lahko razlika v hitrosti iste reakcije zelo velika.

Pri obravnavi hitrosti kemijske reakcije je treba razlikovati med reakcijami, ki potekajo v homogenem sistemu (homogene reakcije) in reakcijami, ki potekajo v heterogenem sistemu (heterogene reakcije).

OPREDELITEV

Sistem v kemiji je običajno, da imenujemo zadevno snov ali zbirko snovi. V tem primeru je sistem v nasprotju z zunanjim okoljem - snovmi, ki obkrožajo sistem.

Obstajajo homogeni in heterogeni sistemi. Homogena imenujemo sistem, sestavljen iz ene faze heterogena- sistem, sestavljen iz več faz. Faza je del sistema, ločen od ostalih delov z vmesnikom, pri prehodu skozi katerega se lastnosti nenadoma spremenijo.

Primer homogenega sistema je katera koli mešanica plinov (vsi plini se pri ne zelo visokih tlakih neomejeno topijo drug v drugem) ali raztopina več snovi v enem topilu.

Primeri heterogenih sistemov vključujejo naslednje sisteme: voda z ledom, nasičena raztopina z usedlino, premog in žveplo v zračni atmosferi.

Če pride do reakcije v homogenem sistemu, potem se zgodi v celotnem volumnu tega sistema. Če pride do reakcije med snovmi, ki tvorijo heterogeni sistem, se lahko zgodi le na meji med fazama, ki tvorita sistem. V zvezi s tem sta hitrost homogene reakcije in hitrost heterogene reakcije definirani različno.

OPREDELITEV

Hitrost homogene reakcije je količina snovi, ki reagira ali nastane med reakcijo na enoto časa na prostorninsko enoto sistema.

Hitrost heterogene reakcije je količina snovi, ki reagira ali nastane med reakcijo na enoto časa na enoto površine faze.

Obe definiciji lahko zapišemo v matematični obliki. Uvedemo naslednji zapis: υ homogen - hitrost reakcije v homogenem sistemu; υ h eterogen - hitrost reakcije v heterogenem sistemu; n - število molov katere koli snovi, ki nastane pri reakciji; V je prostornina sistema; t-čas; S je površina faze, na kateri poteka reakcija; Δ - predznak prirastka (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). Potem

υ homogen = Δn / (V× Δt);

υ heterogen = Δn / (S × Δt).

Prvo od teh enačb je mogoče poenostaviti. Razmerje med količino snovi (n) in prostornino (V) sistema je molska koncentracija (c) snovi: c=n/V, od koder je Δc=Δn/V in končno:

υ homogen = Δc / Δt.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

telovadba	Sestavite formuli dveh železovih oksidov, če sta masna deleža železa v njiju 77,8 % in 70,0 %.
rešitev	Poiščimo masni delež v vsakem od bakrovih oksidov: ω 1 (O) = 100 % - ω 1 (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; ω 2 (O) = 100 % - ω 2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Število molov elementov, vključenih v spojino, označimo z "x" (železo) in "y" (kisik). Nato bo molsko razmerje videti takole (vrednosti relativnih atomskih mas, vzetih iz periodnega sistema D. I. Mendelejeva, bomo zaokrožili na cela števila): x:y = ω 1 (Fe)/Ar(Fe) : ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. To pomeni, da bo formula prvega železovega oksida FeO. x:y = ω 2 (Fe)/Ar(Fe) : ω 2 (O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25:1,875 = 1:1,5 = 2:3. To pomeni, da bo formula drugega železovega oksida Fe 2 O 3.
Odgovori	FeO, Fe2O3

PRIMER 2

telovadba	Napiši formulo spojine vodika, joda in kisika, če so masni deleži elementov v njej: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
rešitev	Masni delež elementa X v molekuli sestave NX izračunamo po naslednji formuli: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označimo število molov elementov, vključenih v spojino, kot "x" (vodik), "y" (jod), "z" (kisik). Nato bo molsko razmerje videti tako (vrednosti relativnih atomskih mas, vzete iz periodnega sistema D. I. Mendelejeva, so zaokrožene na cela števila): x:y:z = ω(H)/Ar(H) : ω(I)/Ar(I) : ω(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. To pomeni, da bo formula za spojino vodika, joda in kisika H 5 IO 6 .
Odgovori	H5IO6

Teme kodifikatorja enotnega državnega izpita:Hitrost reakcije. Njegova odvisnost od različnih dejavnikov.

Hitrost kemijske reakcije kaže, kako hitro poteka določena reakcija. Do interakcije pride, ko delci trčijo v prostoru. Pri tem do reakcije ne pride ob vsakem trku, ampak šele takrat, ko ima delec ustrezno energijo.

Hitrost reakcije – število elementarnih trkov medsebojno delujočih delcev, ki se končajo s kemično transformacijo na enoto časa.

Določanje hitrosti kemijske reakcije je povezano s pogoji, pod katerimi poteka. Če je reakcija homogena– tj. produkti in reagenti so v isti fazi - takrat je hitrost kemijske reakcije definirana kot sprememba snovi na časovno enoto:

υ = ΔC / Δt.

Če so reaktanti ali produkti v različnih fazah in pride do trka delcev le na fazni meji, se reakcija imenuje heterogena, njegova hitrost pa je določena s spremembo količine snovi na enoto časa na enoto reakcijske površine:

υ = Δν / (S·Δt).

Kako doseči, da delci pogosteje trčijo, tj. kako povečati hitrost kemične reakcije?

1. Najlažji način je povečanje temperaturo . Kot verjetno veste iz svojega tečaja fizike, je temperatura merilo povprečne kinetične energije gibanja delcev snovi. Če zvišamo temperaturo, se začnejo delci katerekoli snovi premikati hitreje in zato pogosteje trčijo.

Z višanjem temperature pa se hitrost kemijskih reakcij poveča predvsem zaradi dejstva, da se poveča število učinkovitih trkov. Z naraščanjem temperature se število aktivnih delcev, ki lahko premagajo energijsko oviro reakcije, močno poveča. Če znižamo temperaturo, se začnejo delci gibati počasneje, zmanjša se število aktivnih delcev, zmanjša se tudi število učinkovitih trkov na sekundo. torej Ko se temperatura poveča, se hitrost kemijske reakcije poveča, ko se temperatura zniža, pa se zmanjša..

Pozor! To pravilo deluje enako za vse kemične reakcije (vključno z eksotermnimi in endotermnimi). Hitrost reakcije ni odvisna od toplotnega učinka. Hitrost eksotermnih reakcij narašča z naraščanjem temperature in upada z nižanjem temperature. Hitrost endotermnih reakcij prav tako narašča z naraščajočo temperaturo in upada z nižanjem temperature.

Še več, v 19. stoletju je nizozemski fizik Van't Hoff eksperimentalno ugotovil, da večina reakcij približno enakomerno poveča svojo hitrost (približno 2-4-krat), ko se temperatura poveča za 10 o C. Van't Hoffovo pravilo zveni takole: zvišanje temperature za 10 o C vodi do povečanja hitrosti kemične reakcije za 2-4 krat (ta vrednost se imenuje temperaturni koeficient hitrosti kemične reakcije γ). Za vsako reakcijo se določi točna vrednost temperaturnega koeficienta.

Tukaj v 2 - hitrost reakcije pri temperaturi T 2, v 1 - hitrost reakcije pri temperaturi T 1, γ — temperaturni koeficient hitrosti reakcije, Van't Hoffov koeficient.

V nekaterih situacijah ni vedno mogoče povečati hitrosti reakcije s temperaturo, ker nekatere snovi pri povišani temperaturi razpadejo, nekatere snovi ali topila pri povišani temperaturi izhlapevajo itd., t.j. so kršeni pogoji postopka.

2. Koncentracija. S spremembo lahko povečate tudi število učinkovitih trkov koncentracija reaktanti . običajno uporablja za pline in tekočine, ker v plinih in tekočinah se delci hitro premikajo in aktivno mešajo. Večja kot je koncentracija reagirajočih snovi (tekočine, plini), večje je število učinkovitih trkov in večja je hitrost kemijske reakcije.

Na podlagi velikega števila poskusov leta 1867 v delih norveških znanstvenikov P. Guldenberga in P. Waagea ter neodvisno od njih leta 1865 ruskega znanstvenika N.I. Beketov je izpeljal osnovni zakon kemijske kinetike in ugotovil odvisnost hitrosti kemijske reakcije od koncentracije reaktantov:

Hitrost kemijske reakcije je neposredno sorazmerna s produktom koncentracij reagirajočih snovi v potencah, ki so enake njihovim koeficientom v enačbi kemijske reakcije.

Za kemijsko reakcijo oblike: aA + bB = cC + dD se zakon o delovanju mase zapiše takole:

tukaj je v hitrost kemijske reakcije,

C A in C B — koncentracije snovi A oziroma B, mol/l

k – proporcionalni koeficient, konstanta hitrosti reakcije.

Na primer, za reakcijo tvorbe amoniaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Zakon množičnega delovanja izgleda takole:

Konstanta hitrosti reakcije pove, s kakšno hitrostjo bodo reagirale snovi, če so njihove koncentracije 1 mol/l oziroma je njihov produkt enak 1. Konstanta hitrosti kemijske reakcije je odvisna od temperature in ni odvisna od koncentracije reagirajočih snovi.

Zakon o delovanju mas ne upošteva koncentracije trdnih snovi, ker Reagirajo praviloma na površini, število reagirajočih delcev na enoto površine pa se ne spremeni.

V večini primerov je kemijska reakcija sestavljena iz več preprostih korakov, v tem primeru enačba kemijske reakcije prikazuje le povzetek ali končno enačbo potekajočih procesov. V tem primeru je hitrost kemijske reakcije kompleksno odvisna (oz. ni odvisna) od koncentracije reaktantov, intermediatov ali katalizatorja, zato se natančna oblika kinetične enačbe določi eksperimentalno ali na podlagi analize predlagani reakcijski mehanizem. Običajno je hitrost kompleksne kemične reakcije določena s hitrostjo njenega najpočasnejšega koraka ( omejevalna stopnja).

3. Pritisk. Pri plinih je koncentracija neposredno odvisna od pritisk. Z naraščanjem tlaka se povečuje koncentracija plinov. Matematični izraz te odvisnosti (za idealni plin) je Mendeleev-Clapeyronova enačba:

pV = νRT

Torej, če je med reaktanti plinasta snov, potem kdaj Ko se tlak poveča, se hitrost kemične reakcije poveča; z zmanjšanjem tlaka se zmanjša. .

Na primer. Kako se bo spremenila hitrost reakcije taljenja apna s silicijevim oksidom:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

ko se tlak poveča?

Pravilen odgovor bi bil - sploh ne, ker... med reagenti ni plinov, kalcijev karbonat pa je trdna sol, netopna v vodi, silicijev oksid je trdna snov. Produktni plin bo ogljikov dioksid. Ampak produkti ne vplivajo na hitrost neposredne reakcije.

Drug način za povečanje hitrosti kemijske reakcije je, da jo usmerimo po drugi poti, tako da neposredno interakcijo, na primer snovi A in B, nadomestimo z nizom zaporednih reakcij s tretjo snovjo K, ki zahtevajo veliko manj energije ( imajo nižjo aktivacijsko energijsko pregrado) in se pri danih pogojih odvijajo hitreje kot neposredna reakcija. Ta tretja snov se imenuje katalizator .

- to so kemične snovi, ki sodelujejo v kemični reakciji, spreminjajo njeno hitrost in smer, vendar nepotrošno med reakcijo (na koncu reakcije se ne spremenijo ne količinsko ne sestavno). Približen mehanizem za delovanje katalizatorja za reakcijo tipa A + B lahko izberemo na naslednji način:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Postopek spreminjanja hitrosti reakcije pri interakciji s katalizatorjem se imenuje kataliza. Katalizatorji se pogosto uporabljajo v industriji, ko je treba povečati hitrost reakcije ali jo usmeriti po določeni poti.

Glede na fazno stanje katalizatorja ločimo homogeno in heterogeno katalizo.

Homogena kataliza – to je takrat, ko so reaktanti in katalizator v isti fazi (plin, raztopina). Tipični homogeni katalizatorji so kisline in baze. organski amini itd.

Heterogena kataliza – takrat sta reaktanta in katalizator v različnih fazah. Heterogeni katalizatorji so praviloma trdne snovi. Ker interakcija v takih katalizatorjih poteka le na površini snovi; pomembna zahteva za katalizatorje je velika površina. Za heterogene katalizatorje je značilna visoka poroznost, ki poveča površino katalizatorja. Tako celotna površina nekaterih katalizatorjev včasih doseže 500 kvadratnih metrov na 1 g katalizatorja. Velika površina in poroznost zagotavljata učinkovito interakcijo z reagenti. Heterogeni katalizatorji vključujejo kovine, zeolite - kristalne minerale aluminosilikatne skupine (spojine silicija in aluminija) in druge.

Primer heterogena kataliza – sinteza amoniaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Kot katalizator se uporablja porozno železo s primesmi Al 2 O 3 in K 2 O.

Sam katalizator se med kemijsko reakcijo ne porabi, ampak se na površini katalizatorja kopičijo druge snovi, ki vežejo aktivna središča katalizatorja in blokirajo njegovo delovanje ( katalitični strupi). Redno jih je treba odstranjevati z regeneracijo katalizatorja.

Pri biokemičnih reakcijah so katalizatorji zelo učinkoviti - encimi. Encimski katalizatorji delujejo zelo učinkovito in selektivno, s 100% selektivnostjo. Na žalost so encimi zelo občutljivi na povišano temperaturo, kislost okolja in druge dejavnike, zato obstajajo številne omejitve za izvajanje procesov z encimsko katalizo v industrijskem merilu.

Katalizatorjev ne smemo zamenjevati s pobudniki proces in zaviralci. Na primer, je ultravijolično obsevanje potrebno za sprožitev radikalne reakcije kloriranja metana. To ni katalizator. Nekatere radikalske reakcije sprožijo peroksidni radikali. To tudi niso katalizatorji.

Zaviralci- To so snovi, ki upočasnijo kemično reakcijo. Inhibitorje lahko zaužijemo in sodelujemo v kemični reakciji. Inhibitorji v tem primeru niso katalizatorji, nasprotno. Povratna kataliza je načeloma nemogoča - reakcija bo v vsakem primeru poskušala slediti najhitrejši poti.

5. Kontaktno območje reagirajočih snovi. Pri heterogenih reakcijah je eden od načinov za povečanje števila učinkovitih trkov povečanje reakcijsko površino . Večja kot je kontaktna površina reagirajočih faz, večja je hitrost heterogene kemijske reakcije. Cink v prahu se veliko hitreje raztopi v kislini kot zrnati cink enake mase.

V industriji za povečanje kontaktne površine reagirajočih snovi uporabljajo metoda vrtinčene postelje. Na primer, pri proizvodnji žveplove kisline po metodi vrelnega osla žgejo pirite.

6. Narava reaktantov . Na hitrost kemijskih reakcij, če so druge stvari enake, vplivajo tudi kemijske lastnosti, tj. narave reagirajočih snovi. Manj aktivne snovi bodo imele višjo aktivacijsko pregrado in bodo reagirale počasneje kot bolj aktivne snovi. Aktivnejše snovi imajo nižjo aktivacijsko energijo, veliko lažje in pogosteje vstopajo v kemične reakcije.

Pri nizkih aktivacijskih energijah (manj kot 40 kJ/mol) reakcija poteka zelo hitro in enostavno. Pomemben del trkov med delci se konča s kemično transformacijo. Na primer, reakcije ionske izmenjave potekajo zelo hitro v normalnih pogojih.

Pri visokih aktivacijskih energijah (več kot 120 kJ/mol) le majhno število trkov povzroči kemijsko transformacijo. Stopnja takih reakcij je zanemarljiva. Na primer, dušik v normalnih pogojih praktično ne deluje s kisikom.

Pri povprečnih aktivacijskih energijah (od 40 do 120 kJ/mol) bo hitrost reakcije povprečna. Takšne reakcije se pojavijo tudi v normalnih pogojih, vendar ne zelo hitro, tako da jih lahko opazujemo s prostim očesom. Takšne reakcije vključujejo interakcijo natrija z vodo, interakcijo železa s klorovodikovo kislino itd.

Snovi, ki so v normalnih pogojih stabilne, imajo običajno visoko aktivacijsko energijo.