Metodat kimike

Metodat fizike

Metodat për matjen e shpejtësisë së reaksionit

Në shembullin e mësipërm, shpejtësia e reaksionit midis karbonatit të kalciumit dhe acidit u mat duke studiuar vëllimin e gazit të çliruar në funksion të kohës. Të dhënat eksperimentale mbi shpejtësinë e reaksionit mund të merren duke matur sasi të tjera.

Nëse sasia totale e substancave të gazta ndryshon gjatë një reaksioni, përparimi i tij mund të monitorohet duke matur presionin e gazit në një vëllim konstant. Në rastet kur një nga lëndët fillestare ose një nga produktet e reaksionit është i ngjyrosur, ecuria e reaksionit mund të monitorohet duke vëzhguar ndryshimin e ngjyrës së tretësirës. Një metodë tjetër optike është matja e rrotullimit të planit të polarizimit të dritës (nëse materialet fillestare dhe produktet e reagimit kanë fuqi të ndryshme rrotulluese).

Disa reagime shoqërohen me një ndryshim në numrin e joneve në tretësirë. Në raste të tilla, shpejtësia e reagimit mund të studiohet duke matur përçueshmërinë elektrike të tretësirës. Kapitulli tjetër do të shikojë disa teknika të tjera elektrokimike që mund të përdoren për të matur shpejtësinë e reaksionit.

Ecuria e një reaksioni mund të monitorohet duke matur përqendrimin e njërit prej pjesëmarrësve të reaksionit me kalimin e kohës duke përdorur një sërë metodash të analizës kimike. Reagimi kryhet në një enë termostate. Në intervale të caktuara, një mostër e tretësirës (ose gazit) merret nga ena dhe përcaktohet përqendrimi i njërit prej përbërësve. Për të marrë rezultate të besueshme, është e rëndësishme që të mos ndodhë asnjë reagim në kampionin e marrë për analizë. Kjo arrihet me lidhjen kimike të njërit prej reagentëve, ftohjen e papritur ose hollimin e tretësirës.

Studimet eksperimentale tregojnë se shpejtësia e reaksionit varet nga disa faktorë. Le të shqyrtojmë së pari ndikimin e këtyre faktorëve në një nivel cilësor.

1.Natyra e substancave reaguese. Nga praktika laboratorike dihet se neutralizimi i një acidi me një bazë

H + + OH – ® H 2 O

ndërveprimi i kripërave me formimin e një përbërjeje pak të tretshme

Ag + + Cl – ® AgCl

dhe reaksionet e tjera në tretësirat e elektroliteve ndodhin shumë shpejt. Koha e nevojshme për të përfunduar reagime të tilla matet në milisekonda dhe madje mikrosekonda. Kjo është mjaft e kuptueshme, sepse thelbi i reaksioneve të tilla është afrimi dhe kombinimi i grimcave të ngarkuara me ngarkesa të shenjës së kundërt.

Në ndryshim nga reaksionet jonike, ndërveprimet ndërmjet molekulave të lidhura kovalente zakonisht ndodhin shumë më ngadalë. Në të vërtetë, gjatë reaksionit midis grimcave të tilla, lidhjet në molekulat e substancave fillestare duhet të prishen. Për ta bërë këtë, molekulat që përplasen duhet të kenë një sasi të caktuar energjie. Përveç kësaj, nëse molekulat janë mjaft komplekse, në mënyrë që të ndodhë një reagim midis tyre, ato duhet të orientohen në një mënyrë të caktuar në hapësirë.

2. Përqendrimi i reaktantëve. Shpejtësia e një reaksioni kimik, duke qenë të tjera të barabarta, varet nga numri i përplasjeve të grimcave reaguese për njësi të kohës. Probabiliteti i përplasjeve varet nga numri i grimcave për njësi vëllimi, d.m.th. mbi përqendrimin. Prandaj, shpejtësia e reagimit rritet me rritjen e përqendrimit.

3. Gjendja fizike e substancave. Në sistemet homogjene, shpejtësia e reagimit varet nga numri i përplasjeve të grimcave në vëllimi i tretësirës(ose gaz). Në sistemet heterogjene, ndodh ndërveprimi kimik në ndërfaqe. Rritja e sipërfaqes së një trupi të ngurtë kur shtypet e bën më të lehtë që grimcat reaguese të arrijnë grimcat e ngurtës, gjë që çon në një përshpejtim të konsiderueshëm të reagimit.

4. Temperatura ka një ndikim të rëndësishëm në shpejtësinë e proceseve të ndryshme kimike dhe biologjike. Me rritjen e temperaturës, energjia kinetike e grimcave rritet dhe, rrjedhimisht, rritet përqindja e grimcave, energjia e të cilave është e mjaftueshme për ndërveprim kimik.

5. Faktori sterik karakterizon nevojën për orientim të ndërsjellë të grimcave reaguese. Sa më komplekse të jenë molekulat, aq më pak ka gjasa që ato të orientohen siç duhet dhe aq më pak efikase janë përplasjet.

6. Disponueshmëria e katalizatorëve.Katalizatorët janë substanca, prania e të cilëve ndryshon shpejtësinë e një reaksioni kimik. Të futura në sistemin e reagimit në sasi të vogla dhe të mbetura të pandryshuara pas reagimit, ato janë të afta të ndryshojnë jashtëzakonisht shpejtësinë e procesit.

Faktorët kryesorë nga të cilët varet shpejtësia e reagimit do të diskutohen më në detaje më poshtë.

Temat e kodifikuesit të provimit të unifikuar të shtetit:Reagimi i shpejtësisë. Varësia e saj nga faktorë të ndryshëm.

Shpejtësia e një reaksioni kimik tregon se sa shpejt ndodh një reaksion i caktuar. Ndërveprimi ndodh kur grimcat përplasen në hapësirë. Në këtë rast, reaksioni nuk ndodh në çdo përplasje, por vetëm kur grimca ka energjinë e duhur.

Reagimi i shpejtësisë – numri i përplasjeve elementare të grimcave ndërvepruese që përfundojnë në një transformim kimik për njësi të kohës.

Përcaktimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik lidhet me kushtet në të cilat kryhet. Nëse reagimi homogjene– d.m.th. produktet dhe reagentët janë në të njëjtën fazë - atëherë shpejtësia e një reaksioni kimik përcaktohet si ndryshimi i substancës për njësi të kohës:

υ = ΔC / Δt.

Nëse reaktantët ose produktet janë në faza të ndryshme, dhe përplasja e grimcave ndodh vetëm në kufirin e fazës, atëherë reaksioni quhet heterogjene, dhe shpejtësia e tij përcaktohet nga ndryshimi në sasinë e substancës për njësi të kohës për njësi të sipërfaqes së reagimit:

υ = Δν / (S·Δt).

Si të bëjmë grimcat të përplasen më shpesh, d.m.th. Si rrisin shpejtësinë e një reaksioni kimik?

1. Mënyra më e lehtë është rritja temperatura . Siç e dini ndoshta nga kursi juaj i fizikës, temperatura është një masë e energjisë mesatare kinetike të lëvizjes së grimcave të një substance. Nëse rrisim temperaturën, atëherë grimcat e çdo substance fillojnë të lëvizin më shpejt dhe, për rrjedhojë, përplasen më shpesh.

Megjithatë, me rritjen e temperaturës, shpejtësia e reaksioneve kimike rritet kryesisht për shkak të faktit se numri i përplasjeve efektive rritet. Ndërsa temperatura rritet, numri i grimcave aktive që mund të kapërcejnë pengesën energjetike të reaksionit rritet ndjeshëm. Nëse e ulim temperaturën, grimcat fillojnë të lëvizin më ngadalë, numri i grimcave aktive zvogëlohet dhe numri i përplasjeve efektive në sekondë zvogëlohet. Kështu, Kur temperatura rritet, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet, dhe kur temperatura ulet, zvogëlohet..

Shënim! Ky rregull funksionon njësoj për të gjitha reaksionet kimike (duke përfshirë ekzotermike dhe endotermike). Shpejtësia e reagimit është e pavarur nga efekti termik. Shpejtësia e reaksioneve ekzotermike rritet me rritjen e temperaturës dhe zvogëlohet me uljen e temperaturës. Shpejtësia e reaksioneve endotermike gjithashtu rritet me rritjen e temperaturës dhe zvogëlohet me uljen e temperaturës.

Për më tepër, në shekullin e 19-të, fizikani holandez Van't Hoff vërtetoi eksperimentalisht se shumica e reaksioneve e rrisin shpejtësinë e tyre afërsisht në mënyrë të barabartë (rreth 2-4 herë) kur temperatura rritet me 10 o C. Rregulli i Van't Hoff tingëllon kështu: rritja e temperaturës me 10 o C çon në një rritje të shpejtësisë së një reaksioni kimik me 2-4 herë (kjo vlerë quhet koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së një reaksioni kimik γ). Për secilin reaksion përcaktohet vlera e saktë e koeficientit të temperaturës.

Këtu v 2 - shpejtësia e reagimit në temperaturën T 2, v 1 - shpejtësia e reagimit në temperaturën T 1, γ — koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reagimit, koeficienti Van't Hoff.

Në disa situata, nuk është gjithmonë e mundur të rritet shpejtësia e reagimit duke përdorur temperaturën, sepse disa substanca dekompozohen kur temperatura rritet, disa substanca ose tretës avullojnë në temperatura të larta etj., d.m.th. cenohen kushtet e procesit.

2. Përqendrimi. Ju gjithashtu mund të rrisni numrin e përplasjeve efektive duke ndryshuar përqendrimi reaktantët . Zakonisht përdoret për gazra dhe lëngje, sepse në gaze dhe lëngje, grimcat lëvizin shpejt dhe përzihen në mënyrë aktive. Sa më i madh të jetë përqendrimi i substancave që reagojnë (lëngët, gazrat), aq më i madh është numri i përplasjeve efektive dhe aq më i lartë është shpejtësia e reaksionit kimik.

Bazuar në një numër të madh eksperimentesh në 1867 në veprat e shkencëtarëve norvegjezë P. Guldenberg dhe P. Waage dhe, pavarësisht prej tyre, në 1865 nga shkencëtari rus N.I. Beketov nxori ligjin bazë të kinetikës kimike, duke përcaktuar varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga përqendrimi i reaktantëve:

Shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese në fuqi të barabartë me koeficientët e tyre në ekuacionin e reaksionit kimik.

Për një reaksion kimik të formës: aA + bB = cC + dD ligji i veprimit të masës shkruhet si më poshtë:

këtu v është shpejtësia e reaksionit kimik,

C A Dhe C B - përqendrimet e substancave A dhe B, përkatësisht, mol/l

k – koeficienti i proporcionalitetit, konstante e shpejtësisë së reagimit.

Për shembull, për reagimin e formimit të amoniakut:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ligji i veprimit masiv duket si ky:

Konstanta e shpejtësisë së reaksionit tregon se me çfarë shpejtësie do të reagojnë substancat nëse përqendrimet e tyre janë 1 mol/l, ose produkti i tyre është i barabartë me 1. Konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik varet nga temperatura dhe nuk varet nga përqendrimi i substancave që reagojnë.

Ligji i veprimit të masës nuk merr parasysh përqendrimet e trupave të ngurtë, sepse Ata reagojnë, si rregull, në sipërfaqe, dhe numri i grimcave reaguese për njësi sipërfaqe nuk ndryshon.

Në shumicën e rasteve, një reaksion kimik përbëhet nga disa hapa të thjeshtë, në të cilin rast ekuacioni i një reaksioni kimik tregon vetëm ekuacionin përmbledhës ose përfundimtar të proceseve që ndodhin. Në këtë rast, shpejtësia e një reaksioni kimik varet në mënyrë komplekse (ose nuk varet) nga përqendrimi i reaktantëve, ndërmjetësve ose katalizatorit, prandaj forma e saktë e ekuacionit kinetik përcaktohet në mënyrë eksperimentale ose bazuar në një analizë të mekanizmi i propozuar i reagimit. Në mënyrë tipike, shpejtësia e një reaksioni kimik të ndërlikuar përcaktohet nga shpejtësia e hapit të tij më të ngadaltë ( faza kufizuese).

3. Presioni. Për gazrat, përqendrimi varet drejtpërdrejt nga presioni. Me rritjen e presionit, përqendrimi i gazrave rritet. Shprehja matematikore e kësaj varësie (për një gaz ideal) është ekuacioni Mendeleev-Clapeyron:

pV = νRT

Kështu, nëse midis reaktantëve ka një substancë të gaztë, atëherë kur Me rritjen e presionit, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet, ndërsa presioni zvogëlohet; .

Për shembull. Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit të shkrirjes së gëlqeres me oksid silikoni:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

kur rritet presioni?

Përgjigja e saktë do të ishte - aspak, sepse... midis reagentëve nuk ka gazra, dhe karbonati i kalciumit është një kripë e ngurtë, e patretshme në ujë, oksidi i silikonit është i ngurtë. Gazi i produktit do të jetë dioksidi i karbonit. Por produktet nuk ndikojnë në shpejtësinë e reaksionit të drejtpërdrejtë.

Një mënyrë tjetër për të rritur shpejtësinë e një reaksioni kimik është ta drejtoni atë përgjatë një rruge tjetër, duke zëvendësuar ndërveprimin e drejtpërdrejtë, për shembull, të substancave A dhe B me një seri reaksionesh vijuese me një substancë të tretë K, të cilat kërkojnë shumë më pak energji ( kanë një pengesë më të ulët të energjisë aktivizimi) dhe ndodhin në kushte të caktuara më shpejt se reaksioni i drejtpërdrejtë. Kjo substancë e tretë quhet katalizator .

- këto janë substanca kimike që marrin pjesë në një reaksion kimik, duke ndryshuar shpejtësinë dhe drejtimin e tij, por jo harxhuese gjatë reaksionit (në fund të reaksionit, ato nuk ndryshojnë as në sasi dhe as në përbërje). Një mekanizëm i përafërt për funksionimin e një katalizatori për një reaksion të tipit A + B mund të zgjidhet si më poshtë:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Procesi i ndryshimit të shpejtësisë së reaksionit kur ndërvepron me një katalizator quhet kataliza. Katalizatorët përdoren gjerësisht në industri kur është e nevojshme të rritet shpejtësia e një reaksioni ose të drejtohet në një rrugë specifike.

Në bazë të gjendjes fazore të katalizatorit, dallohen kataliza homogjene dhe heterogjene.

Kataliza homogjene – kjo ndodh kur reaktantët dhe katalizatori janë në të njëjtën fazë (gaz, tretësirë). Katalizatorët tipikë homogjenë janë acidet dhe bazat. aminet organike etj.

Kataliza heterogjene - kjo është kur reaktantët dhe katalizatori janë në faza të ndryshme. Si rregull, katalizatorët heterogjenë janë substanca të ngurta. Sepse ndërveprimi në katalizatorë të tillë ndodh vetëm në sipërfaqen e substancës një kërkesë e rëndësishme për katalizatorët është një sipërfaqe e madhe. Katalizatorët heterogjenë karakterizohen nga porozitet i lartë, i cili rrit sipërfaqen e katalizatorit. Kështu, sipërfaqja totale e disa katalizatorëve ndonjëherë arrin 500 metra katrorë për 1 g katalizator. Sipërfaqja e madhe dhe poroziteti sigurojnë ndërveprim efektiv me reagentët. Katalizatorët heterogjenë përfshijnë metale, zeolite - minerale kristalore të grupit aluminosilikat (përbërjet e silikonit dhe aluminit) dhe të tjerë.

Shembull kataliza heterogjene - sinteza e amoniakut:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Si katalizator përdoret hekuri poroz me papastërti Al 2 O 3 dhe K 2 O.

Vetë katalizatori nuk konsumohet gjatë reaksionit kimik, por substanca të tjera grumbullohen në sipërfaqen e katalizatorit, duke lidhur qendrat aktive të katalizatorit dhe duke bllokuar funksionimin e tij ( helmet katalitike). Ato duhet të hiqen rregullisht duke rigjeneruar katalizatorin.

Në reaksionet biokimike, katalizatorët janë shumë efektivë - enzimat. Katalizatorët enzimatikë veprojnë në mënyrë shumë efikase dhe selektive, me selektivitet 100%. Fatkeqësisht, enzimat janë shumë të ndjeshme ndaj temperaturës së rritur, aciditetit të mjedisit dhe faktorëve të tjerë, kështu që ekzistojnë një sërë kufizimesh për zbatimin e proceseve me katalizë enzimatike në shkallë industriale.

Katalizatorët nuk duhet të ngatërrohen me nismëtarët procesi dhe frenuesit. Për shembull, rrezatimi ultravjollcë është i nevojshëm për të filluar reaksionin radikal të klorinimit të metanit. Ky nuk është një katalizator. Disa reaksione radikale fillojnë nga radikalet e peroksidit. Këta gjithashtu nuk janë katalizatorë.

Frenuesit- Këto janë substanca që ngadalësojnë një reaksion kimik. Frenuesit mund të konsumohen dhe të marrin pjesë në një reaksion kimik. Në këtë rast, frenuesit nuk janë katalizatorë, përkundrazi. Kataliza e kundërt është e pamundur në parim - reagimi në çdo rast do të përpiqet të ndjekë rrugën më të shpejtë.

5. Zona e kontaktit të substancave reaguese. Për reaksionet heterogjene, një mënyrë për të rritur numrin e përplasjeve efektive është rritja sipërfaqja e reagimit . Sa më e madhe të jetë sipërfaqja e kontaktit të fazave të reagimit, aq më e madhe është shpejtësia e reaksionit kimik heterogjen. Zinku pluhur tretet shumë më shpejt në acid sesa zinku i grimcuar me të njëjtën masë.

Në industri, për të rritur sipërfaqen e kontaktit të substancave që reagojnë, ata përdorin Metoda e shtratit të lëngshëm. Për shembull, në prodhimin e acidit sulfurik me metodën e vlimit të gomarit, pjekja e piriteve.

6. Natyra e reaktantëve . Shpejtësia e reaksioneve kimike, duke qenë të tjera të barabarta, ndikohet edhe nga vetitë kimike, d.m.th. natyra e substancave që reagojnë. Substancat më pak aktive do të kenë një pengesë më të lartë aktivizimi dhe do të reagojnë më ngadalë se sa më shumë substanca aktive. Substancat më aktive kanë një energji më të ulët aktivizimi dhe hyjnë në reaksione kimike shumë më lehtë dhe më shpesh.

Me energji të ulëta aktivizimi (më pak se 40 kJ/mol), reagimi ndodh shumë shpejt dhe lehtë. Një pjesë e konsiderueshme e përplasjeve midis grimcave përfundon në një transformim kimik. Për shembull, reaksionet e shkëmbimit të joneve ndodhin shumë shpejt në kushte normale.

Në energji të larta aktivizimi (më shumë se 120 kJ/mol), vetëm një numër i vogël përplasjesh rezulton në një transformim kimik. Shpejtësia e reagimeve të tilla është e papërfillshme. Për shembull, azoti praktikisht nuk ndërvepron me oksigjenin në kushte normale.

Në energjitë mesatare të aktivizimit (nga 40 në 120 kJ/mol), shpejtësia e reagimit do të jetë mesatare. Reaksione të tilla ndodhin edhe në kushte normale, por jo shumë shpejt, në mënyrë që ato të shihen me sy të lirë. Reaksione të tilla përfshijnë ndërveprimin e natriumit me ujin, ndërveprimin e hekurit me acidin klorhidrik etj.

Substancat që janë të qëndrueshme në kushte normale zakonisht kanë energji të larta aktivizimi.

Disa reaksione kimike ndodhin pothuajse menjëherë (shpërthimi i një përzierjeje oksigjen-hidrogjen, reaksionet e shkëmbimit të joneve në një tretësirë ​​ujore), të tjerët shpejt (djegia e substancave, ndërveprimi i zinkut me acidin) dhe të tjerët ngadalë (ndryshkja e hekurit, kalbja e mbetjeve organike ). Reagimet dihet se janë aq të ngadalta sa që një person thjesht nuk mund t'i vërejë ato. Për shembull, shndërrimi i granitit në rërë dhe argjilë ndodh gjatë mijëra viteve.

Me fjalë të tjera, reaksionet kimike mund të ndodhin me të ndryshme shpejtësia.

Por çfarë është ajo reagimi i shpejtësisë? Cili është përkufizimi i saktë i kësaj sasie dhe, më e rëndësishmja, shprehja e saj matematikore?

Shpejtësia e një reaksioni është ndryshimi në sasinë e një substance për njësi të kohës në një njësi vëllimi. Matematikisht, kjo shprehje shkruhet si:

Ku n 1 Dhen 2 – sasia e substancës (mol) në kohën t 1 dhe t 2, përkatësisht, në një sistem vëllimi V.

Cila shenjë plus ose minus (±) do të shfaqet para shprehjes së shpejtësisë varet nëse po shohim një ndryshim në sasinë e një substance - një produkti apo një reaktant.

Natyrisht, gjatë reagimit, reagentët konsumohen, domethënë sasia e tyre zvogëlohet, prandaj, për reagentët, shprehja (n 2 - n 1) ka gjithmonë një vlerë më të vogël se zero. Meqenëse shpejtësia nuk mund të jetë një vlerë negative, në këtë rast duhet të vendosni një shenjë minus përpara shprehjes.

Nëse shikojmë ndryshimin në sasinë e produktit, dhe jo reagentin, atëherë shenja minus nuk kërkohet para shprehjes për llogaritjen e shpejtësisë, pasi shprehja (n 2 - n 1) në këtë rast është gjithmonë pozitive, sepse sasia e produktit si rezultat i reaksionit mund të rritet vetëm.

Raporti i sasisë së substancës n për vëllimin në të cilin ndodhet kjo sasi e substancës quhet përqendrim molar ME:

Kështu, duke përdorur konceptin e përqendrimit molar dhe shprehjen e tij matematikore, mund të shkruajmë një opsion tjetër për përcaktimin e shpejtësisë së reagimit:

Shpejtësia e reagimit është ndryshimi në përqendrimin molar të një substance si rezultat i një reaksioni kimik në një njësi të kohës:

Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e reagimit

Shpesh është jashtëzakonisht e rëndësishme të dihet se çfarë përcakton shpejtësinë e një reagimi të caktuar dhe si të ndikohet në të. Për shembull, industria e përpunimit të naftës lufton fjalë për fjalë për çdo gjysmë për qind shtesë të produktit për njësi të kohës. Në fund të fundit, duke pasur parasysh sasinë e madhe të naftës së përpunuar, edhe gjysmë për qind rezulton në një fitim të madh financiar vjetor. Në disa raste, është jashtëzakonisht e rëndësishme të ngadalësohet një reagim, veçanërisht korrozioni i metaleve.

Pra, nga çfarë varet shpejtësia e reagimit? Varet, çuditërisht, nga shumë parametra të ndryshëm.

Për të kuptuar këtë çështje, para së gjithash, le të imagjinojmë se çfarë ndodh si rezultat i një reaksioni kimik, për shembull:

A + B → C + D

Ekuacioni i shkruar më sipër pasqyron procesin në të cilin molekulat e substancave A dhe B, duke u përplasur me njëra-tjetrën, formojnë molekulat e substancave C dhe D.

Kjo do të thotë, padyshim, që të ndodhë reaksioni, së paku është e nevojshme një përplasje e molekulave të substancave fillestare. Natyrisht, nëse rrisim numrin e molekulave për njësi vëllimi, numri i përplasjeve do të rritet në të njëjtën mënyrë që frekuenca e përplasjeve tuaja me pasagjerët në një autobus të mbushur me njerëz do të rritet në krahasim me një gjysmë bosh.

Me fjale te tjera, shpejtësia e reaksionit rritet me rritjen e përqendrimit të reaktantëve.

Në rastin kur një ose më shumë nga reaktantët janë gazra, shpejtësia e reaksionit rritet me rritjen e presionit, pasi presioni i një gazi është gjithmonë në përpjesëtim të drejtë me përqendrimin e molekulave të tij përbërëse.

Megjithatë, përplasja e grimcave është një kusht i domosdoshëm, por aspak i mjaftueshëm që të ndodhë reaksioni. Fakti është se, sipas llogaritjeve, numri i përplasjeve të molekulave të substancave reaguese në përqendrimin e tyre të arsyeshëm është aq i madh sa të gjitha reagimet duhet të ndodhin në një çast. Megjithatë, në praktikë kjo nuk ndodh. Per Cfarë bëhet fjalë?

Fakti është se jo çdo përplasje e molekulave reaktante do të jetë domosdoshmërisht efektive. Shumë përplasje janë elastike - molekulat kërcejnë nga njëra-tjetra si topa. Që të ndodhë një reaksion, molekulat duhet të kenë energji të mjaftueshme kinetike. Energjia minimale që duhet të kenë molekulat e substancave reaguese që të ndodhë reaksioni quhet energji aktivizimi dhe shënohet si E a. Në një sistem të përbërë nga një numër i madh molekulash, ekziston një shpërndarje e molekulave sipas energjisë, disa prej tyre kanë energji të ulët, disa kanë energji të lartë dhe mesatare. Nga të gjitha këto molekula, vetëm një pjesë e vogël e molekulave kanë një energji më të madhe se energjia e aktivizimit.

Siç e dini nga një kurs i fizikës, temperatura është në fakt një masë e energjisë kinetike të grimcave që përbëjnë një substancë. Kjo do të thotë, sa më shpejt të lëvizin grimcat që përbëjnë një substancë, aq më e lartë është temperatura e saj. Kështu, padyshim, duke rritur temperaturën në thelb rritim energjinë kinetike të molekulave, si rezultat i së cilës rritet përqindja e molekulave me energji që tejkalon Ea dhe përplasja e tyre do të çojë në një reaksion kimik.

Fakti i efektit pozitiv të temperaturës në shpejtësinë e reaksionit u vërtetua në mënyrë empirike nga kimisti holandez Van't Hoff në shekullin e 19-të. Bazuar në hulumtimin e tij, ai formuloi një rregull që mban ende emrin e tij dhe shkon kështu:

Shpejtësia e çdo reaksioni kimik rritet 2-4 herë me një rritje të temperaturës me 10 gradë.

Paraqitja matematikore e këtij rregulli shkruhet si:

Ku V 2 Dhe V 1 është shpejtësia në temperaturat t 2 dhe t 1, përkatësisht, dhe γ është koeficienti i temperaturës së reaksionit, vlera e të cilit më së shpeshti qëndron në intervalin nga 2 në 4.

Shpesh shpejtësia e shumë reaksioneve mund të rritet duke përdorur katalizatorë.

Katalizatorët janë substanca që përshpejtojnë rrjedhën e një reaksioni pa u konsumuar.

Por si e rrisin katalizatorët shpejtësinë e një reaksioni?

Le të kujtojmë për energjinë e aktivizimit E a. Molekulat me energji më të ulët se energjia e aktivizimit në mungesë të një katalizatori nuk mund të ndërveprojnë me njëra-tjetrën. Katalizatorët ndryshojnë rrugën përgjatë së cilës zhvillohet një reagim, ashtu si një udhërrëfyes me përvojë do të drejtojë një ekspeditë jo drejtpërdrejt përmes një mali, por me ndihmën e shtigjeve të tërthorta, si rezultat i të cilave edhe ata shoqërues që nuk kishin energji të mjaftueshme për t'u ngjitur në një mali do të jetë në gjendje të lëvizë në anën tjetër të saj.

Përkundër faktit se katalizatori nuk konsumohet gjatë reaksionit, ai megjithatë merr pjesë aktive në të, duke formuar komponime të ndërmjetme me reagentët, por në fund të reaksionit ai kthehet në gjendjen e tij origjinale.

Përveç faktorëve të mësipërm që ndikojnë në shpejtësinë e reagimit, nëse ekziston një ndërfaqe midis substancave reaguese (reagim heterogjen), shpejtësia e reagimit do të varet gjithashtu nga zona e kontaktit të reaktantëve. Për shembull, imagjinoni një grimcë metali alumini që hidhet në një epruvetë që përmban një tretësirë ​​ujore të acidit klorhidrik. Alumini është një metal aktiv që mund të reagojë me acide jooksiduese. Me acid klorhidrik, ekuacioni i reagimit është si më poshtë:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Alumini është i ngurtë, që do të thotë se reaksioni me acid klorhidrik ndodh vetëm në sipërfaqen e tij. Natyrisht, nëse rrisim sipërfaqen duke e rrotulluar fillimisht kokrrizën e aluminit në fletë metalike, në këtë mënyrë do të sigurojmë një numër më të madh atomesh alumini të disponueshëm për reagim me acidin. Si rezultat, shkalla e reagimit do të rritet. Në mënyrë të ngjashme, rritja e sipërfaqes së një trupi të ngurtë mund të arrihet duke e bluar atë në pluhur.

Gjithashtu, shpejtësia e një reaksioni heterogjen në të cilin një lëndë e ngurtë reagon me një substancë të gaztë ose të lëngët shpesh ndikohet pozitivisht nga përzierja, e cila është për shkak të faktit se si rezultat i përzierjes, molekulat e grumbulluara të produkteve të reaksionit largohen nga reaksioni. zonë dhe një pjesë e re e molekulave reaktante është "futur".

Së fundi, duhet theksuar gjithashtu ndikimi i madh në shpejtësinë e reagimit dhe natyrën e reagentëve. Për shembull, sa më i ulët të jetë një metal alkali në tabelën periodike, aq më shpejt reagon me ujin, fluori, ndër të gjithë halogjenët, reagon më shpejt me gazin hidrogjen, etj.

Duke përmbledhur të gjitha sa më sipër, shpejtësia e reagimit varet nga faktorët e mëposhtëm:

1) përqendrimi i reagentëve: sa më i lartë, aq më i madh është shpejtësia e reagimit

2) temperatura: me rritjen e temperaturës, shpejtësia e çdo reagimi rritet

3) zona e kontaktit të reagentëve: sa më e madhe të jetë zona e kontaktit të reagentëve, aq më e lartë është shkalla e reagimit

4) përzierja, nëse ndodh një reaksion midis një të ngurtë dhe një lëngu ose gazi, përzierja mund ta përshpejtojë atë.

Reaksionet kimike ndodhin me shpejtësi të ndryshme. Disa prej tyre plotësohen plotësisht në fraksione të vogla të sekondës, të tjerat kryhen në minuta, orë, ditë; njihen reaksione që kërkojnë disa vite për të ndodhur. Për më tepër, i njëjti reagim mund të vazhdojë shpejt në disa kushte, për shembull, në temperatura të ngritura, dhe ngadalë në të tjera, për shembull, pas ftohjes; Për më tepër, ndryshimi në shpejtësinë e të njëjtit reagim mund të jetë shumë i madh.

Kur merret parasysh shpejtësia e një reaksioni kimik, është e nevojshme të bëhet dallimi midis reaksioneve që ndodhin në një sistem homogjen (reaksione homogjene) dhe reaksioneve që ndodhin në një sistem heterogjen (reaksione heterogjene).

PËRKUFIZIM

Sistemi në kimi është zakon të quhet substanca ose koleksioni i substancave në fjalë. Në këtë rast, sistemi është në kontrast me mjedisin e jashtëm - substancat që rrethojnë sistemin.

Ka sisteme homogjene dhe heterogjene. Homogjene quhet një sistem i përbërë nga një fazë heterogjene- një sistem i përbërë nga disa faza. Fazaështë një pjesë e një sistemi të ndarë nga pjesët e tjera të tij nga një ndërfaqe, gjatë kalimit përmes të cilit vetitë ndryshojnë befas.

Një shembull i një sistemi homogjen është çdo përzierje gazi (të gjithë gazrat në presione jo shumë të larta treten në njëri-tjetrin pa kufi) ose një zgjidhje e disa substancave në një tretës.

Shembuj të sistemeve heterogjene përfshijnë sistemet e mëposhtme: ujë me akull, një zgjidhje e ngopur me sediment, qymyr dhe squfur në një atmosferë ajri.

Nëse një reaksion ndodh në një sistem homogjen, atëherë ai ndodh në të gjithë vëllimin e këtij sistemi. Nëse një reaksion ndodh midis substancave që formojnë një sistem heterogjen, atëherë ai mund të ndodhë vetëm në ndërfaqen midis fazave që formojnë sistemin. Në këtë drejtim, shpejtësia e një reaksioni homogjen dhe shpejtësia e një reaksioni heterogjen përcaktohen ndryshe.

PËRKUFIZIM

Shpejtësia e reagimit homogjenështë sasia e një lënde që reagon ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës për njësi vëllimi të sistemit.

Shpejtësia e reaksionit heterogjenështë sasia e substancës që reagon ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës për njësi sipërfaqe të fazës.

Të dy këto përkufizime mund të shkruhen në formë matematikore. Le të prezantojmë shënimin e mëposhtëm: υ homogjen - shpejtësia e reagimit në një sistem homogjen; υ h etero gen - shpejtësia e reagimit në një sistem heterogjen n - numri i moleve të ndonjë prej substancave që rezulton nga reaksioni; V është vëllimi i sistemit; t-koha; S është sipërfaqja e fazës në të cilën ndodh reaksioni; Δ - shenjë e rritjes (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). Pastaj

υ homogjen = Δn / (V× Δt);

υ heterogjen = Δn / (S× Δt).

E para nga këto ekuacione mund të thjeshtohet. Raporti i sasisë së një substance (n) me vëllimin (V) të sistemit është përqendrimi molar (c) i substancës: c=n/V, nga ku Δc=Δn/V dhe në fund:

υ homogjen = Δc / Δt.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Ushtrimi	Përbëni formulat e dy oksideve të hekurit nëse fraksionet masive të hekurit në to janë 77,8% dhe 70,0%.
Zgjidhje	Le të gjejmë pjesën e masës në secilin prej oksideve të bakrit: ω 1 (O) = 100% - ω 1 (Fe) = 100% - 77,8% = 22,2%; ω 2 (O) = 100% - ω 2 (Fe) = 100% - 70,0% = 30,0%. Le të shënojmë numrin e moleve të elementeve të përfshirë në përbërje me "x" (hekur) dhe "y" (oksigjen). Pastaj, raporti molar do të duket kështu (ne do të rrumbullakosim vlerat e masave atomike relative të marra nga Tabela Periodike e D.I. Mendeleev në numra të plotë): 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. Kjo do të thotë se formula e oksidit të parë të hekurit do të jetë 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. Kjo do të thotë se formula e oksidit të dytë të hekurit do të jetë Fe 2 O 3.
Përgjigju	FeO, Fe2O3

SHEMBULL 2

Ushtrimi	Shkruani një formulë për përbërjen e hidrogjenit, jodit dhe oksigjenit nëse pjesët masive të elementeve në të janë: ω(H) = 2,2%, ω(I) = 55,7%, ω(O) = 42,1%.
Zgjidhje	Pjesa masive e elementit X në një molekulë të përbërjes NX llogaritet duke përdorur formulën e mëposhtme: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Le të shënojmë numrin e moleve të elementeve të përfshirë në përbërje si "x" (hidrogjen), "y" (jod), "z" (oksigjen). Pastaj, raporti molar do të duket kështu (vlerat e masave atomike relative të marra nga Tabela Periodike e D.I. Mendeleev janë të rrumbullakosura në numra të plotë): 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. Kjo do të thotë se formula për përbërjen e hidrogjenit, jodit dhe oksigjenit do të jetë H 5 IO 6 .
Përgjigju	H5IO6

Konceptet kryesore të studiuara:

Shpejtësia e reaksioneve kimike

Përqendrimi molar

Kinetika

Reaksionet homogjene dhe heterogjene

Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e reaksioneve kimike

Katalizator, frenues

Kataliza

Reaksione të kthyeshme dhe të pakthyeshme

Ekuilibri kimik

Reaksionet kimike janë reaksione si rezultat i të cilave substanca të tjera fitohen nga një substancë (substancat e reja formohen nga substancat origjinale). Disa reaksione kimike ndodhin në një fraksion të sekondës (shpërthimi), ndërsa të tjerët zgjasin minuta, ditë, vite, dekada, etj.

Për shembull: reaksioni i djegies së barutit ndodh menjëherë me ndezjen dhe shpërthimin, dhe reagimi i errësimit të argjendit ose ndryshkjes së hekurit (korrozioni) ndodh aq ngadalë sa rezultati i tij mund të monitorohet vetëm pas një kohe të gjatë.

Për të karakterizuar shpejtësinë e një reaksioni kimik përdoret koncepti i shpejtësisë së reaksionit kimik - υ.

Shpejtësia e reaksionit kimikështë ndryshimi i përqendrimit të njërit prej reaktantëve të një reaksioni për njësi të kohës.

Formula për llogaritjen e shpejtësisë së një reaksioni kimik:

υ =	nga 2 - nga 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆t

c 1 – përqendrimi molar i substancës në kohën fillestare t 1

c 2 – përqendrimi molar i substancës në kohën fillestare t 2

meqenëse shpejtësia e një reaksioni kimik karakterizohet nga një ndryshim në përqendrimin molar të reaktantëve (substancat fillestare), pastaj t 2 > t 1 dhe c 2 > c 1 (përqendrimi i substancave fillestare zvogëlohet me zhvillimin e reaksionit) .

Përqendrimi molar (s)– është sasia e substancës për njësi vëllimi. Njësia matëse për përqendrimin molar është [mol/l].

Dega e kimisë që studion shpejtësinë e reaksioneve kimike quhet kinetika kimike. Duke ditur ligjet e tij, një person mund të kontrollojë proceset kimike dhe t'i vendosë ato me një shpejtësi të caktuar.

Kur llogaritet shpejtësia e një reaksioni kimik, është e nevojshme të mbani mend se reaksionet ndahen në homogjene dhe heterogjene.

Reaksionet homogjene– reaksionet që ndodhin në të njëjtin mjedis (d.m.th., reaktantët janë në të njëjtën gjendje grumbullimi; për shembull: gaz + gaz, lëng + lëng).

Reaksionet heterogjene- këto janë reaksione që ndodhin midis substancave në një mjedis heterogjen (ekziston një ndërfaqe fazore, d.m.th. substancat reaguese janë në gjendje të ndryshme grumbullimi; për shembull: gaz + lëng, lëng + i ngurtë).

Formula e mësipërme për llogaritjen e shpejtësisë së një reaksioni kimik është e vlefshme vetëm për reaksionet homogjene. Nëse reaksioni është heterogjen, atëherë ai mund të ndodhë vetëm në sipërfaqen e reaktantëve.

Për një reaksion heterogjen, shpejtësia llogaritet duke përdorur formulën:

∆ν – ndryshimi i sasisë së substancës

S – zona e ndërfaqes

∆ t – periudha kohore gjatë së cilës ka ndodhur reaksioni

Shpejtësia e reaksioneve kimike varet nga faktorë të ndryshëm: natyra e reaktantëve, përqendrimi i substancave, temperatura, katalizatorët ose frenuesit.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga natyra e substancave reaguese.

Le të analizojmë këtë varësi të shpejtësisë së reagimit duke përdorur një shembull: le të hedhim kokrrizat metalike me sipërfaqe të barabartë në dy epruveta që përmbajnë të njëjtën sasi tretësirë ​​të acidit klorhidrik (HCl): një kokrrizë hekuri (Fe) në epruvetën e parë dhe një kokrrizë magnezi (Mg) në të dytën. Si rezultat i vëzhgimeve, bazuar në shpejtësinë e çlirimit të hidrogjenit (H2), mund të vërehet se magnezi reagon me acidin klorhidrik me shpejtësinë më të lartë se hekuri.. Shpejtësia e këtij reaksioni kimik ndikohet nga natyra e metalit (d.m.th., magnezi është një metal më reaktiv se hekuri, dhe për këtë arsye reagon më fuqishëm me acidin).

Varësia e shpejtësisë së reaksioneve kimike nga përqendrimi i reaktantëve.

Sa më i lartë të jetë përqendrimi i substancës reaguese (nisëse), aq më shpejt zhvillohet reaksioni. Në të kundërt, sa më i ulët të jetë përqendrimi i reaktantit, aq më i ngadalshëm është reagimi.

Për shembull: derdhni një tretësirë ​​të koncentruar të acidit klorhidrik (HCl) në një epruvetë dhe një tretësirë ​​të holluar të acidit klorhidrik në tjetrën. Le të vendosim një kokrrizë zinku (Zn) në të dy epruvetat. Ne do të vëzhgojmë, nga shpejtësia e evolucionit të hidrogjenit, se reaksioni do të vazhdojë më shpejt në epruvetën e parë, sepse përqendrimi i acidit klorhidrik në të është më i madh se në epruvetën e dytë.

Për të përcaktuar varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik, përdorni ligji i veprimit të masave (vepruese). : shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, të marra në fuqi që janë të barabarta me koeficientët e tyre.

Për shembull, për një reagim që vazhdon sipas skemës: nA + mB → D, shpejtësia e një reaksioni kimik përcaktohet nga formula:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m, Ku

υ x.r - shpejtësia e reaksionit kimik

C (A) - A

C (B) - përqendrimi molar i një lënde NË

n dhe m - koeficientët e tyre

k - Konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik (vlera e referencës).

Ligji i veprimit masiv nuk zbatohet për substancat në gjendje të ngurtë, sepse përqendrimi i tyre është konstant (për faktin se ato reagojnë vetëm në sipërfaqe, e cila mbetet e pandryshuar).

Për shembull: për reagim 2 Cu + O 2 = 2 CuO Shpejtësia e reagimit përcaktohet nga formula:

υ h.r. = k C(O 2)

PROBLEMI: Konstanta e shpejtësisë për reaksionin 2A + B = D është 0,005. njehsoni shpejtësinë e reaksionit në përqendrimin molar të substancës A = 0,6 mol/l, substanca B = 0,8 mol/l.

Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura.

Kjo varësi përcaktohet rregulli van't Hoff (1884): me çdo rritje prej 10°C në temperaturë, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet mesatarisht 2-4 herë.

Kështu, bashkëveprimi i hidrogjenit (H 2) dhe oksigjenit (O 2) në temperaturën e dhomës pothuajse nuk ndodh, shkalla e këtij reaksioni kimik është aq i ulët. Por në një temperaturë prej 500 C o ky reaksion ndodh në 50 minuta, dhe në një temperaturë prej 700 C o ndodh pothuajse menjëherë.

Formula për llogaritjen e shpejtësisë së një reaksioni kimik sipas rregullit Van't Hoff:

ku: υ t 1 dhe υ t 2 - shpejtësia e reaksioneve kimike në t 2 dhe t 1

γ është koeficienti i temperaturës, i cili tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit me një rritje të temperaturës me 10 C o.

Ndryshimi i shpejtësisë së reagimit:

2. Zëvendësoni të dhënat nga deklarata e problemit në formulën:

Varësia e shpejtësisë së reagimit nga substanca të veçanta - katalizatorë dhe frenues.

Katalizator- një substancë që rrit shpejtësinë e një reaksioni kimik, por nuk merr pjesë vetë në të.

Frenues- një substancë që ngadalëson një reaksion kimik, por nuk merr pjesë vetë në të.

Shembull: në një provëz me një zgjidhje prej 3% peroksid hidrogjeni (H 2 O 2), e cila është ngrohur, shtoni një copëz që digjet - nuk do të ndizet, sepse shkalla e reagimit të dekompozimit të peroksidit të hidrogjenit në ujë (H 2 O) dhe oksigjen (O 2) është shumë e ulët, dhe oksigjeni që rezulton nuk është i mjaftueshëm për të kryer një reagim me cilësi të lartë ndaj oksigjenit (duke mbajtur djegie). Tani le të shtojmë pak pluhur të zi të oksidit të manganit (IV) (MnO 2) në epruvetën dhe të shohim që lëshimi i shpejtë i flluskave të gazit (oksigjenit) ka filluar dhe copëza e djegur e sjellë në epruvetë ndizet me shkëlqim. MnO 2 është katalizator për këtë reaksion, ai përshpejtoi shpejtësinë e reaksionit, por nuk mori pjesë në të (kjo mund të vërtetohet duke peshuar katalizatorin para dhe pas reaksionit - masa e tij nuk do të ndryshojë).