Hemijska reakcija je transformacija jedne supstance u drugu.

Bez obzira na vrstu hemijske reakcije, one se odvijaju različitim brzinama. Na primjer, geohemijske transformacije u utrobi Zemlje (formiranje kristalnih hidrata, hidroliza soli, sinteza ili razgradnja minerala) odvijaju se hiljadama, milionima godina. A reakcije kao što su sagorijevanje baruta, vodonika, šalitre i bertolet soli se dešavaju u djelićima sekunde.

Brzina hemijske reakcije se odnosi na promjenu količine reaktanata (ili produkta reakcije) u jedinici vremena. Najčešći koncept prosečna brzina reakcije (Δc p) u vremenskom intervalu.

v av = ± ∆C/∆t

Za proizvode ∆S > 0, za početne supstance -∆S< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Brzina svake hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reagujućih supstanci, koncentracije reagujućih supstanci, promene temperature reakcije, stepena mlevenja reagujućih supstanci, promene pritiska i uvođenja katalizatora. u reakcioni medij.

Priroda reaktanata značajno utiče na brzinu hemijske reakcije. Kao primjer, razmotrite interakciju nekih metala sa trajnom komponentom - vodom. Definirajmo metale: Na, Ca, Al, Au. Natrijum reaguje sa vodom na uobičajenim temperaturama veoma burno, oslobađajući veliku količinu toplote.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Q;

Kalcijum slabije reaguje sa vodom na uobičajenim temperaturama:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q;

Aluminijum reaguje sa vodom već na povišenim temperaturama:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH)z + ZH 2 - Q;

A zlato je jedan od neaktivnih metala, ne reagira s vodom ni na normalnim ni na povišenim temperaturama.

Brzina hemijske reakcije direktno zavisi od koncentracije reaktanata . Dakle, za reakciju:

C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O;

Izraz za brzinu reakcije je:

v = k**[O 2 ] 3 ;

gdje je k konstanta brzine kemijske reakcije, numerički jednaka brzini ove reakcije, pod uvjetom da su koncentracije reagujućih komponenti jednake 1 g/mol; vrijednosti [C 2 H 4 ] i [O 2 ] 3 odgovaraju koncentracijama reagujućih supstanci podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Što je veća koncentracija [C 2 H 4 ] ili [O 2 ], to je više sudara molekula ovih supstanci u jedinici vremena, a samim tim i veća je brzina hemijske reakcije.

Brzine hemijskih reakcija, po pravilu, takođe su direktno zavisne na temperaturu reakcije . Prirodno, sa povećanjem temperature, kinetička energija molekula raste, što takođe dovodi do većih sudara molekula u jedinici vremena. Brojni eksperimenti su pokazali da se sa svakih 10 stupnjeva promjene temperature brzina reakcije mijenja za 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo):

gdje je V T 2 brzina hemijske reakcije na T 2; V ti je brzina hemijske reakcije na T 1 ; g je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Uticaj stepen mlevenja supstanci brzina reakcije je takođe direktno zavisna. Što su čestice reagujućih supstanci sitnije, to više dolaze u dodir jedna s drugom u jedinici vremena, a brzina kemijske reakcije je veća. Stoga se u pravilu reakcije između plinovitih tvari ili otopina odvijaju brže nego u čvrstom stanju.

Promjene tlaka utječu na brzinu reakcije između tvari u plinovitom stanju. Nalazeći se u zatvorenom volumenu na konstantnoj temperaturi, reakcija se odvija brzinom od V 1. Ako u ovom sistemu povećamo pritisak (dakle, smanjimo zapreminu), koncentracije reagujućih supstanci će se povećati, sudar njihovih molekula po jedinici vremena će se povećati, brzina reakcije će se povećati na V 2 (v 2 > v 1).

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije, ali ostaju nepromijenjene nakon završetka kemijske reakcije. Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije naziva se kataliza.Katalizatori mogu i ubrzati kemijski dinamički proces i usporiti ga. Kada su tvari koje djeluju u interakciji i katalizator u istom agregacijskom stanju, govorimo o homogenoj katalizi, a kod heterogene katalize reaktanti i katalizator su u različitim agregacijskim stanjima. Katalizator i reagensi formiraju međukompleks. Na primjer, za reakciju:

Katalizator (K) formira kompleks sa A ili B - AK, VK, koji oslobađa K nakon interakcije sa slobodnom česticom A ili B:

AK + B = AB + K

VK + A = VA + K;

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Stalno se suočavamo sa raznim hemijskim interakcijama. Sagorevanje prirodnog gasa, rđanje gvožđa, kiseljenje mleka - to nisu svi procesi koji se detaljno izučavaju u školskom kursu hemije.

Za neke reakcije su potrebni delići sekunde, dok za neke interakcije traju dani ili sedmice.

Pokušajmo identificirati ovisnost brzine reakcije o temperaturi, koncentraciji i drugim faktorima. Novi obrazovni standard ovoj problematici dodeljuje minimalnu količinu nastavnog vremena. Testovi Jedinstvenog državnog ispita uključuju zadatke o zavisnosti brzine reakcije od temperature, koncentracije, pa čak nude i računske probleme. Mnogi srednjoškolci imaju određene poteškoće u pronalaženju odgovora na ova pitanja, pa ćemo ovu temu detaljno analizirati.

Relevantnost pitanja koje se razmatra

Informacije o brzini reakcije imaju važan praktični i naučni značaj. Na primjer, u specifičnoj proizvodnji tvari i proizvoda, produktivnost opreme i cijena robe direktno ovise o ovoj vrijednosti.

Klasifikacija tekućih reakcija

Postoji direktna veza između stanja agregacije početnih komponenti i proizvoda nastalih tokom heterogenih interakcija.

U hemiji, sistem obično znači supstancu ili njihovu kombinaciju.

Sistem koji se sastoji od jedne faze (istog agregatnog stanja) smatra se homogenim. Kao primjer možemo spomenuti mješavinu plinova i nekoliko različitih tekućina.

Heterogeni sistem je sistem u kojem reaguju supstance u obliku gasova i tečnosti, čvrstih materija i gasova.

Ne postoji samo zavisnost brzine reakcije od temperature, već i od faze u kojoj se koriste komponente koje ulaze u analiziranu interakciju.

Homogenu kompoziciju karakteriše proces koji se odvija u celoj zapremini, što značajno poboljšava njen kvalitet.

Ako su polazne supstance u različitim faznim stanjima, tada se maksimalna interakcija opaža na međufaznoj granici. Na primjer, kada je aktivni metal otopljen u kiselini, formiranje proizvoda (soli) se opaža samo na površini njihovog kontakta.

Matematički odnos između brzine procesa i različitih faktora

Kako izgleda jednadžba za ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi? Za homogeni proces, brzina je određena količinom supstance koja interaguje ili se formira tokom reakcije u zapremini sistema u jedinici vremena.

Za heterogeni proces, brzina se određuje u smislu količine supstance koja reaguje ili proizvedena u procesu po jedinici površine u minimalnom vremenskom periodu.

Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

Priroda supstanci koje reaguju jedan je od razloga za različite brzine procesa. Na primjer, alkalni metali stvaraju alkalije s vodom na sobnoj temperaturi, a proces je praćen intenzivnim oslobađanjem plinovitog vodonika. Plemeniti metali (zlato, platina, srebro) nisu sposobni za takve procese ni na sobnoj temperaturi ni kada su zagrijani.

Priroda reaktanata je faktor koji se uzima u obzir u hemijskoj industriji kako bi se povećala profitabilnost proizvodnje.

Otkrivena je veza između koncentracije reagensa i brzine hemijske reakcije. Što je veći, to će se više čestica sudarati, pa će se proces odvijati brže.

Zakon djelovanja mase u matematičkom obliku opisuje direktno proporcionalnu vezu između koncentracije polaznih tvari i brzine procesa.

Formulisao ga je sredinom devetnaestog veka ruski hemičar N. N. Beketov. Za svaki proces se određuje konstanta reakcije, koja nije povezana s temperaturom, koncentracijom ili prirodom reaktanata.

Da biste ubrzali reakciju u kojoj je uključena čvrsta tvar, potrebno je samljeti je u prah.

U ovom slučaju povećava se površina, što pozitivno utiče na brzinu procesa. Za dizel gorivo koristi se poseban sistem ubrizgavanja, zbog čega se, kada dođe u kontakt sa zrakom, brzina sagorijevanja smjese ugljovodonika značajno povećava.

Grijanje

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi objašnjava se molekularno-kinetičkom teorijom. Omogućava vam da izračunate broj sudara između molekula reagensa pod određenim uvjetima. Ako ste naoružani takvim informacijama, onda bi u normalnim uslovima svi procesi trebali da se odvijaju trenutno.

Ali ako uzmemo u obzir konkretan primjer ovisnosti brzine reakcije o temperaturi, ispada da je za interakciju potrebno prvo prekinuti kemijske veze između atoma tako da se od njih formiraju nove tvari. To zahtijeva značajnu potrošnju energije. Koja je zavisnost brzine reakcije od temperature? Energija aktivacije određuje mogućnost pucanja molekula, a upravo ta energija karakteriše realnost procesa. Njegove jedinice su kJ/mol.

Ako je energija nedovoljna, sudar će biti neefikasan, pa ga ne prati stvaranje nove molekule.

Grafičko predstavljanje

Zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature može se prikazati grafički. Kada se zagrije, povećava se broj sudara između čestica, što ubrzava interakciju.

Kako izgleda grafikon brzine reakcije u odnosu na temperaturu? Energija molekula prikazana je horizontalno, a broj čestica sa velikom rezervom energije je prikazan vertikalno. Grafikon je kriva po kojoj se može suditi o brzini određene interakcije.

Što je veća razlika u energiji od prosjeka, to je tačka krive udaljenija od maksimuma, a manji procenat molekula ima takvu rezervu energije.

Važni aspekti

Da li je moguće zapisati jednačinu za ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi? Njegovo povećanje se ogleda u povećanju brzine procesa. Ovu ovisnost karakterizira određena vrijednost koja se naziva temperaturni koeficijent brzine procesa.

Za bilo koju interakciju otkrivena je ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi. Ako se poveća za 10 stepeni, brzina procesa se povećava za 2-4 puta.

Zavisnost brzine homogenih reakcija od temperature može se predstaviti u matematičkom obliku.

Za većinu interakcija na sobnoj temperaturi, koeficijent je u rasponu od 2 do 4. Na primjer, sa temperaturnim koeficijentom od 2,9, povećanje temperature od 100 stepeni ubrzava proces za skoro 50.000 puta.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se lako objasniti različitim energijama aktivacije. Ima minimalnu vrijednost tokom jonskih procesa, koji su određeni samo interakcijom katjona i anjona. Brojni eksperimenti ukazuju na trenutnu pojavu takvih reakcija.

Pri visokoj energiji aktivacije, samo mali broj sudara između čestica će dovesti do interakcije. Pri prosječnoj energiji aktivacije, reaktanti će komunicirati prosječnom brzinom.

Zadaci o zavisnosti brzine reakcije od koncentracije i temperature razmatraju se samo na višim nivoima obrazovanja i često izazivaju ozbiljne poteškoće kod djece.

Mjerenje brzine procesa

Oni procesi koji zahtijevaju značajnu energiju aktivacije uključuju početni prekid ili slabljenje veza između atoma u polaznim supstancama. U tom slučaju prelaze u određeno međustanje koje se naziva aktivirani kompleks. To je nestabilno stanje, prilično se brzo razgrađuje u produkte reakcije, proces je praćen oslobađanjem dodatne energije.

U svom najjednostavnijem obliku, aktivirani kompleks je konfiguracija atoma sa oslabljenim starim vezama.

Inhibitori i katalizatori

Analizirajmo zavisnost brzine enzimske reakcije od temperature sredine. Takve tvari djeluju kao akceleratori procesa.

Oni sami nisu učesnici u interakciji, njihov broj ostaje nepromenjen nakon završetka procesa. Dok katalizatori pomažu u povećanju brzine reakcije, inhibitori, naprotiv, usporavaju ovaj proces.

Suština ovoga leži u formiranju međuspojeva, zbog čega se uočava promjena brzine procesa.

Zaključak

Različite hemijske interakcije se dešavaju svakog minuta u svetu. Kako utvrditi zavisnost brzine reakcije od temperature? Arrheniusova jednadžba je matematičko objašnjenje odnosa između konstante brzine i temperature. Daje ideju o onim vrijednostima energije aktivacije pri kojima je moguće uništavanje ili slabljenje veza između atoma u molekulama i raspodjela čestica u nove kemijske tvari.

Zahvaljujući teoriji molekularne kinetike, moguće je predvidjeti vjerovatnoću interakcije između početnih komponenti i izračunati brzinu procesa. Među faktorima koji utiču na brzinu reakcije, od posebnog su značaja promene temperature, procentualne koncentracije supstanci u interakciji, površina kontakta, prisustvo katalizatora (inhibitora), kao i priroda komponenti u interakciji.

Brzina hemijskih reakcija. Hemijska ravnoteža

Plan:

1. Koncept brzine hemijske reakcije.

2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije.

3. Hemijska ravnoteža. Faktori koji utječu na ravnotežu pomaka. Le Chatelierov princip.

Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim otopinama. Na primjer, ako se isprazne otopine barij hlorida i natrijum sulfata, odmah se taloži bijeli talog barijum sulfata. Etilen brzo, ali ne odmah, obezbojava bromnu vodu. Rđa se polako stvara na željeznim predmetima, plak se pojavljuje na bakrenim i bronzanim proizvodima, a lišće trune.

Nauka proučava brzinu hemijske reakcije, kao i identifikaciju njene zavisnosti od uslova procesa - hemijska kinetika.

Ako se reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili plinskoj fazi, tada se interakcija reaktanata događa u cijelom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.

Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine) ili između tvari koje nisu sposobne formirati homogeni medij (na primjer, između dvije tekućine koje se ne miješaju), tada se odvija samo na dodirnoj površini supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

υ homogene reakcije određuje se promjenom količine tvari po jedinici po jedinici volumena:

υ =Δn / Δt ∙V

gdje je Δ n promjena broja molova jedne od tvari (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije), (mol);

V – zapremina gasa ili rastvora (l)

Budući da je Δ n / V = ​​ΔC (promjena koncentracije), onda

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogene reakcije određuje se promjenom količine tvari u jedinici vremena na jediničnoj površini dodira tvari.

υ =Δn / Δt ∙ S

gdje je Δ n – promjena količine tvari (reagensa ili proizvoda), (mol);

Δt – vremenski interval (s, min);

S – površina kontakta tvari (cm 2, m 2)

Zašto stope različitih reakcija nisu iste?

Da bi hemijska reakcija započela, molekuli reagujućih supstanci moraju da se sudare. Ali ne rezultira svaki sudar hemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do hemijske reakcije, molekuli moraju imati dovoljno veliku energiju. Čestice koje mogu proći hemijsku reakciju prilikom sudara nazivaju se aktivan. Imaju višak energije u odnosu na prosječnu energiju većine čestica – energiju aktivacije E act. U supstanci ima mnogo manje aktivnih čestica nego sa prosečnom energijom, pa da bi mnoge reakcije započele, sistemu se mora dati nešto energije (blesak svetlosti, grejanje, mehanički udar).

Energetska barijera (vrijednost E act) je različit za različite reakcije, što je niži, to se reakcija odvija lakše i brže.

2. Faktori koji utiču na υ(broj sudara čestica i njihova efikasnost).

1) Priroda reaktanata: njihov sastav, struktura => energija aktivacije

▪ što manje E act, što je veće υ;

Ako E act < 40 кДж/моль, то это значит, 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, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Ako E act> 120 kJ/mol, to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Stopa takvih reakcija je vrlo niska. Na primjer, hrđanje željeza, ili

pojavu reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako E act imaju srednje vrijednosti (40 – 120 kJ/mol), tada će brzina takvih reakcija biti prosječna. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etanolom, promjenu boje bromne vode s etilenom itd.

2) Temperatura: na t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Na t, broj aktivnih čestica (s E act) i njihove aktivne kolizije.

Zadatak 1. Brzina određene reakcije na 0 0 C je jednaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina ove reakcije na 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) koncentracija:što više, to češće dolazi do sudara i υ. Pri konstantnoj temperaturi za reakciju mA + nB = C prema zakonu djelovanja mase:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

gdje je k konstanta brzine;

C – koncentracija (mol/l)

Zakon masovne akcije:

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Z.d.m. ne uzima u obzir koncentraciju reagujućih supstanci u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije obično ostaju konstantne.

Zadatak 2. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B → C. Koliko puta i kako će se promijeniti brzina reakcije kada se koncentracija tvari B poveća za 3 puta?

Rješenje:υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ = k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ b 2

υ 2 = k ∙ a ∙ 3 u 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9

Odgovor: povećaće se 9 puta

Za gasovite supstance, brzina reakcije zavisi od pritiska

Što je pritisak veći, to je veća brzina.

4) Katalizatori– supstance koje menjaju mehanizam reakcije, redukuju E act => υ .

▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni nakon završetka reakcije

▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.

▪ Inhibitori – supstance koje ↓ υ

5) Za heterogene reakcije, υ takođe zavisi:

▪ o stanju dodirne površine reagujućih supstanci.

Uporedite: jednake količine rastvora sumporne kiseline sipane su u 2 epruvete i istovremeno je u jednu ubačen gvozdeni ekser, a u drugu gvozdene strugotine.Mlevenje čvrste supstance dovodi do povećanja broja njenih molekula koji mogu istovremeno da reaguju . Stoga će u drugoj epruveti brzina reakcije biti veća nego u prvoj.

Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama: malom prilikom formiranja stalaktita i stalagmita, prosječnom brzinom pri kuhanju hrane, trenutno tokom eksplozije. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim otopinama.

Određivanje brzine hemijske reakcije, kao i rasvetljavanje njene zavisnosti od uslova procesa, zadatak je hemijske kinetike - nauke o obrascima hemijskih reakcija tokom vremena.

Ako se kemijske reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer u rastvoru ili u gasnoj fazi, tada se interakcija reagujućih supstanci dešava u celom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.

(v homog) se definira kao promjena količine tvari po jedinici vremena po jedinici volumena:

gdje je Δn promjena broja molova jedne supstance (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije); Δt - vremenski interval (s, min); V je zapremina gasa ili rastvora (l).

Pošto odnos količine supstance i zapremine predstavlja molarnu koncentraciju C, onda

Dakle, brzina homogene reakcije se definira kao promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

ako se volumen sistema ne promijeni.

Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine), ili između tvari koje nisu u stanju da formiraju homogeni medij (na primjer, između tekućina koje se ne miješaju), tada se događa samo na kontaktne površine supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

Definira se kao promjena količine tvari po jedinici vremena na jediničnoj površini.

gdje je S površina kontakta tvari (m 2, cm 2).

Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije vanjski je faktor koji promatra istraživač. Zapravo, svi procesi se odvijaju na mikro nivou. Očigledno, da bi neke čestice reagovale, prvo se moraju sudariti, i to efikasno: ne raspršiti se kao loptice u različitim smjerovima, već na način da se „stare veze“ razbiju ili oslabe u česticama, a „nove“ mogu oblik.“, a za to čestice moraju imati dovoljno energije.

Izračunati podaci pokazuju da, na primjer, u plinovima sudari molekula pri atmosferskom pritisku iznose milijarde u sekundi, odnosno sve reakcije treba da se odvijaju trenutno. Ali to nije istina. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju da dovede do efektivnih sudara.

Minimalni višak energije koju čestica (ili par čestica) mora imati da bi se dogodio efektivni sudar naziva se aktivaciona energija Ea.

Dakle, na putu svih čestica koje ulaze u reakciju postoji energetska barijera jednaka energiji aktivacije E a. Kada je mali, postoji mnogo čestica koje ga mogu savladati, a brzina reakcije je visoka. U suprotnom, potrebno je “push”. Kada šibicu upalite alkoholnu lampu, dajete dodatnu energiju E a neophodnu za efikasan sudar molekula alkohola sa molekulima kiseonika (prevazilaženje barijere).

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogo faktora. Glavni su: priroda i koncentracija reaktanata, pritisak (u reakcijama koje uključuju plinove), temperatura, djelovanje katalizatora i površina reaktanata u slučaju heterogenih reakcija.

Temperatura

Kako temperatura raste, u većini slučajeva brzina kemijske reakcije značajno raste. U 19. vijeku Holandski hemičar J. X. van't Hoff formulirao je pravilo:

Svakih 10°C povećanje temperature dovodi do povećanjabrzina reakcije 2-4 puta(ova vrijednost se naziva temperaturni koeficijent reakcije).

Kako temperatura raste, prosječna brzina molekula, njihova energija i broj sudara se neznatno povećavaju, ali se udio "aktivnih" molekula koji sudjeluju u efektivnim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo povećava. Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:

gdje su v t 1 i v t 2 brzine reakcije, respektivno, na krajnjoj t 2 i početnoj t 1 temperaturi, a γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa svakih 10 °C porasta na temperaturi.

Međutim, da bi se povećala brzina reakcije, povećanje temperature nije uvijek primjenjivo, jer se početne tvari mogu početi raspadati, rastvarači ili same tvari mogu ispariti itd.

Endotermne i egzotermne reakcije

Poznato je da je reakcija metana s atmosferskim kisikom praćena oslobađanjem velike količine topline. Stoga se koristi u svakodnevnom životu za kuhanje, grijanje vode i grijanje. Prirodni plin koji se kućama isporučuje kroz cijevi sastoji se od 98% metana. Reakcija kalcijum oksida (CaO) s vodom također je praćena oslobađanjem velike količine topline.

Šta ove činjenice mogu ukazivati? Kada se u produktima reakcije formiraju nove hemijske veze, više energije nego što je potrebno za razbijanje hemijskih veza u reagensima. Višak energije se oslobađa u obliku topline, a ponekad i svjetlosti.

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

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

Takve reakcije treba da se dese lako (kao što se kamen lako kotrlja nizbrdo).

Reakcije u kojima se oslobađa energija nazivaju se EXOTHERMAL(od latinskog “exo” - van).

Na primjer, mnoge redoks reakcije su egzotermne. Jedna od ovih prekrasnih reakcija je intramolekularna oksidacija-redukcija koja se odvija unutar iste soli - amonijevog dihromata (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 reakcija. Oni su analogni kotrljanju kamena uz brdo. Još uvijek nije bilo moguće dobiti metan iz CO 2 i vode, a potrebno je snažno zagrijavanje da se dobije živi kreč CaO iz kalcijum hidroksida Ca(OH) 2. Ova reakcija se događa samo uz konstantan protok energije izvana:

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

Ovo sugerira da je za razbijanje hemijskih veza u Ca(OH) 2 potrebno više energije nego što se može osloboditi tokom formiranja novih hemijskih veza u molekulima CaO i H 2 O.

Reakcije u kojima se energija apsorbuje nazivaju se ENDOTHERMIC(od “endo” - prema unutra).

Koncentracija reaktanata

Promjena tlaka kada plinovite tvari sudjeluju u reakciji također dovodi do promjene koncentracije ovih tvari.

Da bi došlo do hemijskih interakcija između čestica, one se moraju efikasno sudariti. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, shodno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo gori u čistom kisiku. U tom slučaju se razvija temperatura dovoljna da se metal otopi. Na osnovu velike količine eksperimentalnog materijala, 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage i nezavisno od njih 1865. ruski naučnik N. I. Beketov formulisao je osnovni zakon hemijske kinetike, uspostavljajući zavisnost brzine reakcije od koncentracije reagujućih supstanci.

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Ovaj zakon se također naziva zakon masovne akcije.

Za reakciju A + B = D, ovaj zakon će biti izražen na sljedeći način:

Za reakciju 2A + B = D, ovaj zakon će biti izražen na sljedeći način:

Ovdje su C A, C B koncentracije supstanci A i B (mol/l); k 1 i k 2 su koeficijenti proporcionalnosti, koji se nazivaju konstante brzine reakcije.

Fizičko značenje konstante brzine reakcije nije teško ustanoviti – ona je numerički jednaka brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata 1 mol/l ili je njihov proizvod jednak jedinici. U ovom slučaju, jasno je da konstanta brzine reakcije ovisi samo o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari.

Zakon masovne akcije ne uzima u obzir koncentraciju reaktanata u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije su obično konstantne.

Na primjer, za reakciju sagorijevanja uglja, izraz brzine reakcije treba napisati na sljedeći način:

tj. brzina reakcije je proporcionalna samo koncentraciji kisika.

Ako jednadžba reakcije opisuje samo ukupnu kemijsku reakciju koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može na složen način ovisiti o koncentracijama polaznih tvari. Ova zavisnost se utvrđuje eksperimentalno ili teoretski na osnovu predloženog mehanizma reakcije.

Djelovanje katalizatora

Moguće je povećati brzinu reakcije upotrebom posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa manjom energijom aktivacije. Zovu se katalizatori (od latinskog katalysis - uništenje).

Katalizator djeluje kao iskusan vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (prevazilaženje zahtijeva puno truda i vremena i nije dostupno svima), već njemu poznatim obilaznim stazama, duž kojih mnogo lakše i brže se savladava planina.

Istina, obilaznicom možete stići ne baš tamo gdje vodi glavni prijevoj. Ali ponekad je to upravo ono što je potrebno! Upravo tako djeluju katalizatori koji se nazivaju selektivnim. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali se dušikov oksid (II) koristi u proizvodnji dušične kiseline.

Katalizatori- to su tvari koje učestvuju u kemijskoj reakciji i mijenjaju njenu brzinu ili smjer, ali na kraju reakcije ostaju nepromijenjene kvantitativno i kvalitativno.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera pomoću katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama i transportu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside iz izduvnih plinova automobila u bezopasni dušik).

Postoje dvije vrste katalize.

Homogena kataliza, u kojem su i katalizator i reaktanti u istom agregacijskom stanju (fazi).

Heterogena kataliza, u kojem su katalizator i reaktanti u različitim fazama. Na primjer, razgradnja vodikovog peroksida u prisustvu čvrstog katalizatora mangan (IV) oksida:

Sam katalizator se ne troši kao rezultat reakcije, ali ako se na njegovoj površini adsorbiraju druge tvari (oni se nazivaju katalitički otrovi), tada površina postaje neoperabilna i potrebna je regeneracija katalizatora. Stoga, prije izvođenja katalitičke reakcije, polazni materijali se temeljito pročišćavaju.

Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom koristi se čvrsti katalizator - vanadijev (V) oksid V 2 O 5:

U proizvodnji metanola koristi se čvrsti "cink-hrom" katalizator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biološki katalizatori - enzimi - rade vrlo efikasno. Po hemijskoj prirodi oni su proteini. Zahvaljujući njima, složene hemijske reakcije se dešavaju velikom brzinom u živim organizmima na niskim temperaturama.

Poznate su i druge zanimljive supstance - inhibitori (od latinskog inhibere - odlagati). Reaguju s aktivnim česticama velikom brzinom i stvaraju niskoaktivne spojeve. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju raznim supstancama kako bi se spriječili neželjeni procesi.

Na primjer, otopine vodikovog peroksida stabiliziraju se pomoću inhibitora.

Priroda supstanci koje reaguju (njihov sastav, struktura)

Značenje energije aktivacije je faktor kroz koji se utiče na uticaj prirode reagujućih supstanci na brzinu reakcije.

Ako je energija aktivacije niska (< 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.

Ako je energija aktivacije visoka(> 120 kJ/mol), to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Brzina takve reakcije je stoga vrlo niska. Na primjer, napredak reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako energije aktivacije kemijskih reakcija imaju srednje vrijednosti (40120 kJ/mol), tada će brzine takvih reakcija biti prosječne. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etil alkoholom, dekolorizaciju bromne vode sa etilenom, interakciju cinka sa hlorovodoničnom kiselinom itd.

Kontaktna površina reagujućih supstanci

Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, odnosno heterogenih, ovisi, pod jednakim ostalim stvarima, o svojstvima ove površine. Poznato je da se kreda u prahu otapa mnogo brže u hlorovodoničnoj kiselini nego komad krede jednake težine.

Povećanje brzine reakcije prvenstveno je posljedica povećanje kontaktne površine polaznih supstanci, kao i niz drugih razloga, na primjer, kršenje strukture "ispravne" kristalne rešetke. To dovodi do činjenice da su čestice na površini nastalih mikrokristala mnogo reaktivnije od istih čestica na „glatkoj“ površini.

U industriji, za izvođenje heterogenih reakcija, koristi se "fluidizirani sloj" za povećanje kontaktne površine reagujućih supstanci, dovod početnih supstanci i uklanjanje proizvoda. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline, pirit se peče korištenjem "fluidiziranog sloja".

Referentni materijal za polaganje testa:

Tabela Mendeljejeva

Tablica rastvorljivosti

Teme kodifikatora Jedinstvenog državnog ispita:Brzina reakcija. Njegova ovisnost o različitim faktorima.

Brzina hemijske reakcije pokazuje koliko brzo se određena reakcija odvija. Interakcija nastaje kada se čestice sudare u svemiru. U ovom slučaju, reakcija se ne događa pri svakom sudaru, već samo kada čestica ima odgovarajuću energiju.

Brzina reakcija – broj elementarnih sudara međudjelujućih čestica koji se završavaju kemijskom transformacijom u jedinici vremena.

Određivanje brzine hemijske reakcije povezano je sa uslovima pod kojima se ona odvija. Ako je reakcija homogena– tj. proizvodi i reagensi su u istoj fazi - tada se brzina kemijske reakcije definira kao promjena tvari u jedinici vremena:

υ = ΔC / Δt.

Ako su reaktanti ili produkti u različitim fazama, a do sudara čestica dolazi samo na granici faze, tada se reakcija naziva heterogena, a njegova brzina je određena promjenom količine tvari u jedinici vremena po jedinici reakcijske površine:

υ = Δν / (S·Δt).

Kako učiniti da se čestice češće sudaraju, tj. Kako povećati brzinu hemijske reakcije?

1. Najlakši način je povećanje temperatura . Kao što verovatno znate iz svog kursa fizike, temperatura je mera prosečne kinetičke energije kretanja čestica neke supstance. Ako povećamo temperaturu, tada se čestice bilo koje tvari počinju kretati brže i stoga se češće sudaraju.

Međutim, kako temperatura raste, brzina hemijskih reakcija raste uglavnom zbog činjenice da se povećava broj efektivnih sudara. Kako temperatura raste, broj aktivnih čestica koje mogu prevladati energetsku barijeru reakcije naglo raste. Ako snizimo temperaturu, čestice počinju da se kreću sporije, smanjuje se broj aktivnih čestica, a smanjuje se i broj efektivnih sudara u sekundi. dakle, Kada se temperatura poveća, brzina hemijske reakcije se povećava, a kada se temperatura smanji, ona se smanjuje..

Bilješka! Ovo pravilo važi isto za sve hemijske reakcije (uključujući egzotermne i endotermne). Brzina reakcije je nezavisna od termičkog efekta. Brzina egzotermnih reakcija raste sa porastom temperature, a opada sa padom temperature. Brzina endotermnih reakcija također raste s porastom temperature i opada sa padom temperature.

Štaviše, još u 19. veku, holandski fizičar Van't Hof je eksperimentalno ustanovio da većina reakcija povećava brzinu približno podjednako (otprilike 2-4 puta) kada se temperatura poveća za 10 o C. Van't Hoffovo pravilo zvuči ovako: povećanje temperature za 10 o C dovodi do povećanja brzine hemijske reakcije za 2-4 puta (ova vrijednost se naziva temperaturni koeficijent brzine kemijske reakcije γ). Za svaku reakciju određuje se tačna vrijednost temperaturnog koeficijenta.

Evo v 2 - brzina reakcije na temperaturi T 2, v 1 - brzina reakcije na temperaturi T 1, γ — temperaturni koeficijent brzine reakcije, Van't Hoff koeficijent.

U nekim situacijama nije uvijek moguće povećati brzinu reakcije korištenjem temperature, jer neke tvari se raspadaju pri porastu temperature, neke tvari ili rastvarači isparavaju na povišenim temperaturama, itd., tj. krše se uslovi procesa.

2. Koncentracija. Također možete povećati broj efektivnih sudara promjenom koncentracija reaktanti . obično se koristi za gasove i tečnosti, jer u gasovima i tečnostima, čestice se brzo kreću i aktivno se mešaju. Što je veća koncentracija reagujućih supstanci (tečnosti, gasova), to je veći broj efektivnih sudara i veća je brzina hemijske reakcije.

Na osnovu velikog broja eksperimenata 1867. godine u radovima norveških naučnika P. Guldenberga i P. Waagea i, nezavisno od njih, 1865. ruskog naučnika N.I. Beketov je izveo osnovni zakon hemijske kinetike, utvrđujući zavisnost brzine hemijske reakcije od koncentracije reaktanata:

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci u stepenu jednakim njihovim koeficijentima u jednačini hemijske reakcije.

Za hemijsku reakciju oblika: aA + bB = cC + dD zakon masenog dejstva je napisan na sledeći način:

ovdje je v brzina kemijske reakcije,

C A I C B — koncentracije tvari A i B, respektivno, mol/l

k – koeficijent proporcionalnosti, konstanta brzine reakcije.

Na primjer, za reakciju stvaranja amonijaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Zakon masovne akcije izgleda ovako:

Konstanta brzine reakcije pokazuje kojom brzinom će tvari reagirati ako su njihove koncentracije 1 mol/l, ili njihov proizvod jednak 1. Konstanta brzine kemijske reakcije ovisi o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju.

Zakon djelovanja mase ne uzima u obzir koncentracije čvrstih tvari, jer Reaguju, po pravilu, na površini, a broj reagujućih čestica po jedinici površine se ne mijenja.

U većini slučajeva, hemijska reakcija se sastoji od nekoliko jednostavnih koraka, u kom slučaju jednačina hemijske reakcije pokazuje samo zbirnu ili konačnu jednačinu procesa koji se dešavaju. U ovom slučaju, brzina kemijske reakcije na složen način ovisi (ili ne ovisi) o koncentraciji reaktanata, intermedijara ili katalizatora, pa se tačan oblik kinetičke jednadžbe određuje eksperimentalno, ili na osnovu analize predloženi mehanizam reakcije. Obično je brzina složene hemijske reakcije određena brzinom njenog najsporijeg koraka ( granična faza).

3. Pritisak. Za plinove, koncentracija direktno ovisi o pritisak. Kako pritisak raste, povećava se koncentracija plinova. Matematički izraz ove zavisnosti (za idealan gas) je Mendeljejev-Klapejronova jednačina:

pV = νRT

Dakle, ako među reaktantima postoji plinovita tvar, kada Kako pritisak raste, brzina hemijske reakcije se povećava; kako se pritisak smanjuje, ona se smanjuje. .

Na primjer. Kako će se promijeniti brzina reakcije fuzije vapna sa silicijum oksidom:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

kada poraste pritisak?

Tačan odgovor bi bio - nikako, jer... među reagensima nema gasova, a kalcijum karbonat je čvrsta so, nerastvorljiva u vodi, silicijum oksid je čvrsta supstanca. Gas proizvoda će biti ugljični dioksid. Ali proizvodi ne utiču na brzinu direktne reakcije.

Drugi način da se poveća brzina kemijske reakcije je da se ona usmjeri na drugačiji put, zamjenjujući direktnu interakciju, na primjer, tvari A i B nizom uzastopnih reakcija s trećom supstancom K, za koje je potrebno mnogo manje energije ( imaju nižu energetsku barijeru aktivacije) i javljaju se u datim uslovima brže od direktne reakcije. Ova treća supstanca se zove katalizator .

- to su hemijske supstance koje učestvuju u hemijskoj reakciji, menjajući njenu brzinu i smer, ali nepotrošan tokom reakcije (na kraju reakcije se ne mijenjaju ni po količini ni po sastavu). Približan mehanizam za rad katalizatora za reakciju tipa A + B može se odabrati na sljedeći način:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces promjene brzine reakcije pri interakciji s katalizatorom naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u industriji kada je potrebno povećati brzinu reakcije ili je usmjeriti na određeni put.

Na osnovu faznog stanja katalizatora razlikuju se homogena i heterogena kataliza.

Homogena kataliza – to je kada su reaktanti i katalizator u istoj fazi (gas, rastvor). Tipični homogeni katalizatori su kiseline i baze. organski amini itd.

Heterogena kataliza - to je kada su reaktanti i katalizator u različitim fazama. Heterogeni katalizatori su po pravilu čvrste supstance. Jer interakcija u takvim katalizatorima se događa samo na površini tvari; važan zahtjev za katalizatore je velika površina. Heterogene katalizatore karakterizira visoka poroznost, što povećava površinu katalizatora. Dakle, ukupna površina nekih katalizatora ponekad doseže 500 kvadratnih metara po 1 g katalizatora. Velika površina i poroznost osiguravaju efikasnu interakciju sa reagensima. Heterogeni katalizatori uključuju metale, zeolite - kristalne minerale aluminosilikatne grupe (jedinjenja silicija i aluminija) i druge.

Primjer heterogena kataliza - sinteza amonijaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Kao katalizator koristi se porozno gvožđe sa primesama Al 2 O 3 i K 2 O.

Sam katalizator se ne troši tokom hemijske reakcije, ali se druge supstance akumuliraju na površini katalizatora, vezujući aktivne centre katalizatora i blokirajući njegov rad ( katalitičkih otrova). Moraju se redovno uklanjati regeneracijom katalizatora.

U biohemijskim reakcijama, katalizatori su veoma efikasni - enzimi. Enzimski katalizatori djeluju vrlo efikasno i selektivno, sa 100% selektivnošću. Nažalost, enzimi su vrlo osjetljivi na povišenu temperaturu, kiselost okoline i druge faktore, pa postoji niz ograničenja za provođenje procesa enzimske katalize u industrijskim razmjerima.

Katalizatore ne treba brkati sa inicijatori proces i inhibitori. Na primjer, ultraljubičasto zračenje je neophodno da bi se pokrenula radikalna reakcija hlorisanja metana. Ovo nije katalizator. Neke radikalne reakcije pokreću peroksidni radikali. Ovo takođe nisu katalizatori.

Inhibitori- To su supstance koje usporavaju hemijsku reakciju. Inhibitori se mogu konzumirati i učestvovati u hemijskoj reakciji. U ovom slučaju, inhibitori nisu katalizatori, naprotiv. Reverzna kataliza je u principu nemoguća - reakcija će u svakom slučaju pokušati slijediti najbrži put.

5. Kontaktna površina reagujućih supstanci. Za heterogene reakcije, jedan od načina da se poveća broj efektivnih sudara je povećanje površina reakcije . Što je veća površina kontakta reagujućih faza, veća je brzina heterogene hemijske reakcije. Cink u prahu se mnogo brže otapa u kiselini nego cink u granulama iste mase.

U industriji se koriste za povećanje površine kontakta reagujućih supstanci metoda fluidiziranog sloja. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline metodom ključanja magarca peče se pirit.

6. Priroda reaktanata . Na brzinu hemijskih reakcija, pod jednakim uslovima, utiču i hemijska svojstva, tj. priroda reagujućih supstanci. Manje aktivnih tvari imat će višu aktivacijsku barijeru i sporije će reagirati od više aktivnih tvari. Više aktivnih supstanci imaju manju energiju aktivacije, te mnogo lakše i češće ulaze u kemijske reakcije.

Pri niskim energijama aktivacije (manje od 40 kJ/mol), reakcija se odvija vrlo brzo i lako. Značajan dio sudara između čestica završava se kemijskom transformacijom. Na primjer, reakcije jonske izmjene odvijaju se vrlo brzo u normalnim uvjetima.

Pri visokim energijama aktivacije (više od 120 kJ/mol), samo mali broj sudara rezultira hemijskom transformacijom. Stopa takvih reakcija je zanemariva. Na primjer, dušik praktički ne stupa u interakciju s kisikom u normalnim uvjetima.

Pri prosječnim energijama aktivacije (od 40 do 120 kJ/mol), brzina reakcije će biti prosječna. Takve reakcije se javljaju i u normalnim uslovima, ali ne vrlo brzo, tako da se mogu posmatrati golim okom. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom, interakciju željeza sa klorovodičnom kiselinom itd.

Supstance koje su stabilne u normalnim uslovima obično imaju visoku energiju aktivacije.