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, salitre 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 1 g/mol; vrijednosti [C 2 H 4 ] i [O 2 ] 3 odgovaraju koncentracijama supstanci koje reaguju podignute 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. Budući da se nalazi 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 katalizatorom. Katalizatori mogu ubrzati i usporiti kemijski dinamički proces. Kada su tvari 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;

web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

U homogenim reakcijama, reakcioni prostor se odnosi na zapreminu reakcione posude, a u heterogenim reakcijama na površinu na kojoj se reakcija odvija. Koncentracija reagujućih supstanci obično se izražava u mol/l - broju molova supstance u 1 litru rastvora.

Brzina kemijske reakcije ovisi o prirodi reaktanata, koncentraciji, temperaturi, tlaku, kontaktnoj površini tvari i njenoj prirodi te prisutnosti katalizatora.

Povećanje koncentracije tvari koje ulaze u kemijsku interakciju dovodi do povećanja brzine kemijske reakcije. To se događa jer se sve kemijske reakcije odvijaju između određenog broja reagujućih čestica (atoma, molekula, jona). Što je više ovih čestica u zapremini reakcionog prostora, to se češće sudaraju i dolazi do hemijske interakcije. Hemijska reakcija se može dogoditi kroz jedan ili više elementarnih činova (sudara). Na osnovu jednadžbe reakcije možemo zapisati izraz za ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata. Ako samo jedan molekul sudjeluje u elementarnom činu (tokom reakcije razgradnje), ovisnost će imati sljedeći oblik:

v= k*[A]

Ovo je jednadžba za monomolekularnu reakciju. Kada dva različita molekula interaguju u elementarnom činu, zavisnost ima oblik:

v= k*[A]*[B]

Reakcija se naziva bimolekularna. U slučaju sudara tri molekula vrijedi izraz:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reakcija se naziva trimolekularna. Oznake koeficijenata:

v — brzina reakcije;

[A], [B], [C] su koncentracije supstanci koje reaguju;

k—koeficijent proporcionalnosti; zove se konstanta brzine reakcije.

Ako su koncentracije reaktanata jednake jedan (1 mol/l) ili je njihov proizvod jednak jedan, tada v = k.. Konstanta brzine zavisi od prirode reaktanata i temperature. Ovisnost brzine jednostavnih reakcija (tj. reakcija koje se odvijaju kroz jedan elementarni čin) od koncentracije opisuje se zakonom djelovanja mase: brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Na primjer, pogledajmo reakciju 2NO + O 2 = 2NO 2.

U njemu v= k* 2 *

U slučaju kada jednadžba hemijske reakcije ne odgovara elementarnom činu interakcije, već odražava samo odnos između mase supstanci koje su reagovale i nastalih supstanci, tada snage koncentracija neće biti jednake koeficijenti koji se pojavljuju ispred formula odgovarajućih supstanci u jednadžbi reakcije. Za reakciju koja se odvija u nekoliko faza, brzina reakcije je određena brzinom najsporije (ograničavajuće) faze.

Ova ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata vrijedi za plinove i reakcije koje se odvijaju u otopini. Reakcije koje uključuju čvrste tvari ne poštuju zakon djelovanja mase, jer se interakcija molekula događa samo na međufaznoj granici. Posljedično, brzina heterogene reakcije također ovisi o veličini i prirodi kontaktne površine faza koje reaguju. Što je veća površina, brža će se reakcija dogoditi.

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije određen je Van't Hoffovim pravilom: sa porastom temperature na svakih 10 ° C, brzina reakcije se povećava 2-4 puta. Matematički, ovo pravilo se izražava sljedećom jednačinom:

v t2= v t1* g(t2-t1)/10

Gdje v t1 I v t2 — brzine reakcije na temperaturama t2 i t1; g - temperaturni koeficijent reakcije - broj koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s porastom temperature za svakih 10 ° C. Ovako značajna zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature objašnjava se činjenicom da se stvaranje novih supstanci ne dešava pri svakom sudaru reagujućih molekula. Interaguju samo oni molekuli (aktivni molekuli) koji imaju dovoljno energije da razbiju veze u originalnim česticama. Dakle, svaku reakciju karakterizira energetska barijera. Da bi to prevazišao, molekulu je potrebno energija aktivacije - neki višak energije koji molekul mora imati da bi njegov sudar s drugim molekulom doveo do stvaranja nove tvari. Sa povećanjem temperature, broj aktivnih molekula se brzo povećava, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije prema Van't Hoffovom pravilu. Energija aktivacije za svaku specifičnu reakciju ovisi o prirodi reaktanata.

Teorija aktivnog sudara omogućava nam da objasnimo uticaj određenih faktora na brzinu hemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju kada se sudare čestice reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reaktanta, što su one bliže jedna drugoj, veća je vjerovatnoća da će se sudariti i reagirati.
• Samo efektivni sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su „stare veze“ uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati „nove“. Da bi to učinili, čestice moraju imati dovoljno energije.
• Minimalni višak energije potreban za efikasan sudar čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Aktivnost hemikalija se očituje u niskoj energiji aktivacije reakcija koje uključuju. Što je energija aktivacije manja, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona, energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije događaju gotovo trenutno

Uticaj katalizatora

Jedno od najefikasnijih sredstava za uticanje na brzinu hemijskih reakcija je upotreba katalizatora. TO atalizatori - To su tvari koje mijenjaju brzinu reakcije, ali na kraju procesa same ostaju nepromijenjene u sastavu i masi. Drugim riječima, u trenutku same reakcije, katalizator je aktivno uključen u kemijski proces, ali do kraja reakcije reaktanti mijenjaju svoj kemijski sastav, pretvarajući se u produkte, a katalizator se oslobađa u svom izvornom obliku. . Tipično, uloga katalizatora je da poveća brzinu reakcije, iako neki katalizatori usporavaju proces, a ne ubrzavaju. Fenomen ubrzanja hemijskih reakcija usled prisustva katalizatora naziva se kataliza, i usporavanja - inhibicija.

Neke tvari nemaju katalitičko djelovanje, ali njihovi dodaci dramatično povećavaju katalitičku sposobnost katalizatora. Takve supstance se nazivaju promoteri. Druge tvari (katalitički otrovi) smanjuju ili čak potpuno blokiraju djelovanje katalizatora, ovaj proces se naziva trovanje katalizatorom.

Postoje dvije vrste katalize: homogena I heterogena. At homogena kataliza reaktanti, proizvodi i katalizator čine jednu fazu (gas ili tekućinu). U ovom slučaju ne postoji interfejs između katalizatora i reaktanata.

Posebnost heterogena kataliza je da su katalizatori (obično čvrste tvari) u različitom faznom stanju od reaktanata i proizvoda reakcije. Reakcija se obično razvija na površini čvrste tvari.

U homogenoj katalizi, međuprodukti nastaju između katalizatora i reaktanta kao rezultat reakcije sa nižom energijom aktivacije. U heterogenoj katalizi, povećanje brzine se objašnjava adsorpcijom reaktanata na površini katalizatora. Kao rezultat toga, njihova koncentracija raste i brzina reakcije se povećava.

Poseban slučaj katalize je autokataliza. Njegovo značenje je da se hemijski proces ubrzava jednim od produkta reakcije.

Kinetika– nauka o brzinama hemijskih reakcija.

Brzina hemijske reakcije– broj elementarnih činova hemijske interakcije koji se dešavaju u jedinici vremena po jedinici zapremine (homogeno) ili po jedinici površine (heterogeno).

Prava brzina reakcije:

Za homogene, heterogene reakcije:

1) koncentracija reagujućih supstanci;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Samo za heterogene:

1) brzina dovoda reagujućih supstanci na međufaznu granicu;

2) površina.

Glavni faktor je priroda reaktanata - priroda veza između atoma u molekulima reaktanata.

NO 2 – azot oksid (IV) – lisičji rep, CO – ugljen monoksid, ugljen monoksid.

Ako se oksidiraju kisikom, tada će se u prvom slučaju reakcija dogoditi trenutno, čim otvorite poklopac posude, u drugom slučaju se reakcija produžava s vremenom.

Koncentracija reaktanata će biti razmotrena u nastavku.

Plava opalescencija označava trenutak taloženja sumpora što je veća koncentracija, veća je i brzina.

Rice. 10

Što je veća koncentracija Na 2 S 2 O 3, to je manje vremena potrebno za reakciju. Grafikon (slika 10) pokazuje direktno proporcionalnu vezu. Kvantitativna zavisnost brzine reakcije o koncentraciji reagujućih supstanci izražena je LMA (zakon dejstva mase), koji kaže: brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci.

dakle, osnovni zakon kinetike je eksperimentalno utvrđen zakon: brzina reakcije je proporcionalna koncentraciji reaktanata, na primjer: (tj. za reakciju)

Za ovu reakciju H 2 + J 2 = 2HJ – brzina se može izraziti kroz promjenu koncentracije bilo koje od tvari. Ako se reakcija odvija s lijeva na desno, koncentracija H 2 i J 2 će se smanjiti, a koncentracija HJ će rasti kako reakcija napreduje. Za trenutnu brzinu reakcije možemo napisati izraz:

uglaste zagrade označavaju koncentraciju.

Fizičko značenje k– molekuli su u neprekidnom kretanju, sudaraju se, razlijeću se i udaraju o zidove posude. Da bi došlo do hemijske reakcije koja stvara HJ, molekuli H2 i J2 moraju se sudariti. Broj takvih sudara će biti veći što je više molekula H 2 i J 2 sadržano u volumenu, odnosno što su veće vrijednosti [H 2 ] i . Ali molekuli se kreću različitim brzinama, a ukupna kinetička energija dvaju molekula u sudaru bit će različita. Ako se najbrže molekule H 2 i J 2 sudare, njihova energija može biti toliko visoka da se molekule razbiju na atome joda i vodika, koji se razlijeću i zatim stupaju u interakciju s drugim molekulima H 2 + J 2 > 2H+2J, zatim H + J 2 > HJ + J. Ako je energija sudarajućih molekula manja, ali dovoljno visoka da oslabi H – H i J – J veze, doći će do reakcije formiranja jodovodika:

Za većinu sudarajućih molekula energija je manja od one koja je potrebna za slabljenje veza u H2 i J2. Takvi molekuli će se „tiho“ sudarati i takođe „tiho“ raspršiti, ostajući ono što su bili, H 2 i J 2. Dakle, ne svi, već samo dio sudara dovode do kemijske reakcije. Koeficijent proporcionalnosti (k) pokazuje broj efektivnih sudara koji dovode do reakcije sudara pri koncentracijama [H 2 ] = 1 mol. Magnituda k–konstantna brzina. Kako brzina može biti konstantna? Da, brzina ravnomjernog pravolinijskog kretanja je konstantna vektorska veličina jednaka omjeru kretanja tijela u bilo kojem vremenskom periodu i vrijednosti ovog intervala. Ali molekuli se kreću haotično, kako onda brzina može biti konstantna? Ali stalna brzina može biti samo pri konstantnoj temperaturi. Sa povećanjem temperature raste udio brzih molekula čiji sudari dovode do reakcije, odnosno povećava se konstanta brzine. Ali povećanje konstante brzine nije neograničeno. Na određenoj temperaturi, energija molekula će postati tolika da će skoro svi sudari reaktanata biti efikasni. Kada se dva brza molekula sudare, dogodit će se obrnuta reakcija.

Doći će trenutak kada će brzine formiranja 2HJ iz H 2 i J 2 i razlaganja biti jednake, ali ovo je već hemijska ravnoteža. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata može se pratiti upotrebom tradicionalne reakcije interakcije otopine natrijevog tiosulfata s otopinom sumporne kiseline.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 = Sv+H 2 O+SO 2 ^. (2)

Reakcija (1) se događa gotovo trenutno. Brzina reakcije (2) pri konstantnoj temperaturi ovisi o koncentraciji reaktanta H 2 S 2 O 3. Upravo to je reakcija koju smo uočili – u ovom slučaju brzina se mjeri vremenom od početka spajanja otopina do pojave opalescencije. U članku L. M. Kuznjecova Opisana je reakcija natrijum tiosulfata sa hlorovodoničnom kiselinom. Ona piše da kada se rastvori dreniraju, dolazi do opalescencije (zamućenja). Ali ova izjava L.M. Kuznjecove je pogrešna jer su opalescencija i zamućenost dvije različite stvari. Opalescencija (od opal i latinski escentia– sufiks koji znači slab efekat) – rasipanje svjetlosti mutnim medijima zbog njihove optičke nehomogenosti. Rasipanje svetlosti– odstupanje svjetlosnih zraka koje se šire u mediju u svim smjerovima od prvobitnog smjera. Koloidne čestice su sposobne da raspršuju svjetlost (Tyndall-Faradayev efekat) - to objašnjava opalescenciju, blago zamućenje koloidne otopine. Prilikom izvođenja ovog eksperimenta potrebno je uzeti u obzir plavu opalescenciju, a zatim i koagulaciju koloidne suspenzije sumpora. Ista gustoća suspenzije vidljiva je po vidljivom nestanku bilo kojeg uzorka (na primjer, mreže na dnu čaše) koji se promatra odozgo kroz sloj otopine. Vrijeme se računa pomoću štoperice od trenutka pražnjenja.

Rastvori Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O i H 2 SO 4.

Prvi se priprema otapanjem 7,5 g soli u 100 ml H 2 O, što odgovara koncentraciji od 0,3 M. Za pripremu otopine H 2 SO 4 iste koncentracije potrebno je izmjeriti 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i rastvorite u 120 ml H 2 O. Pripremljeni rastvor Na 2 S 2 O 3 sipajte u tri čaše: u prvu 60 ml, u drugu 30 ml, u treću 10 ml. U drugu čašu dodajte 30 ml destilirane H 2 O, a u treću 50 ml. Dakle, u sve tri čaše će biti 60 ml tečnosti, ali je u prvoj koncentracija soli uslovno = 1, u drugoj – ½, a u trećoj – 1/6. Nakon što su rastvori pripremljeni, u prvu čašu sa rastvorom soli sipajte 60 ml rastvora H 2 SO 4 i uključite štopericu itd. S obzirom da brzina reakcije opada sa razblaživanjem rastvora Na 2 S 2 O 3, može se odrediti kao količina obrnuto proporcionalna vremenu v = 1/? i konstruisati graf, prikazujući koncentraciju na osi apscise, a brzinu reakcije na osi ordinata. Zaključak iz ovoga je da brzina reakcije ovisi o koncentraciji tvari. Dobijeni podaci navedeni su u tabeli 3. Ovaj eksperiment se može izvesti i sa biretama, ali to zahtijeva dosta vježbe od izvođača, jer graf može biti netačan.

Tabela 3

Brzina i vrijeme reakcije

Potvrđen je Guldberg-Waage zakon - profesor hemije Gulderg i mladi naučnik Waage).

Razmotrimo sljedeći faktor - temperaturu.

Kako temperatura raste, brzina većine hemijskih reakcija se povećava. Ova zavisnost je opisana Van't Hoffovim pravilom: “Za svakih 10 °C porasta temperature, brzina hemijskih reakcija se povećava 2 do 4 puta.”

Gdje ? – temperaturni koeficijent koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije kada se temperatura poveća za 10 °C;

v 1 – brzina reakcije na temperaturi t 1 ;

v 2 – brzina reakcije na temperaturi t2.

Na primjer, reakcija na 50 °C traje dvije minute, koliko će vremena trebati da se proces završi na 70 °C ako je temperaturni koeficijent ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70°C.

Čak i neznatno povećanje temperature uzrokuje naglo povećanje brzine reakcije aktivnih sudara molekula. Prema teoriji aktivacije, u procesu učestvuju samo oni molekuli čija je energija za određenu količinu veća od prosječne energije molekula. Ovaj višak energije je energija aktivacije. Njegovo fizičko značenje je energija koja je neophodna za aktivni sudar molekula (preuređenje orbitala). Broj aktivnih čestica, a samim tim i brzina reakcije, raste s temperaturom prema eksponencijalnom zakonu, prema Arrheniusovoj jednadžbi, koja odražava ovisnost konstante brzine o temperaturi

Gdje A - Arrhenius koeficijent proporcionalnosti;

k– Boltzmannova konstanta;

E A – energija aktivacije;

R – gasna konstanta;

T- temperatura.

Katalizator je tvar koja ubrzava brzinu reakcije, a da se ne potroši.

Kataliza– fenomen promjene brzine reakcije u prisustvu katalizatora. Postoje homogena i heterogena kataliza. Homogene– ako su reagensi i katalizator u istom agregacijskom stanju. Heterogena– ako su reagensi i katalizator u različitim agregacijskim stanjima. O katalizi, vidjeti odvojeno (dalje).

Inhibitor– supstanca koja usporava brzinu reakcije.

Sljedeći faktor je površina. Što je veća površina reaktanta, to je veća brzina. Pogledajmo primjer utjecaja stepena disperzije na brzinu reakcije.

CaCO 3 – mermer. Umočite popločani mramor u hlorovodoničnu kiselinu HCl, pričekajte pet minuta, potpuno će se otopiti.

Mramor u prahu - uradićemo isti postupak sa njim, rastvoriće se za trideset sekundi.

Jednačina za oba procesa je ista.

CaCO 3 (s) + HCl (g) = CaCl 2 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Dakle, prilikom dodavanja mermera u prahu vreme je kraće nego kod dodavanja mermera u prahu, za istu masu.

Sa povećanjem površine sučelja, brzina heterogenih reakcija se povećava.

Brzina hemijske reakcije podrazumeva se kao promena koncentracije jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena sa konstantnom zapreminom sistema.

Obično se koncentracija izražava u mol/l, a vrijeme u sekundama ili minutama. Ako je, na primjer, početna koncentracija jednog od reaktanata bila 1 mol/l, a nakon 4 s od početka reakcije postala je 0,6 mol/l, tada će prosječna brzina reakcije biti jednaka (1-0,6) /4=0,1 mol/(l*s).

Prosječna brzina reakcije se izračunava po formuli:

Brzina hemijske reakcije zavisi od:

Priroda supstanci koje reaguju.

Tvari s polarnom vezom u otopinama interaguju brže, što se objašnjava činjenicom da takve tvari formiraju ione u otopinama koji lako međusobno djeluju.

Supstance sa nepolarnim i niskopolarnim kovalentnim vezama reaguju različitom brzinom, što zavisi od njihove hemijske aktivnosti.

H 2 + F 2 = 2HF (prolazi vrlo brzo sa eksplozijom na sobnoj temperaturi)

H 2 + Br 2 = 2HBr (ide sporo, čak i kada se zagreje)

Vrijednosti površinskog kontakta reagujućih supstanci (za heterogene)

Koncentracije reaktanata

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Temperature

Ovisnost brzine reakcije od temperature određena je Van't Hoffovim pravilom:

sa porastom temperature na svakih 10 0 stopa većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

Prisustvo katalizatora

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih reakcija.

Fenomen promjene brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza.

Pritisak

Kako pritisak raste, brzina reakcije raste (za homogene)

Pitanje br. 26. Zakon masovne akcije. Konstanta stope. Energija aktivacije.

Zakon masovne akcije.

brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji

Konstanta stope.

koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije, koji izražava zavisnost brzine reakcije od koncentracije

Konstanta brzine zavisi od prirode reaktanata i temperature, ali ne zavisi od njihove koncentracije.

Energija aktivacije.

energija koja se mora prenijeti na molekule (čestice) reagujućih supstanci da bi se one pretvorile u aktivne

Energija aktivacije ovisi o prirodi reaktanata i promjenama u prisustvu katalizatora.

Povećanjem koncentracije povećava se ukupan broj molekula i, shodno tome, aktivnih čestica.

Pitanje br. 27. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža, konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne nazivaju se nepovratnim.

Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.

U jednadžbi reverzibilnih reakcija, dvije strelice koje pokazuju u suprotnim smjerovima nalaze se između lijeve i desne strane. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:

3H 2 + N 2 = 2NH 3

Ireverzibilne reakcije su one reakcije koje se javljaju:

Nastali proizvodi se talože ili se oslobađaju u obliku plina, na primjer:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formiranje vode:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reverzibilne reakcije ne dostižu završetak i završavaju se uspostavljanjem hemijska ravnoteža.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema reagujućih supstanci u kojem su brzine prednjih i obrnutih reakcija jednake.

Na stanje hemijske ravnoteže utiču koncentracija reagujućih supstanci, temperatura, a za gasove i pritisak. Kada se jedan od ovih parametara promijeni, hemijska ravnoteža se poremeti.

Konstanta ravnoteže.

Najvažniji parametar koji karakteriše reverzibilnu hemijsku reakciju je konstanta ravnoteže K. Ako za razmatranu reverzibilnu reakciju zapišemo A + D C + D uslov za jednakost brzina napredne i reverzne reakcije u ravnotežnom stanju - k1[ A]jednako[B]jednako = k2[C]jednako[ D]jednako, odakle je [C]jednako[D]jednako/[A]jednako[B]jednako = k1/k2 = K, tada se vrijednost K naziva konstanta ravnoteže hemijske reakcije.

Dakle, u ravnoteži, omjer koncentracije produkta reakcije i proizvoda koncentracije reaktanata je konstantan ako je temperatura konstantna (konstante brzine k1 i k2 i, prema tome, konstanta ravnoteže K ovise o temperaturi, ali ne zavisi od koncentracije reaktanata). Ako u reakciji učestvuje više molekula polaznih supstanci i nastane nekoliko molekula nekog proizvoda (ili proizvoda), koncentracije supstanci u izrazu za konstantu ravnoteže podižu se na stepene koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Dakle, za reakciju 3H2 + N2 2NH3 izraz za konstantu ravnoteže je zapisan kao K = 2 jednako/3 jednako. Opisani metod za izvođenje konstante ravnoteže, baziran na brzinama prednjih i reverznih reakcija, ne može se koristiti u općem slučaju, jer se za složene reakcije ovisnost brzine od koncentracije obično ne izražava jednostavnom jednadžbom ili je općenito nepoznato. Međutim, u termodinamici je dokazano da je konačna formula za konstantu ravnoteže tačna.

Za gasovita jedinjenja, pritisak se može koristiti umesto koncentracija kada se piše konstanta ravnoteže; Očigledno, numerička vrijednost konstante može se promijeniti ako broj plinovitih molekula na desnoj i lijevoj strani jednačine nije isti.

Pincip Le Chatelier.

Ako se na sistem koji je u ravnoteži primeni bilo kakav spoljni uticaj, tada se ravnoteža pomera ka reakciji koja se suprotstavlja ovom uticaju.

Na hemijsku ravnotežu utiču:

Promjena temperature. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

Promjena pritiska. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula. Kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče prema povećanju broja molekula.

Mehanizmi hemijskih transformacija i njihove brzine proučavaju se hemijskom kinetikom. Hemijski procesi se javljaju tokom vremena različitim brzinama. Neki se dešavaju brzo, gotovo trenutno, dok drugima treba jako dugo da se jave.

Brzina reakcije- brzina kojom se reagensi troše (njihova koncentracija se smanjuje) ili nastaju produkti reakcije po jedinici volumena.

Faktori koji mogu uticati na brzinu hemijske reakcije

Sljedeći faktori mogu utjecati na brzinu odvijanja kemijske reakcije:

• koncentracija tvari;
• priroda reagensa;
• temperatura;
• prisustvo katalizatora;
• pritisak (za reakcije u gasnom okruženju).

Dakle, promjenom određenih uvjeta hemijskog procesa, možete utjecati na to koliko će se proces odvijati brzo.

U procesu hemijske interakcije, čestice reagujućih supstanci se sudaraju jedna s drugom. Broj takvih podudarnosti proporcionalan je broju čestica tvari u volumenu reagirajuće smjese, a samim tim i molarnoj koncentraciji reagensa.

Zakon masovne akcije opisuje ovisnost brzine reakcije o molarnim koncentracijama tvari koje djeluju.

Za elementarnu reakciju (A + B → ...) ovaj zakon se izražava formulom:

υ = k ∙S A ∙S B,

gdje je k konstanta brzine; C A i C B su molarne koncentracije reagensa A i B.

Ako je jedna od reagujućih supstanci u čvrstom stanju, tada se interakcija dešava na granici, stoga koncentracija čvrste supstance nije uključena u jednadžbu kinetičkog zakona delovanja; Da bismo razumjeli fizičko značenje konstante brzine, potrebno je uzeti C, A i C B jednake 1. Tada postaje jasno da je konstanta brzine jednaka brzini reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim jedinici.

Priroda reagensa

Budući da se tokom interakcije hemijske veze reagujućih supstanci razaraju i stvaraju nove veze produkta reakcije, priroda veza uključenih u reakciju jedinjenja i struktura molekula reagujućih supstanci igraće veliku ulogu. .

Površina kontakta reagensa

Takva karakteristika kao što je površina kontakta čvrstih reagensa utječe na tok reakcije, ponekad prilično značajno. Mljevenje čvrste supstance vam omogućava da povećate površinu kontakta reagensa, a samim tim i ubrzate proces. Kontaktna površina rastvorljivih supstanci lako se povećava otapanjem supstance.

Temperatura reakcije

Kako temperatura raste, energija sudarajućih čestica će se povećati, očito je da će se s povećanjem temperature sam kemijski proces ubrzati. Jasnim primjerom kako povećanje temperature utječe na proces interakcije tvari mogu se smatrati podaci navedeni u tabeli.

Tabela 1. Utjecaj promjena temperature na brzinu stvaranja vode (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Da se kvantitativno opiše kako temperatura može utjecati na brzinu interakcije supstanci, koristi se Van't Hoffovo pravilo. Van't Hoffovo pravilo je da kada se temperatura poveća za 10 stepeni, dolazi do ubrzanja za 2-4 puta.

Matematička formula koja opisuje van't Hoffovo pravilo je sljedeća:

Gdje je γ temperaturni koeficijent brzine kemijske reakcije (γ = 2−4).

Ali Arrheniusova jednadžba mnogo preciznije opisuje temperaturnu ovisnost konstante brzine:

Gdje je R univerzalna plinska konstanta, A je faktor određen vrstom reakcije, E, A je energija aktivacije.

Energija aktivacije je energija koju molekul mora steći da bi se dogodila kemijska transformacija. To jest, to je vrsta energetske barijere koju će molekuli koji se sudaraju u reakcionom volumenu morati prevladati kako bi preraspodijelili veze.

Energija aktivacije ne zavisi od spoljašnjih faktora, već zavisi od prirode supstance. Vrijednost energije aktivacije do 40 - 50 kJ/mol omogućava tvarima da međusobno reagiraju prilično aktivno. Ako energija aktivacije prelazi 120 kJ/mol, tada će tvari (na uobičajenim temperaturama) reagirati vrlo sporo. Promjena temperature dovodi do promjene broja aktivnih molekula, odnosno molekula koji su dostigli energiju veću od energije aktivacije, pa su stoga sposobni za kemijske transformacije.

Djelovanje katalizatora

Katalizator je tvar koja može ubrzati proces, ali nije dio njegovih proizvoda. Kataliza (ubrzanje hemijske transformacije) se deli na homogenu i heterogenu. Ako su reagensi i katalizator u istim agregacijskim stanjima, onda se kataliza naziva homogena, ako su u različitim stanjima, onda je heterogena. Mehanizmi djelovanja katalizatora su raznoliki i prilično složeni. Osim toga, vrijedno je napomenuti da katalizatore karakterizira selektivnost djelovanja. To jest, isti katalizator, dok ubrzava jednu reakciju, možda neće promijeniti brzinu druge.

Pritisak

Ako su plinovite tvari uključene u transformaciju, tada će na brzinu procesa utjecati promjene tlaka u sistemu . Ovo se dešava zato što da za plinovite reagense promjena tlaka dovodi do promjene koncentracije.

Eksperimentalno određivanje brzine hemijske reakcije

Brzina kemijske transformacije može se odrediti eksperimentalno dobivanjem podataka o tome kako se mijenja koncentracija tvari koje ulaze u reakciju ili produkta u jedinici vremena. Metode za dobijanje takvih podataka se dijele na

• hemijski,
• fizičko-hemijski.

Hemijske metode su prilično jednostavne, pristupačne i tačne. Uz njihovu pomoć, brzina se određuje direktnim mjerenjem koncentracije ili količine tvari reaktanata ili proizvoda. U slučaju spore reakcije, uzimaju se uzorci kako bi se pratilo kako se reagens troši. Zatim se određuje sadržaj reagensa u uzorku. Uzimanjem uzoraka u redovnim intervalima moguće je dobiti podatke o promjenama količine tvari u procesu interakcije. Najčešće korištene vrste analiza su titrimetrija i gravimetrija.

Ako se reakcija odvija brzo, mora se zaustaviti da bi se uzeo uzorak. To se može uraditi pomoću hlađenja, naglo uklanjanje katalizatora, također je moguće razrijediti ili prebaciti jedan od reagensa u nereaktivno stanje.

Metode fizičko-hemijske analize u savremenoj eksperimentalnoj kinetici se češće koriste od hemijskih. Uz njihovu pomoć možete pratiti promjene u koncentracijama tvari u realnom vremenu. U tom slučaju nema potrebe zaustavljati reakciju i uzimati uzorke.

Fizičko-hemijske metode zasnivaju se na mjerenju fizičkog svojstva koje zavisi od kvantitativnog sadržaja određenog jedinjenja u sistemu i koje se mijenja tokom vremena. Na primjer, ako su plinovi uključeni u reakciju, tada pritisak može biti takvo svojstvo. Također se mjere električna provodljivost, indeks loma i apsorpcijski spektri supstanci.