Reagentų koncentracijos pokytis. Reakcijos greitis, jo priklausomybė nuo įvairių veiksnių

Kai kurios cheminės reakcijos įvyksta beveik akimirksniu (deguonies-vandenilio mišinio sprogimas, jonų mainų reakcijos vandeniniame tirpale), antrosios - greitai (medžiagų degimas, cinko sąveika su rūgštimi), o kitos - lėtai (geležies rūdijimas, organinių liekanų irimas). Žinomos tokios lėtos reakcijos, kad žmogus jų tiesiog negali pastebėti. Pavyzdžiui, granitas virsta smėliu ir moliu per tūkstančius metų.

Kitaip tariant, cheminės reakcijos gali vykti įvairiai. greičiu.

Bet kas tai yra greičio reakcija? Koks yra tikslus šio kiekio apibrėžimas ir, svarbiausia, jo matematinė išraiška?

Reakcijos greitis vadinamas medžiagos kiekio pokyčiu per laiko vienetą viename tūrio vienete. Matematiškai ši išraiška parašyta taip:

Kur n 1 ir n 2 Ar medžiagos kiekis (mol) atitinkamai t 1 ir t 2 yra tūrio sistemoje V.

Kuris pliuso ar minuso ženklas (±) stovės prieš greičio išraišką, priklauso nuo to, ar mes žiūrime į tai, kokios medžiagos - produkto ar reagento - kiekio pokytis.

Akivaizdu, kad reakcijos metu sunaudojama reagentų, tai yra, jų kiekis mažėja, todėl reagentams ekspresijos (n 2 - n 1) vertė visada yra mažesnė už nulį. Kadangi greitis negali būti neigiamas, šiuo atveju prieš išraišką reikia įdėti minuso ženklą.

Jei žiūrime į produkto kiekio pokyčius, o ne į reagentą, tada prieš greičio skaičiavimo išraišką minuso ženklo nereikia, nes išraiška (n 2 - n 1) šiuo atveju visada yra teigiama, nes produkto kiekis dėl reakcijos gali tik didėti.

Medžiagos kiekio santykis n tūriui, kuriame yra šis medžiagos kiekis, vadinama moline koncentracija NUO:

Taigi, naudodami molinės koncentracijos sąvoką ir jos matematinę išraišką, galite parašyti kitą reakcijos greičio nustatymo versiją:

Reakcijos greitis yra medžiagos molinės koncentracijos pokytis dėl cheminės reakcijos per vieną laiko vienetą:

Veiksniai, turintys įtakos reakcijos greičiui

Dažnai yra nepaprastai svarbu žinoti, kas lemia konkrečios reakcijos greitį ir kaip tai paveikti. Pavyzdžiui, naftos perdirbimo pramonė pažodžiui muša už kiekvieną papildomą pusę procento produkto per laiko vienetą. Iš tiesų, atsižvelgiant į didžiulį rafinuotos naftos kiekį, net pusė procento patenka į didelį finansinį metinį pelną. Kai kuriais atvejais labai svarbu sulėtinti bet kokią reakciją, ypač metalų koroziją.

Taigi, kas lemia reakcijos greitį? Keista, tačiau tai priklauso nuo daugelio skirtingų parametrų.

Norėdami suprasti šį klausimą, pirmiausia įsivaizduokime, kas vyksta dėl cheminės reakcijos, pavyzdžiui:

Pirmiau pateikta lygtis atspindi procesą, kurio metu A ir B medžiagų molekulės, susidūrusios viena su kita, sudaro medžiagų C ir D molekules.

Tai, be abejo, norint, kad reakcija vyktų, būtina bent jau susidurti su pradinių medžiagų molekulėmis. Akivaizdu, kad jei padidinsime molekulių skaičių tūrio vienete, susidūrimų skaičius padidės taip pat, kaip padidėja jūsų susidūrimų su keleiviais perpildytame autobuse dažnis, palyginti su pustučiu.

Kitaip tariant, reakcijos greitis didėja reagentų koncentracijai didėjant.

Tuo atveju, kai vienas iš reagentų arba keli iš karto yra dujos, reakcijos greitis didėja didėjant slėgiui, nes dujų slėgis visada yra tiesiogiai proporcingas jo sudedamųjų molekulių koncentracijai.

Nepaisant to, dalelių susidūrimas yra būtina, bet visai ne pakankama reakcijos sąlyga. Faktas yra tas, kad, remiantis skaičiavimais, reaguojančių medžiagų molekulių susidūrimų skaičius, esant jų pagrįstai koncentracijai, yra toks didelis, kad visos reakcijos turėtų vykti akimirksniu. Tačiau praktiškai taip neatsitinka. Kas nutiko?

Esmė ta, kad ne kiekvienas reagento molekulių susidūrimas bus būtinai veiksmingas. Daugelis susidūrimų yra elastingi - molekulės atsimuša viena iš kitos kaip rutuliai. Kad reakcija vyktų, molekulės turi turėti pakankamai kinetinės energijos. Minimali energija, kurią turi turėti reaguojančių medžiagų molekulės, kad reakcija vyktų, vadinama aktyvacijos energija ir žymima kaip Ea. Sistemoje, susidedančioje iš daugybės molekulių, yra molekulių pasiskirstymas energijoje, kai kurių energija yra maža, kai kurių energija yra didelė ir vidutinė. Iš visų šių molekulių energija viršija aktyvacijos energiją tik nedidelėje jų dalyje.

Kaip žinoma iš fizikos, temperatūra iš tikrųjų yra medžiagą sudarančių dalelių kinetinės energijos matas. Tai yra, kuo greičiau juda medžiagą sudarančios dalelės, tuo aukštesnė jos temperatūra. Taigi akivaizdu, kad padidindami temperatūrą mes iš esmės padidiname molekulių kinetinę energiją, dėl ko padidėja molekulių, kurių energija viršija E a, dalis ir jų susidūrimas sukels cheminę reakciją.

Teigiamą temperatūros poveikio reakcijos greičiui faktą empiriškai nustatė olandų chemikas Van'tas Hoffas XIX a. Remdamasis savo tyrimais, jis suformulavo taisyklę, kuri vis dar neša jo vardą, ir skamba taip:

Bet kurios cheminės reakcijos greitis padidėja 2–4 \u200b\u200bkartus, kai temperatūra pakyla 10 laipsnių.

Šios taisyklės matematinis atvaizdavimas parašytas taip:

kur V 2 ir V 1 Ar greitis yra atitinkamai t 2 ir t 1 temperatūroje, o γ yra temperatūros koeficientas reakcija, kurios vertė dažniausiai yra nuo 2 iki 4.

Dažnai naudojant, galima padidinti daugelio reakcijų greitį katalizatoriai.

Katalizatoriai yra medžiagos, kurios pagreitina bet kokios reakcijos eigą ir nėra vartojamos vienu metu.

Bet kaip katalizatoriams pavyksta padidinti reakcijos greitį?

Prisiminkime aktyvavimo energiją E a. Molekulės, kurių energija yra mažesnė nei aktyvacijos energija, jei nėra katalizatoriaus, negali sąveikauti. Katalizatoriai keičia kelią, kuriuo vyksta reakcija, lygiai taip pat, kaip patyręs vadovas ekspedicijos maršrutą atliks ne tiesiai per kalną, o naudodamasis apvažiavimo keliais, todėl net tie palydovai, kurie neturėjo pakankamai energijos lipti į kalną, gali pereiti į kitą jos pusė.

Nepaisant to, kad katalizatorius reakcijos metu nėra sunaudojamas, jis vis dėlto jame aktyviai dalyvauja, formuodamas tarpinius junginius su reagentais, tačiau reakcijos pabaigoje grįžta į pradinę būseną.

Be pirmiau minėtų veiksnių, turinčių įtakos reakcijos greičiui, jei tarp reagentų yra sąsaja (nevienalytė reakcija), reakcijos greitis taip pat priklausys nuo reagentų kontakto ploto. Pavyzdžiui, įsivaizduokite metalo aliuminio granules, įmestas į mėgintuvėlį, kuriame yra vandeninis druskos rūgšties tirpalas. Aliuminis yra aktyvus metalas, kuris gali reaguoti su rūgštimis kaip neoksidantais. Naudojant druskos rūgštį, reakcijos lygtis yra tokia:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Aliuminis yra kieta medžiaga, o tai reiškia, kad reakcija su druskos rūgštimi vyksta tik ant jo paviršiaus. Akivaizdu, kad jei padidinsime paviršiaus plotą, prieš tai sukdami aliuminio granules į foliją, tai suteiksime didesnį aliuminio atomų skaičių reakcijai su rūgštimi. Dėl to padidės reakcijos greitis. Panašiai padidinti kietosios medžiagos paviršių galima susmulkinant ją į miltelius.

Taip pat maišant dažnai teigiamai veikia heterogeninės reakcijos, kurios metu kieta medžiaga reaguoja su dujine ar skysta medžiaga, greitį, o tai yra dėl to, kad maišant iš reakcijos zonos pašalinamos kaupiamos reakcijos produktų molekulės ir „įnešama“ nauja reagento molekulių dalis.

Pastarieji taip pat turėtų atkreipti dėmesį į didžiulę įtaką reakcijos greičiui ir reagentų pobūdžiui. Pavyzdžiui, kuo žemiau šarminis metalas yra periodinėje lentelėje, tuo greičiau jis reaguoja su vandeniu, fluoras tarp visų halogenų greičiausiai reaguoja su dujiniu vandeniliu ir kt.

Apibendrinant visa tai, kas išdėstyta pirmiau, reakcijos greitis priklauso nuo šių veiksnių:

1) reagentų koncentracija: kuo didesnė, tuo didesnė reakcijos sparta.

2) temperatūra: didėjant temperatūrai, padidėja bet kokios reakcijos greitis.

3) reagentų kontaktinis plotas: kuo didesnis reagentų kontaktinis plotas, tuo didesnis reakcijos greitis.

4) maišymas, jei reakcija vyksta tarp kieto ir skysčio ar dujų, maišant tai gali paspartėti.

Sistemos. Bet ši vertė neatspindi realios reakcijos galimybės, jos greičiu ir mechanizmas.

Norint pilnavertiškai pavaizduoti cheminę reakciją, reikia žinoti, kokie laiko modeliai egzistuoja ją įgyvendinant, t. cheminės reakcijos greitis ir jo išsamus mechanizmas. Reakcijos greičio ir mechanizmo tyrimai cheminė kinetika - mokslas apie cheminį procesą.

Pagal cheminę kinetiką reakcijas galima klasifikuoti į paprastą ir sudėtingą.

Paprastos reakcijos - procesai, vykstantys nesudarant tarpinių junginių. Pagal jame dalyvaujančių dalelių skaičių jie padalijami iš monomolekulinė, bimolekulinė, trimolekulinė. Daugiau nei 3 dalelių susidūrimas mažai tikėtinas, todėl trimolekulinės reakcijos yra gana retos, o keturių molekulių - nežinomos. Kompleksinės reakcijos - procesai, susidedantys iš kelių elementarių reakcijų.

Bet kuris procesas vyksta jam būdingu greičiu, kurį gali nustatyti pokyčiai, vykstantys per tam tikrą laiką. Vidutinis cheminės reakcijos greitisišreikštas medžiagos kiekio pokyčiu n suvartotos ar gautos medžiagos V tūrio vienetu per laiko vienetą.

υ = ± dn/ dt· V

Jei medžiaga suvartojama, dedame ženklą „-“, jei kaupiasi - „+“

Pastoviu garsumu:

υ = ± dC/ dt,

Reakcijos greičio matavimo vienetas yra mol / l s

Apskritai, υ yra pastovi vertė ir nepriklauso nuo to, kokią medžiagą, dalyvaujančią reakcijoje, stebime.

Reagento ar produkto koncentracijos priklausomybė nuo reakcijos laiko pateikiama kaip kinetinė kreivėkuris atrodo taip:

Patogiau apskaičiuoti υ pagal eksperimentinius duomenis, jei pirmiau minėti posakiai paverčiami tokia išraiška:

Veikiančių masių dėsnis. Reakcijos tvarka ir greičio konstanta

Viena iš formuluočių masinių veiksmų įstatymas skamba taip: Elementarios vienalytės cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reagento koncentracijos sandaugai.

Jei tiriamas procesas pateikiamas tokia forma:

a A + b B \u003d produktai

tada galima išreikšti cheminės reakcijos greitį kinetinė lygtis:

υ \u003d k · [A] a · [B] b arba

υ \u003d k C a A C b B

Čia [ A] ir [B] (C A irC B) yra reagentų koncentracija,

irb - paprastos reakcijos stechiometriniai koeficientai,

k Ar reakcijos greitis yra pastovus.

Cheminė kiekio reikšmė k - tai yra greičio reakcija esant vienai koncentracijai. Tai yra, jei medžiagų A ir B koncentracijos yra lygios 1, tada υ = k.

Reikėtų nepamiršti, kad sudėtinguose cheminiuose procesuose koeficientai irb nesutampa su stechiometriniais.

Masinių veiksmų įstatymas įvykdomas esant kelioms sąlygoms:

• Reakcija yra termiškai aktyvuota, t.y. šiluminio judėjimo energija.
• Reagentų koncentracija pasiskirsto tolygiai.
• Aplinkos savybės ir sąlygos proceso metu nesikeičia.
• Aplinkos savybės neturėtų turėti įtakos k.

Sudėtingiems procesams masinio veiksmo dėsnis negalima taikyti. Tai galima paaiškinti tuo, kad sudėtingas procesas susideda iš kelių elementarių etapų, o jo greitis nebus nustatomas pagal bendrą visų etapų greitį, o tik vieną lėtiausią etapą, kuris vadinamas ribojantis.

Kiekviena reakcija turi savo įsakymas... Apibrėžti privati \u200b\u200b(dalinė) tvarka reagentu ir bendroji (visa) tvarka... Pavyzdžiui, išreiškiant proceso cheminės reakcijos greitį

a A + b B \u003d produktai

υ = k·[ A] a·[ B] b

a - tvarka pagal reagentą IR

b — reagento tvarka IN

Bendroji tvarka a + b = n

Dėl paprasti procesai reakcijos tvarka nurodo reaguojančių dalelių skaičių (sutampa su stechiometriniais koeficientais) ir ima sveikas skaičius. Dėl sudėtingi procesai reakcijos tvarka nesutampa su stechiometriniais koeficientais ir gali būti bet kuri.

Apibrėžkime veiksnius, turinčius įtakos cheminės reakcijos greičiui υ.

1. Reakcijos greičio priklausomybė nuo reagentų koncentracijos

   nustatoma masinio veikimo dėsniu: υ = k[ A] a·[ B] b

Akivaizdu, kad didėjant reagentų koncentracijai, υ didėja, nes padidėja cheminiame procese dalyvaujančių medžiagų susidūrimų skaičius. Be to, svarbu atsižvelgti į reakcijos eiliškumą: jei taip yra n \u003d 1 kai kurių reagentų greitis yra tiesiogiai proporcingas šios medžiagos koncentracijai. Jei kuriam reagentui n \u003d 2, tada padvigubinus jo koncentraciją, reakcijos greitis padidės 2 2 \u003d 4 kartus, o padidėjus 3 kartus, reakcija paspartės 3 2 \u003d 9 kartus.

Gyvenime susiduriame su skirtingomis cheminėmis reakcijomis. Kai kurie iš jų, pavyzdžiui, geležies rūdijimas, gali trukti keletą metų. Kitiems, pavyzdžiui, cukraus fermentavimui į alkoholį, reikia kelių savaičių. Krosnyje malkos išdega per porą valandų, o benzinas variklyje - per sekundės dalį.

Norėdami sumažinti įrangos kainą, chemijos gamyklos padidina reakcijų greitį. Pavyzdžiui, kai kurie procesai daro žalą maisto produktai, metalų korozija - reikia sulėtinti greitį.

Cheminės reakcijos greitis galima išreikšti kaip medžiagos kiekio pokytis (n, modulo) per laiko vienetą (t) - palyginkite judančio kūno greitį fizikoje kaip koordinačių pokytį per laiko vienetą: υ \u003d Δx / Δt. Kad greitis nepriklausytų nuo indo, kuriame vyksta reakcija, tūrio, išraišką padalijame iš reaguojančių medžiagų tūrio (v), t.y., gauname- medžiagos kiekio per laiko vienetą tūrio vienete pokytis, arba vienos iš medžiagų koncentracijos per laiko vienetą pokytis:

n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– \u003d Δс / Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v

kur c \u003d n / v yra medžiagos koncentracija,

Δ (skaityti „delta“) yra visuotinai priimtas vertės pokyčio žymėjimas.

Jei medžiagų lygtyje yra skirtingi koeficientai, kiekvienos iš jų reakcijos greitis, apskaičiuotas pagal šią formulę, bus skirtingas. Pvz., 2 moliai sieros dioksido per 1 sekundę per 10 sekundžių visiškai sureagavo su 1 moliu deguonies:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Deguonies norma bus: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s

Sierinių dujų greitis: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l · s - to nereikia atsiminti ir pasakyti egzamine, pateikiamas pavyzdys, kad nesusipainiotų iškilus šiam klausimui.

Heterogeninių reakcijų (dalyvaujančių kietosiose dalyse) greitis dažnai išreiškiamas kontaktinių paviršių ploto vienetui:

Δn
υ \u003d –––––– (2)
Δt S

Reakcijos vadinamos heterogeniškomis, kai reaguojančios medžiagos yra skirtingose \u200b\u200bfazėse:

• kieta medžiaga su kita kieta medžiaga, skysčiu ar dujomis,
• du nesimaišantys skysčiai,
• skystis su dujomis.

Vienoje fazėje tarp medžiagų įvyksta vienalytės reakcijos:

• tarp gerai maišomų skysčių,
• dujos
• medžiagų tirpaluose.

Sąlygos, turinčios įtakos cheminių reakcijų greičiui

1) Reakcijos greitis priklauso nuo reagentų pobūdis... Paprasčiau tariant, skirtingos medžiagos reaguoja skirtingu greičiu. Pavyzdžiui, cinkas smarkiai reaguoja su druskos rūgštimi, o geležis gana lėtai.

2) Kuo didesnis reakcijos greitis, tuo didesnis susikaupimas medžiagų. Naudojant labai praskiestą rūgštį, cinkas reaguos daug ilgiau.

3) Reakcijos greitis žymiai padidėja temperatūra... Pavyzdžiui, norint deginti kurą, būtina jį uždegti, t. Y. Padidinti temperatūrą. Daugeliui reakcijų padidėjus temperatūrai 10 ° C, 2–4 kartus padidėja greitis.

4) greitis nevienalytis reakcijos didėja reagentų paviršiai... Kietosios medžiagos tam paprastai sumalamos. Pavyzdžiui, norint, kad kaitinant geležies ir sieros milteliai sureaguotų, geležis turi būti smulkių pjuvenų pavidalu.

Atkreipkite dėmesį, kad šiuo atveju numanoma (1) formulė! Formulėje (2) išreiškiamas greitis ploto vienetui, todėl jis negali priklausyti nuo ploto.

5) Reakcijos greitis priklauso nuo katalizatorių ar inhibitorių buvimo.

Katalizatoriai - medžiagos, kurios pagreitina chemines reakcijas, tačiau pačios nevartojamos. Pavyzdys yra smarkus vandenilio peroksido skaidymas pridedant katalizatoriaus - mangano (IV) oksido:

2H2O2 \u003d 2H2O + O2

Mangano (IV) oksidas lieka dugne ir gali būti pakartotinai naudojamas.

Inhibitoriai - medžiagos, kurios sulėtina reakciją. Pavyzdžiui, korozijos inhibitoriai pridedami prie karšto vandens šildymo sistemos, kad pailgintų vamzdžių ir radiatorių tarnavimo laiką. Automobiliuose korozijos inhibitoriai pridedami prie stabdžių, aušinimo skysčio.

Dar keli pavyzdžiai.

Ištirtos pagrindinės sąvokos:

Greitis cheminės reakcijos

Molinė koncentracija

Kinetika

Vienarūšės ir nevienalytės reakcijos

Veiksniai, turintys įtakos cheminių reakcijų greičiui

Katalizatorius, inhibitorius

Katalizė

Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos

Cheminė pusiausvyra

Cheminės reakcijos yra reakcijos, kurios sukelia kitas medžiagas (iš pirminių medžiagų susidaro naujos medžiagos). Kai kurios cheminės reakcijos vyksta per sekundės dalį (sprogimas), o kitos - per kelias minutes, dienas, metus, dešimtmečius ir kt.

Pvz .: akimirksniu užsidegus ir sprogus, įvyksta parako degimo reakcija, o sidabro patamsėjimas arba geležies rūdijimas (korozija) vyksta taip lėtai, kad jo rezultatą galima atsekti tik po ilgo laiko.

Cheminės reakcijos greičiui apibūdinti naudojama cheminės reakcijos greičio sąvoka - υ.

Cheminės reakcijos greitis - Tai yra vienos iš reaguojančių medžiagų koncentracijos pokyčiai reakcijoje per laiko vienetą.

Cheminės reakcijos greičio apskaičiavimo formulė:

υ =	nuo 2 - nuo 1	=	∆ su
t 2 - t 1	∆ t

с 1 - molinė medžiagos koncentracija pradiniu laiko momentu t 1

с 2 - molinė medžiagos koncentracija pradiniu momentu t 2

kadangi cheminės reakcijos greičiui būdingas reaguojančių medžiagų (pradinių medžiagų) molinės koncentracijos pokytis, tada t 2\u003e t 1 ir c 2\u003e c 1 (pradinių medžiagų koncentracija mažėja vykstant reakcijai).

Molinė koncentracija (-os) Ar medžiagos kiekis yra tūrio vienete. Molinės koncentracijos matavimo vienetas yra [mol / l].

Vadinama chemijos šaka, tirianti cheminių reakcijų greitį cheminė kinetika... Žinant jo dėsnius, žmogus gali kontroliuoti cheminiai procesai, nustatykite jiems tam tikrą greitį.

Skaičiuojant cheminės reakcijos greitį, reikia atsiminti, kad reakcijos skirstomos į homogenines ir heterogenines.

Vienarūšės reakcijos- toje pačioje aplinkoje vykstančios reakcijos (t. y. reagentai yra vienodoje agregacijos būsenoje; pavyzdžiui: dujos + dujos, skystis + skystis).

Heterogeninės reakcijos - tai reakcijos, vykstančios tarp medžiagų nehomogeninėje terpėje (tarp fazių yra sąsaja, t. y. reaguojančios medžiagos yra skirtingos agregacijos būsenos; pavyzdžiui: dujos + skystis, skystis + kietosios medžiagos).

Pirmiau pateikta cheminės reakcijos greičio apskaičiavimo formulė galioja tik homogeninėms reakcijoms. Jei reakcija nevienalytė, tada ji gali vykti tik ant reagentų sekcijos paviršiaus.

Heterogeninės reakcijos greitis apskaičiuojamas pagal formulę:

∆ν - medžiagos kiekio pokytis

S - sąsajos plotas

Is t yra laiko intervalas, per kurį įvyko reakcija

Cheminių reakcijų greitis priklauso nuo įvairių veiksnių: reaguojančių medžiagų pobūdžio, medžiagų koncentracijos, temperatūros, katalizatorių ar inhibitorių.

Reakcijos greičio priklausomybė nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio.

Panagrinėkime šią reakcijos greičio priklausomybę pavyzdžiui: įdėkite į du mėgintuvėlius, kuriuose yra vienodas druskos rūgšties (HCl) tirpalo kiekis, to paties ploto metalinės granulės: pirmame mėgintuvėlyje geležinės granulės (Fe), o antrajame - magnio granulės (Mg). Dėl stebėjimų, atsižvelgiant į vandenilio išsiskyrimo greitį (H 2), galima pažymėti, kad magnis su druskos rūgštimi reaguoja didžiausiu greičiu nei geležis... Tam tikros cheminės reakcijos greitį įtakoja metalo pobūdis (t. Y. Magnis yra labiau reaguojantis metalas nei geležis, todėl su rūgštimi reaguoja stipriau).

Cheminių reakcijų greičio priklausomybė nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos.

Kuo didesnė reaguojančios (pradinės) medžiagos koncentracija, tuo greičiau vyksta reakcija. Ir atvirkščiai, kuo mažesnė reagento koncentracija, tuo lėtesnė reakcija.

Pavyzdžiui: į vieną mėgintuvėlį supilkite koncentruotą druskos rūgšties (HCl) tirpalą, o į kitą - praskiestą druskos rūgšties tirpalą. Į abu mėgintuvėlius įdėkite cinko (Zn) granules. Stebėkime, atsižvelgiant į vandenilio išsiskyrimo greitį, kad reakcija vyks greičiau per pirmąjį mėgintuvėlį, nes druskos rūgšties koncentracija joje yra didesnė nei antrame mėgintuvėlyje.

Norėdami nustatyti cheminės reakcijos greičio priklausomybę, naudokite (veikiančių) masių veikimo dėsnis : cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reagentų koncentracijų sandaugai, paimtai jų koeficientams lygios galios.

Pavyzdžiui, reakcijai, vykstančiai pagal schemą: nA + mB → D, cheminės reakcijos greitis nustatomas pagal formulę:

υ chr. \u003d k C (A) n C (B) m, kur

υ x.p - cheminės reakcijos greitis

C (A) - IR

C (B) - molinė medžiagos koncentracija IN

n ir m - jų koeficientai

k - cheminės reakcijos greičio konstanta (pamatinė vertė).

Masių veikimo dėsnis netaikomas kietoje būsenoje esančioms medžiagoms, nes jų koncentracija yra pastovi (dėl to, kad jie reaguoja tik ant paviršiaus, kuris lieka nepakitęs).

Pavyzdžiui: reakcijai 2 Cu + O2 \u003d 2CuO reakcijos greitis nustatomas pagal formulę:

υ ch.r. \u003d k C (O 2)

PROBLEMA: Reakcijos greičio konstanta 2A + B \u003d D yra 0,005. apskaičiuokite reakcijos greitį esant molinei medžiagos koncentracijai A \u003d 0,6 mol / l, medžiagos B \u003d 0,8 mol / l.

Cheminės reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros.

Ši priklausomybė nustatoma van't-Hoffo taisyklė (1884): padidėjus temperatūrai kas 10 ° C, cheminės reakcijos greitis vidutiniškai padidėja 2 - 4 kartus.

Taigi vandenilio (Н 2) ir deguonies (О 2) sąveika kambario temperatūroje beveik nevyksta, todėl šios cheminės reakcijos greitis yra mažas. 500 ° C temperatūroje ši reakcija vyksta per 50 minučių, o esant 700 C temperatūrai - beveik akimirksniu.

Cheminės reakcijos greičio apskaičiavimo formulė pagal Van't Hoffo taisyklę:

kur: υ t 1 ir υ t 2 yra t 2 ir t 1 cheminių reakcijų greičiai

γ yra temperatūros koeficientas, rodantis, kiek kartų padidėja reakcijos greitis, padidėjus temperatūrai 10 ° C.

Reakcijos greičio pokytis:

2. Pakeiskite problemos teiginio duomenis į formulę:

Reakcijos greičio priklausomybė nuo specialių medžiagų - katalizatorių ir inhibitorių.

Katalizatorius - medžiaga, kuri padidina cheminės reakcijos greitį, tačiau pati joje nedalyvauja.

Inhibitorius - medžiaga, kuri sulėtina cheminę reakciją, bet pati joje nedalyvauja.

Pavyzdys: į mėgintuvėlį su 3% vandenilio peroksido (Н 2 О 2) tirpalu, kuris buvo pašildytas, įpilkite degančio degiklio - jis neužsidegs, nes vandenilio peroksido skaidymo į vandenį (H 2 O) ir deguonį (O 2) reakcijos greitis yra labai mažas, o susidariusio deguonies nepakanka kokybinis atsakas deguoniui (degimo palaikymui). Dabar į mėgintuvėlį įlašinsime šiek tiek juodų mangano (IV) oksido (MnO 2) miltelių ir pamatysime, kad prasidėjo smarki dujų (deguonies) burbuliukų evoliucija, o į mėgintuvėlį įvestas degantis degiklis ryškiai mirksi. MnO 2 yra šios reakcijos katalizatorius, jis pagreitino reakcijos greitį, tačiau jame nedalyvavo (tai galima įrodyti pasvėrus katalizatorių prieš ir po reakcijos - jo masė nesikeis).

Cheminės reakcijos vyksta skirtingu greičiu: mažu greičiu - susidarant stalaktitams ir stalagmitams, vidutiniu greičiu - virimo metu, iškart - sprogimo metu. Reakcijos vandeniniuose tirpaluose vyksta labai greitai.

Cheminės reakcijos greičio nustatymas, taip pat jos priklausomybės nuo proceso sąlygų išaiškinimas yra cheminės kinetikos uždavinys - mokslas apie dėsnius, reguliuojančius cheminių reakcijų eigą laike.

Jei cheminės reakcijos vyksta vienalytėje terpėje, pavyzdžiui, tirpale arba dujų fazėje, tada reaguojančių medžiagų sąveika vyksta visame tūryje. Tokios reakcijos vadinamos vienalytis.

(v homoge) apibrėžiamas kaip medžiagos kiekio pokytis per laiko vienetą tūrio vienete:

kur Δn yra vienos medžiagos molių skaičiaus pokytis (dažniausiai pradinis, bet gali būti ir reakcijos produktas); Δt - laiko intervalas (s, min); V yra dujų arba tirpalo tūris (l).

Kadangi medžiagos kiekio ir tūrio santykis yra molinė C koncentracija, tada

Taigi homogeniškos reakcijos greitis apibrėžiamas kaip vienos iš medžiagų koncentracijos pokytis per laiko vienetą:

jei sistemos tūris nesikeičia.

Jei reakcija vyksta tarp skirtingų agregacijos būsenų medžiagų (pavyzdžiui, tarp kietos medžiagos ir dujų ar skysčio), arba tarp medžiagų, kurios nesugeba suformuoti homogeniškos terpės (pavyzdžiui, tarp nesimaišančių skysčių), tai ji vyksta tik ant medžiagų kontaktinio paviršiaus. Tokios reakcijos vadinamos nevienalytis.

Tai apibrėžiama kaip medžiagos kiekio pokyčiai per laiko vienetą paviršiaus vienetui.

kur S yra medžiagų sąlyčio plotas (m 2, cm 2).

Medžiagos kiekio pokytis, pagal kurį nustatomas reakcijos greitis, yra tyrėjo pastebėtas išorinis veiksnys. Tiesą sakant, visi procesai vykdomi mikro lygiu. Akivaizdu, kad tam tikros dalelės, norėdamos sureaguoti, visų pirma turi susidurti ir susidurti efektyviai: neišsibarstyti kaip kamuoliukai į skirtingas puses, bet taip, kad dalelėse esantys „senieji ryšiai“ būtų sunaikinti arba susilpnėję ir „nauji“. », Ir tam dalelės turi turėti pakankamai energijos.

Skaičiavimai rodo, kad, pavyzdžiui, dujose molekulių susidūrimai atmosferos slėgyje skaičiuojami milijardais per sekundę, tai yra visos reakcijos turėjo vykti akimirksniu. Bet taip nėra. Pasirodo, kad tik labai maža molekulių dalis turi reikiamą energiją, kad galėtų efektyviai susidurti.

Vadinamas minimalus energijos perteklius, kurį turi turėti dalelė (arba dalelių pora), kad įvyktų efektyvus susidūrimas aktyvavimo energijaE a.

Taigi visų dalelių, patenkančių į reakciją, kelyje yra energijos barjeras, lygus aktyvacijos energijai E a. Kai jis yra mažas, yra daugybė dalelių, kurios gali jį įveikti, o reakcijos greitis yra didelis. Priešingu atveju reikalingas „postūmis“. Kai iškelsite degtuką, kad uždegtumėte spirito lempą, jūs suteikiate papildomą energiją E, reikalingą alkoholio molekulėms veiksmingai susidurti su deguonies molekulėmis (peržengiant barjerą).

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo daugelio veiksnių. Pagrindiniai yra: reagentų pobūdis ir koncentracija, slėgis (reakcijose, kuriose dalyvauja dujos), temperatūra, katalizatorių poveikis ir reagentų paviršius heterogeninių reakcijų atveju.

Temperatūra

Kylant temperatūrai, daugeliu atvejų cheminės reakcijos greitis žymiai padidėja. XIX amžiuje. Nyderlandų chemikas J. X. Van'tas Hoffas suformulavo taisyklę:

Temperatūros padidėjimas kas 10 ° C sukelia temperatūros padidėjimąreakcijos greitis 2-4 kartus(ši vertė vadinama reakcijos temperatūros koeficientu).

Kylant temperatūrai, vidutinis molekulių greitis, jų energija ir susidūrimų skaičius nežymiai didėja, tačiau „aktyvių“ molekulių, dalyvaujančių efektyviuose susidūrimuose, įveikiančios reakcijos energijos barjerą, dalis labai padidėja. Matematiškai ši priklausomybė išreiškiama santykiu:

kur v t 1 ir v t 2 yra reakcijos greičiai atitinkamai galutinėje t 2 ir pradinėje t 1 temperatūroje, o γ yra reakcijos greičio temperatūros koeficientas, kuris parodo, kiek kartų reakcijos greitis didėja didėjant temperatūrai kas 10 ° C.

Tačiau norint padidinti reakcijos greitį, temperatūros padidėjimas ne visada taikomas, nes pradinės medžiagos gali pradėti irti, tirpikliai ar pačios medžiagos gali išgaruoti ir kt.

Endoterminės ir egzoterminės reakcijos

Žinoma, kad metano reakcija su atmosferos deguonimi išsiskiria dideliu šilumos kiekiu. Todėl jis naudojamas kasdieniame gyvenime maisto ruošimui, vandens šildymui ir šildymui. Gamtinės dujos, tiekiamos namams vamzdžiais, sudaro 98% metano. Kalcio oksido (CaO) reakcija su vandeniu taip pat lydi didelio šilumos kiekio išsiskyrimą.

Ką šie faktai gali parodyti? Kai nauja cheminiai ryšiai reakcijos produktuose, daugiauenergijos, nei reikia pertraukiant cheminius ryšius reagentuose. Perteklinė energija išsiskiria šilumos, o kartais ir šviesos pavidalu.

CH4 + 2O2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energija (šviesa, šiluma));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energija (šiluma)).

Tokios reakcijos turėtų vykti lengvai (kaip lengvai akmuo rieda žemyn).

Vadinamos reakcijos, kurių metu išsiskiria energija EKSOTERMINIS(iš lotynų kalbos „exo“ - išorė).

Pavyzdžiui, daugelis redoksinių reakcijų yra egzoterminės. Viena iš šių gražių reakcijų yra intramolekulinė oksidacija-redukcija, vykstanti tos pačios druskos - amonio dichromato (NH 4) 2 Cr 2 O 7 - viduje:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energija).

Atvirkštinės reakcijos yra kitas dalykas. Jie analogiški riedant akmenį į kalną. Kol kas nepavyko gauti metano iš CO 2 ir vandens, todėl norint iš kalcio hidroksido Ca (OH) 2 gauti kalkių CaO reikia stipriai kaitinti. Tokia reakcija įvyksta tik esant pastoviam energijos antplūdžiui iš išorės:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energija (šiluma))

Tai rodo, kad nutrūkus cheminiams ryšiams Ca (OH) 2, reikia daugiau energijos, nei gali išsiskirti formuojant naujas chemines jungtis CaO ir H 2 O molekulėse.

Vadinamos reakcijos, kuriose absorbuojama energija ENDOTERMINIS(iš „endo“ - į vidų).

Reagentų koncentracija

Slėgio pokytis, kai reakcijoje dalyvauja dujinės medžiagos, taip pat keičia šių medžiagų koncentraciją.

Kad vyktų cheminė dalelių sąveika, jos turi veiksmingai susidurti. Kuo didesnė reagentų koncentracija, tuo daugiau susidūrimų ir, atitinkamai, didesnis reakcijos greitis. Pavyzdžiui, gryname deguonyje acetilenas labai greitai perdega. Tai sukuria temperatūrą, pakankamą metalui ištirpdyti. Remiantis didele norvegų K. Guldenbergo ir P. Vaage eksperimentine medžiaga 1867 m., O nepriklausomai nuo jų 1865 m. - rusų mokslininko N.I.Beketovo, buvo suformuluotas pagrindinis cheminės kinetikos dėsnis, nustatantis reakcijos greičio priklausomybę nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos.

Cheminės reakcijos greitis yra proporcingas reagentų koncentracijų, paimtų iš galių, sandaugai, lygioms jų koeficientams reakcijos lygtyje.

Šis įstatymas taip pat vadinamas veikiančių masių dėsnis.

Reakcijai A + B \u003d D šis dėsnis bus išreikštas taip:

2A + B \u003d D reakcijai šis dėsnis bus išreikštas taip:

Čia C A, C B yra medžiagų A ir B koncentracijos (mol / l); k 1 ir k 2 yra proporcingumo koeficientai, vadinami reakcijos greičio konstantomis.

Fizinę reakcijos greičio konstantos reikšmę lengva nustatyti - ji skaitine prasme yra lygi reakcijos greičiui, kai reagentų koncentracijos yra lygios 1 mol / l arba jų produktas yra lygus vienybei. Šiuo atveju akivaizdu, kad reakcijos greičio konstanta priklauso tik nuo temperatūros ir nepriklauso nuo medžiagų koncentracijos.

Masinių veiksmų įstatymas neatsižvelgiama į reagentų koncentraciją kietoje būsenojekadangi jie reaguoja ant paviršių ir jų koncentracija paprastai yra pastovi.

Pavyzdžiui, deginant anglį, reakcijos greičio išraiška turėtų būti parašyta taip:

tai reakcijos greitis yra proporcingas tik deguonies koncentracijai.

Jei reakcijos lygtis apibūdina tik bendrą cheminę reakciją, vykstančią keliais etapais, tai tokios reakcijos greitis gali kompleksiškai priklausyti nuo pradinių medžiagų koncentracijos. Šis ryšys eksperimentiškai ar teoriškai nustatomas remiantis siūlomu reakcijos mechanizmu.

Katalizatorių veikimas

Padidinti reakcijos greitį galima naudojant specialias medžiagas, kurios keičia reakcijos mechanizmą ir nukreipia jį energetiškai palankesniu keliu su mažesne aktyvacijos energija. Jie vadinami katalizatoriais (iš lot. Katalysis - sunaikinimas).

Katalizatorius veikia kaip patyręs gidas, nukreipiantis turistų grupę ne per aukštą perėją kalnuose (norint ją įveikti reikia daug pastangų ir laiko ir tai nėra visiems prieinama), o palei jam žinomus žiedinius takus, kuriais galima daug lengviau ir greičiau įveikti kalną.

Tiesa, žiedine sankryža galite patekti ne visai ten, kur veda pagrindinis pravažiavimas. Tačiau kartais tai yra būtent tai, ko reikia! Taip veikia katalizatoriai, kurie vadinami selektyviaisiais. Akivaizdu, kad nereikia deginti amoniako ir azoto, tačiau azoto rūgštis gaminama azoto oksidu (II).

Katalizatoriai - tai medžiagos, dalyvaujančios cheminėje reakcijoje ir keičiančios jos greitį ar kryptį, tačiau pasibaigus reakcijai, kiekybiškai ir kokybiškai lieka nepakitusios.

Cheminės reakcijos greičio ar jos krypties pakeitimas katalizatoriaus pagalba vadinamas katalizė. Katalizatoriai yra plačiai naudojami įvairiose pramonės šakose ir transporto srityje (kataliziniai konverteriai, paverčiantys transporto priemonės išmetamųjų dujų azoto oksidus į nekenksmingą azotą).

Yra dvi katalizės rūšys.

Homogeninė katalizė, kuriame tiek katalizatorius, tiek reagentai yra vienodoje agregacijos būsenoje (fazėje).

Heterogeninė katalizėkuriame katalizatorius ir reagentai yra skirtingose \u200b\u200bfazėse. Pavyzdžiui, vandenilio peroksido skaidymas esant kietam mangano (IV) oksido katalizatoriui:

Pats katalizatorius nevartojamas dėl reakcijos, tačiau jei ant jo paviršiaus adsorbuojamos kitos medžiagos (jos vadinamos kataliziniais nuodais), tada paviršius neveikia, o katalizatorius turi būti regeneruotas. Todėl prieš atliekant katalizinę reakciją pradinės medžiagos yra kruopščiai išvalomos.

Pavyzdžiui, sieros rūgštį gaminant kontaktiniu metodu, naudojamas kietas katalizatorius - vanadžio (V) oksidas V 2 O 5:

Gaminant metanolį naudojamas kietas „cinko-chromo“ katalizatorius (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biologiniai katalizatoriai - fermentai veikia labai efektyviai. Pagal cheminę prigimtį tai yra baltymai. Jų dėka, esant žemai temperatūrai, sudėtingos cheminės reakcijos gyvais organizmais vyksta dideliu greičiu.

Žinomos ir kitos įdomios medžiagos - inhibitoriai (nuo lotyniško inhibitoriaus - kad atitolintų). Jie greitai reaguoja su aktyviomis dalelėmis ir susidaro mažai aktyvūs junginiai. Dėl to reakcija smarkiai sulėtėja ir tada sustoja. Inhibitoriai dažnai yra specialiai dedami į įvairias medžiagas, kad būtų išvengta nepageidaujamų procesų.

Pavyzdžiui, vandenilio peroksido tirpalai stabilizuojami naudojant inhibitorius.

Reaguojančių medžiagų pobūdis (jų sudėtis, struktūra)

Vertė aktyvavimo energijayra faktorius, per kurį paveikiama reaguojančių medžiagų pobūdžio įtaka reakcijos greičiui.

Jei aktyvavimo energija yra maža (< 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.

Jei aktyvavimo energija yra didelė (\u003e 120 kJ / mol), tai reiškia, kad tik nedidelė sąveikaujančių dalelių dalis sukelia reakciją. Todėl šios reakcijos greitis yra labai mažas. Pavyzdžiui, amoniako sintezės reakcijos eigą esant įprastai temperatūrai beveik neįmanoma pastebėti.

Jei cheminių reakcijų aktyvavimo energijos turi tarpines vertes (40120 kJ / mol), tai tokių reakcijų greitis bus vidutinis. Šios reakcijos apima natrio sąveiką su vandeniu arba etilo alkoholiu, bromo vandens balinimą etilenu, cinko sąveiką su druskos rūgštimi ir kt.

Reagentų kontaktinis paviršius

Medžiagų, t. Y. Nevienalyčių, paviršiuje vykstančių reakcijų greitis priklauso nuo šio paviršiaus savybių, jei kiti dalykai yra vienodi. Yra žinoma, kad į miltelius sumalta kreida druskos rūgštyje ištirpsta daug greičiau nei vienodo svorio kreidos gabalas.

Reakcijos greičio padidėjimą pirmiausia lemia pradinių medžiagų kontaktinio paviršiaus padidėjimas, taip pat daugybė kitų priežasčių, pavyzdžiui, „teisingo“ struktūros pažeidimas krištolo grotelės... Tai veda prie to, kad susidariusių mikrokristalų paviršiaus dalelės yra daug reaktyvesnės nei tos pačios dalelės ant „lygaus“ paviršiaus.

Pramonėje nevienalytėms reakcijoms vykdyti naudojama „skystoji lova“, skirta padidinti reagentų kontaktinį paviršių, pradinių medžiagų tiekimą ir produktų pašalinimą. Pavyzdžiui, gaminant sieros rūgštį, piritas skrudinamas naudojant „skystąjį sluoksnį“.

Pamatinė bandymų medžiaga:

Periodinė elementų lentelė

Tirpumo lentelė