Zmena koncentrácie reaktantov. Reakčná rýchlosť, jej závislosť od rôznych faktorov
Niektoré chemické reakcie prebiehajú takmer okamžite (výbuch zmesi kyslíka s vodíkom, iónové výmenné reakcie vo vodnom roztoku), druhé - rýchle (spaľovanie látok, interakcia zinku s kyselinou) a ďalšie - pomaly (hrdzavenie železa, rozpad organických zvyškov). Sú známe také pomalé reakcie, že si ich človek jednoducho nemôže všimnúť. Napríklad k premene žuly na piesok a hlinu dochádza v priebehu tisícov rokov.
Inými slovami, chemické reakcie môžu prebiehať rôznymi spôsobmi. rýchlosť.
Ale čo to je rýchlostná reakcia? Aká je presná definícia tejto veličiny a hlavne jej matematické vyjadrenie?
Reakčná rýchlosť sa nazýva zmena množstva látky za jednotku času v jednej jednotke objemu. Matematicky je tento výraz napísaný ako:
Kde n 1 a n 2 Je množstvo látky (mol) v čase ti a t2 v systéme objemu V..
To, ktoré znamienko plus alebo mínus (±) bude stáť pred vyjadrením rýchlosti, závisí od toho, či sa pozeráme na zmenu množstva toho, na ktorú látku sa pozeráme - produktu alebo činidla.
Je zrejmé, že v priebehu reakcie dochádza k spotrebe činidiel, to znamená, že ich množstvo klesá, preto pre činidlá má výraz (n 2 - n 1) vždy hodnotu menšiu ako nula. Pretože rýchlosť nemôže byť záporná, v takom prípade musí byť pred výraz vložené znamienko mínus.
Ak sa pozrieme na zmenu množstva produktu, a nie činidla, potom pred výrazom na výpočet rýchlosti nie je potrebné znamienko mínus, pretože výraz (n 2 - n 1) je v tomto prípade vždy pozitívny, pretože množstvo produktu v dôsledku reakcie sa môže iba zvýšiť.
Pomer množstva látky n objemu, v ktorom sa toto množstvo látky nachádza, sa nazýva molárna koncentrácia ZO:
Pomocou konceptu molárnej koncentrácie a jej matematického vyjadrenia teda môžete napísať ďalšiu verziu určovania reakčnej rýchlosti:
Reakčná rýchlosť je zmena molárnej koncentrácie látky v dôsledku chemickej reakcie v jednej časovej jednotke:
Faktory ovplyvňujúce reakčnú rýchlosť
Často je nesmierne dôležité vedieť, čo určuje rýchlosť konkrétnej reakcie a ako ju ovplyvniť. Napríklad rafinérsky priemysel doslova poráža každé ďalšie pol percenta produktu za jednotku času. Vzhľadom na obrovské množstvo rafinovanej ropy skutočne až pol percenta prúdi do veľkého finančného ročného zisku. V niektorých prípadoch je mimoriadne dôležité spomaliť každú reakciu, najmä koróziu kovov.
Čo teda určuje reakčnú rýchlosť? Závisí to napodiv od mnohých rôznych parametrov.
Aby sme tejto problematike porozumeli, najskôr si predstavme, čo sa stane v dôsledku chemickej reakcie, napríklad:
Vyššie uvedená rovnica odráža proces, v ktorom molekuly látok A a B, ktoré do seba narážajú, vytvárajú molekuly látok C a D.
To znamená, že na uskutočnenie reakcie je bezpochyby nevyhnutná aspoň kolízia molekúl počiatočných látok. Je zrejmé, že ak zvýšime počet molekúl na jednotku objemu, počet zrážok sa zvýši rovnako, ako sa zvýši frekvencia vašich zrážok s cestujúcimi v preplnenom autobuse v porovnaní s poloprázdnym.
Inými slovami, reakčná rýchlosť rastie so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov.
V prípade, že jedným z činidiel alebo viacerými súčasne sú plyny, reakčná rýchlosť rastie so zvyšujúcim sa tlakom, pretože tlak plynu je vždy priamo úmerný koncentrácii jeho základných molekúl.
Zrážka častíc je napriek tomu nevyhnutnou, ale úplne nedostatočnou podmienkou na to, aby reakcia prebehla. Faktom je, že podľa výpočtov je počet zrážok molekúl reagujúcich látok pri ich primeranej koncentrácii taký veľký, že všetky reakcie by mali prebehnúť v okamihu. V praxi sa to však nestane. Čo sa deje?
Jedná sa o to, že nie každá kolízia molekúl činidla bude nevyhnutne účinná. Mnoho zrážok je elastických - molekuly sa od seba odrážajú ako guľky. Aby reakcia mohla pokračovať, musia mať molekuly dostatočnú kinetickú energiu. Minimálna energia, ktorú musia mať molekuly reagujúcich látok, aby mohla reakcia prebehnúť, sa nazýva aktivačná energia a označuje sa ako E a. V systéme pozostávajúcom z veľkého počtu molekúl dochádza k distribúcii molekúl v energii, niektoré z nich majú nízku energiu, niektoré majú vysokú a strednú. Zo všetkých týchto molekúl má iba malá časť molekúl energiu, ktorá prevyšuje aktivačnú energiu.
Ako je známe z priebehu fyziky, teplota je v skutočnosti mierou kinetickej energie častíc, ktoré tvoria látku. To znamená, že čím rýchlejšie sa častice tvoriace látku pohybujú, tým vyššia je jej teplota. Je zrejmé, že zvyšovaním teploty v podstate zvyšujeme kinetickú energiu molekúl, v dôsledku čoho sa zvyšuje podiel molekúl s energiou presahujúcou E a a ich zrážka povedie k chemickej reakcii.
Skutočnosť pozitívneho vplyvu teploty na rýchlosť reakcie empiricky dokázala holandská chemička Van't Hoff v 19. storočí. Na základe svojho výskumu sformuloval pravidlo, ktoré stále nesie jeho meno, a znie takto:
Rýchlosť akejkoľvek chemickej reakcie sa zvyšuje o 2-4 krát, keď teplota stúpne o 10 stupňov.
Matematické znázornenie tohto pravidla sa píše ako:
kde V 2 a V 1 Je rýchlosť pri teplote t 2 respektíve t 1 a γ je teplotný koeficient reakcia, ktorej hodnota sa najčastejšie pohybuje v rozmedzí od 2 do 4.
Rýchlosť mnohých reakcií sa dá často zvýšiť použitím katalyzátory.
Katalyzátory sú látky, ktoré urýchľujú priebeh akejkoľvek reakcie a nespotrebovávajú sa súčasne.
Ako sa však katalyzátorom podarí zvýšiť reakčnú rýchlosť?
Pripomeňme si aktivačnú energiu E a. Molekuly s energiou nižšou ako je aktivačná energia v neprítomnosti katalyzátora nemôžu medzi sebou interagovať. Katalyzátory menia cestu, po ktorej reakcia prebieha, rovnako ako skúsený sprievodca neurobí cestu expedície priamo cez horu, ale pomocou obchádzkových ciest, v dôsledku čoho sa môžu aj tie satelity, ktoré nemali dostatok energie na výstup na horu, presunúť na inú jej strana.
Napriek tomu, že sa katalyzátor počas reakcie nespotrebuje, napriek tomu sa na ňom aktívne podieľa a vytvára medziprodukty s reagentmi, ale na konci reakcie sa vráti do pôvodného stavu.
Okrem vyššie uvedených faktorov ovplyvňujúcich reakčnú rýchlosť, ak existuje rozhranie medzi reaktantmi (heterogénna reakcia), bude reakčná rýchlosť tiež závisieť od kontaktnej oblasti reaktantov. Predstavte si napríklad granulu z kovového hliníka, ktorá sa hodí do skúmavky naplnenej vodným roztokom kyseliny chlorovodíkovej. Hliník je aktívny kov, ktorý môže reagovať s kyselinami ako neoxidanty. S kyselinou chlorovodíkovou je reakčná rovnica nasledovná:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Hliník je pevná látka, čo znamená, že reakcia s kyselinou chlorovodíkovou prebieha iba na jeho povrchu. Je zrejmé, že ak zväčšíme povrch najskôr valcovaním hliníkových granúl do fólie, poskytneme tým väčšie množstvo atómov hliníka, ktoré sú k dispozícii pre reakciu s kyselinou. Vďaka tomu sa zvýši reakčná rýchlosť. Podobne je možné dosiahnuť zväčšenie povrchu pevnej látky jej rozomletím na prášok.
Rýchlosť heterogénnej reakcie, pri ktorej tuhá látka reaguje s plynnou alebo kvapalnou látkou, je tiež často pozitívne ovplyvnená miešaním, čo je spôsobené tým, že v dôsledku miešania sa akumulačné molekuly reakčných produktov odstránia z reakčnej zóny a „privedie sa“ nová časť molekúl činidla.
Posledne menovaný by si mal všimnúť aj obrovský vplyv na rýchlosť reakcie a povahu reagentov. Napríklad, čím nižší je alkalický kov v periodickej sústave, tým rýchlejšie reaguje s vodou, najrýchlejšie reaguje fluór s plynným vodíkom spomedzi všetkých halogénov atď.
Aby sme zhrnuli všetky uvedené skutočnosti, reakčná rýchlosť závisí od nasledujúcich faktorov:
1) koncentrácia činidiel: čím vyššia, tým vyššia je reakčná rýchlosť.
2) teplota: so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť akejkoľvek reakcie.
3) kontaktná plocha reaktantov: čím väčšia je kontaktná plocha reaktantov, tým vyššia je reakčná rýchlosť.
4) miešanie, ak dôjde k reakcii medzi pevnou látkou, kvapalinou alebo plynom, miešanie ju môže urýchliť.
Systémy. Táto hodnota ale neodráža skutočnú možnosť reakcie rýchlosť a mechanizmus.
Pre plnohodnotné znázornenie chemickej reakcie musí mať človek vedomosť o tom, aké časové vzorce existujú počas jej vykonávania, t.j. rýchlosť chemickej reakcie a jeho podrobný mechanizmus. Štúdie reakčnej rýchlosti a mechanizmu chemická kinetika - veda o chemickom procese.
Z hľadiska chemickej kinetiky možno reakcie klasifikovať na jednoduché a zložité.
Jednoduché reakcie - procesy, ktoré prebiehajú bez tvorby medziproduktov. Podľa počtu častíc, ktoré sa na ňom zúčastňujú, sa delia monomolekulárne, bimolekulárne, trimolekulárne. Zrážka viac ako 3 čísel častíc je nepravdepodobná; preto sú trimolekulárne reakcie pomerne zriedkavé a štvormolekulárne reakcie nie sú známe. Zložité reakcie - procesy pozostávajúce z niekoľkých elementárnych reakcií.
Akýkoľvek proces prebieha svojou inherentnou rýchlosťou, ktorú je možné určiť podľa zmien, ku ktorým dôjde v priebehu určitého časového obdobia. Priemerná rýchlosť chemickej reakcievyjadrená zmenou množstva látky n spotrebovanú alebo prijatú látku v jednotke objemu V za jednotku času t.
υ = ± dn/ dt· V.
Ak sa látka spotrebuje, dáme znak „-“, ak sa hromadí - „+“
Pri konštantnom objeme:
υ = ± dC/ dt,
Jednotkou merania reakčnej rýchlosti je mol / l s
Všeobecne je υ konštantná hodnota a nezávisí od toho, akú látku zúčastňujúcu sa na reakcii sledujeme.
Závislosť koncentrácie činidla alebo produktu od reakčného času je vyjadrená ako kinetická krivkaktorý vyzerá ako:
Je pohodlnejšie vypočítať υ z experimentálnych údajov, ak sú vyššie uvedené výrazy transformované do nasledujúceho výrazu:
Zákon pôsobiacich más. Poradie a rýchlostná konštanta reakcie
Jedno znenie zákon o hromadnej akcii znie takto: Rýchlosť elementárnej homogénnej chemickej reakcie je priamo úmerná produktu koncentrácií činidla.
Ak je skúmaný proces prezentovaný vo forme:
a A + b B \u003d výrobky
potom je možné vyjadriť rýchlosť chemickej reakcie kinetická rovnica:
υ \u003d k · [A] a · [B] b alebo
υ \u003d k C a A C b B
Tu [ A] a [B] (C A aC B) je koncentrácia činidiel,
ab - stechiometrické koeficienty jednoduchej reakcie,
k Je reakčná rýchlosť konštantná.
Chemický význam množstva k - toto je rýchlostná reakcia pri jednotlivých koncentráciách. To znamená, že ak sú koncentrácie látok A a B rovné 1, potom υ = k.
Je potrebné mať na pamäti, že v zložitých chemických procesoch sú koeficienty ab sa nezhodujú so stechiometrickými údajmi.
Zákon o hromadnej akcii je splnený za niekoľkých podmienok:
- Reakcia je tepelne aktivovaná, t.j. energia tepelného pohybu.
- Koncentrácia činidiel je rovnomerne rozložená.
- Vlastnosti a podmienky prostredia sa počas procesu nemenia.
- Vlastnosti prostredia by nemali mať vplyv k.
K zložitým procesom zákon hromadnej akcie nemožno použiť. To sa dá vysvetliť skutočnosťou, že zložitý proces pozostáva z niekoľkých základných stupňov a jeho rýchlosť nebude určená celkovou rýchlosťou všetkých stupňov, iba jedným z najpomalších stupňov, ktorý sa nazýva obmedzujúci.
Každá reakcia má svoju vlastnú objednať... Definovať súkromná (čiastočná) objednávka činidlom a všeobecná (úplná) objednávka... Napríklad pri vyjadrení rýchlosti chemickej reakcie pre proces
a A + b B \u003d výrobky
υ = k·[ A] a·[ B] b
a - objednať podľa činidla A
b — reagenčná objednávka AT
Všeobecná objednávka a + b = n
Pre jednoduché procesy poradie reakcie označuje počet reagujúcich častíc (zhoduje sa so stechiometrickými koeficientmi) a má celočíselné hodnoty. Pre zložité procesy poradie reakcie sa nezhoduje so stechiometrickými koeficientmi a môže byť akékoľvek.
Definujme faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie υ.
Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov
je určený zákonom hromadnej akcie: υ = k[ A] a·[ B] b
Je zrejmé, že so zvýšením koncentrácie reaktantov sa zvyšuje υ, pretože zvyšuje sa počet zrážok medzi látkami zapojenými do chemického procesu. Okrem toho je dôležité zvážiť poradie reakcie: ak je n \u003d 1 pre niektoré činidlo je potom jeho rýchlosť priamo úmerná koncentrácii tejto látky. Ak pre akékoľvek činidlo n \u003d 2, potom zdvojnásobenie jeho koncentrácie povedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti o 2 2 \u003d 4 krát a zvýšenie koncentrácie o 3 krát urýchli reakciu 3 2 \u003d 9 krát.
V živote čelíme rôznym chemickým reakciám. Niektoré z nich, napríklad hrdzavenie železa, môžu trvať aj niekoľko rokov. Iné, napríklad kvasenie cukru na alkohol, trvá niekoľko týždňov. Palivové drevo v kachle vyhorí za pár hodín a benzín v motore za zlomok sekundy.
Na zníženie nákladov na zariadenie zvyšujú chemické závody rýchlosť reakcií. A niektoré procesy, napríklad poškodenie produkty na jedenie, korózia kovov - musíte spomaliť.
Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť ako zmena množstva látky (n, modulo) za jednotku času (t) - porovnajte rýchlosť pohybujúceho sa telesa vo fyzike ako zmenu súradníc za jednotku času: υ \u003d Δx / Δt. Takže rýchlosť nezávisí od objemu nádoby, v ktorej reakcia prebieha, vydelíme výraz objemom reagujúcich látok (v), to znamená, že získame- zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu alebo - zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:
n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– \u003d Δс / Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v
kde c \u003d n / v je koncentrácia látky,
Δ (čítať „delta“) je všeobecne akceptované označenie pre zmenu hodnoty.
Ak majú látky v rovnici rôzne koeficienty, bude sa reakčná rýchlosť pre každú z nich, vypočítaná pomocou tohto vzorca, líšiť. Napríklad 2 móly oxidu siričitého úplne reagovali s 1 mólom kyslíka za 10 sekúnd v 1 litri:
2SO 2 + 02 \u003d 2SO3
Rýchlosť kyslíka bude: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s
Rýchlosť siričitého plynu: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l · s - to si netreba pamätať a povedať si pri skúške, je uvedený príklad, aby nedošlo k zámene, ak sa vyskytne táto otázka.
Rýchlosť heterogénnych reakcií (zahŕňajúcich pevné látky) sa často vyjadruje na jednotku plochy kontaktných povrchov:
Δn
υ \u003d –––––– (2)
Δt S
Reakcie sa nazývajú heterogénne, keď sú reagujúce látky v rôznych fázach:
- tuhá látka s inou tuhou látkou, kvapalinou alebo plynom,
- dve nemiešateľné kvapaliny,
- kvapalina s plynom.
Homogénne reakcie prebiehajú medzi látkami v jednej fáze:
- medzi dobre miešateľnými kvapalinami,
- plyny
- látky v roztokoch.
Podmienky ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií
1) Reakčná rýchlosť závisí od povaha reaktantov... Jednoducho povedané, rôzne látky reagujú rôznymi rýchlosťami. Napríklad zinok reaguje prudko s kyselinou chlorovodíkovou a železo dosť pomaly.
2) Čím vyššia je reakčná rýchlosť, tým vyššia je koncentrácia látok. Pri vysoko zriedenej kyseline bude zinok reagovať oveľa dlhšie.
3) Reakčná rýchlosť so zvyšovaním významne rastie teplota... Napríklad na spaľovanie paliva je potrebné ho zapáliť, to znamená zvýšiť teplotu. U mnohých reakcií je zvýšenie teploty o 10 ° C sprevádzané 2–4-násobným zvýšením rýchlosti.
4) Rýchlosť heterogénny reakcie pribúdajú s pribúdajúcimi povrchy reaktantov... Tuhé látky sa na to zvyčajne melú. Napríklad, aby železný a sírny prášok reagovali pri zahriatí, musí byť železo vo forme jemných pilín.
Upozorňujeme, že v tomto prípade je zahrnutý vzorec (1)! Vzorec (2) vyjadruje rýchlosť na jednotku plochy, preto nemôže závisieť od oblasti.
5) Reakčná rýchlosť závisí od prítomnosti katalyzátorov alebo inhibítorov.
Katalyzátory - látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale samy sa nekonzumujú. Príkladom je prudký rozklad peroxidu vodíka pridaním katalyzátora - oxidu manganičitého:
2H202 \u003d 2H20 + 02
Oxid manganičitý zostáva na dne a môže sa znovu použiť.
Inhibítory - látky, ktoré spomaľujú reakciu. Napríklad do teplovodného vykurovacieho systému sa pridávajú inhibítory korózie, aby sa predĺžila životnosť potrubí a radiátorov. V automobiloch sa do brzdy a chladiacej kvapaliny pridávajú inhibítory korózie.
Niekoľko ďalších príkladov.
Základné študované koncepty:
Rýchlosť chemické reakcie
Molárna koncentrácia
Kinetika
Homogénne a heterogénne reakcie
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií
Katalyzátor, inhibítor
Katalýza
Reverzibilné a nezvratné reakcie
Chemická rovnováha
Chemické reakcie sú reakcie, ktoré majú za následok vznik iných látok z niektorých látok (nové látky sa tvoria z pôvodných látok). Niektoré chemické reakcie prebiehajú v zlomku sekundy (výbuch), zatiaľ čo iné - v minútach, dňoch, rokoch, desaťročiach atď.
Napríklad: okamžite po vznietení a výbuchu dôjde k reakcii spaľovania strelného prachu a reakcia tmavnutia striebra alebo hrdzavenia železa (korózia) prebieha tak pomaly, že jeho výsledok je možné vysledovať až po dlhšej dobe.
Na charakterizáciu rýchlosti chemickej reakcie sa používa koncept rýchlosti chemickej reakcie - υ.
Rýchlosť chemickej reakcie - Toto je zmena koncentrácie jednej z reagujúcich látok v reakcii za jednotku času
Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie:
| υ = | od 2 - od 1 | = | ∆ s |
| t 2 - t 1 | ∆ t |
с 1 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom okamihu času t 1
с 2 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom časovom okamihu t 2
pretože rýchlosť chemickej reakcie je charakterizovaná zmenou molárnej koncentrácie reagujúcich látok (východiskové materiály), potom t2\u003e t1 a c2\u003e c1 (koncentrácia východiskových látok klesá s postupom reakcie).
Molárna koncentrácia Je množstvo látky na jednotku objemu. Jednotka merania molárnej koncentrácie je [mol / l].
Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika... Ak človek pozná svoje zákony, môže ich mať pod kontrolou chemické procesy, nastavte im určitú rýchlosť.
Pri výpočte rýchlosti chemickej reakcie je potrebné mať na pamäti, že reakcie sú rozdelené na homogénne a heterogénne.
Homogénne reakcie- reakcie, ktoré prebiehajú v rovnakom prostredí (t.j. reaktanty sú v rovnakom stave agregácie; napríklad: plyn + plyn, kvapalina + kvapalina).
Heterogénne reakcie - ide o reakcie, ktoré prebiehajú medzi látkami v heterogénnom prostredí (existuje fázové rozhranie, t. j. reagujúce látky sú v rôznych agregovaných stavoch; napríklad: plyn + kvapalina, kvapalina + tuhá látka).
Vyššie uvedený vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie platí iba pre homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna, môže prebiehať iba na povrchu časti reaktantov.
Pre heterogénnu reakciu sa rýchlosť vypočíta podľa vzorca:
∆ν - zmena množstva látky
S - oblasť rozhrania
∆ t je časový interval, počas ktorého prebiehala reakcia
Rýchlosť chemických reakcií závisí od rôznych faktorov: od povahy reagujúcich látok, koncentrácie látok, teploty, katalyzátorov alebo inhibítorov.
Závislosť reakčnej rýchlosti od povahy reagujúcich látok.
Poďme analyzovať túto závislosť reakčnej rýchlosti napríklad: vložte do dvoch skúmaviek, v ktorých je rovnaké množstvo roztoku kyseliny chlorovodíkovej (HCl), kovové granule rovnakej oblasti: v prvej skúmavke železná granula (Fe) a v druhej - horčíková granula (Mg). Na základe pozorovaní možno podľa rýchlosti uvoľňovania vodíka (Н 2) poznamenať, že horčík reaguje s kyselinou chlorovodíkovou najvyššou rýchlosťou ako železo.... Rýchlosť danej chemickej reakcie je ovplyvnená povahou kovu (tj. Horčík je reaktívnejší kov ako železo, a preto reaguje s kyselinou intenzívnejšie).
Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie reagujúcich látok.
Čím vyššia je koncentrácia reagujúcej (východiskovej) látky, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Naopak, čím je nižšia koncentrácia reaktantu, tým je reakcia pomalšia.
Napríklad: nalejte koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej (HCl) do jednej skúmavky a zriedený roztok kyseliny chlorovodíkovej do druhej skúmavky. Vložte granulát zinku (Zn) do oboch skúmaviek. Pozrime sa, podľa rýchlosti vývoja vodíka, že reakcia bude prebiehať rýchlejšie v prvej skúmavke, pretože koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej v nej je vyššia ako v druhej skúmavke.
Na určenie závislosti rýchlosti chemickej reakcie použite zákon akcie (konajúcich) más : rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov prijatých v silách, ktoré sa rovnajú ich koeficientom.
Napríklad pre reakciu postupujúcu podľa schémy: nA + mB → D, rýchlosť chemickej reakcie je určená vzorcom:
υ ch.r. \u003d k C (A) n C (B) m, kde
υ x.p - rýchlosť chemickej reakcie
C (A) - A
C (B) - molárna koncentrácia látky AT
n a m - ich koeficienty
k - konštanta rýchlosti chemickej reakcie (referenčná hodnota).
Zákon pôsobenia más sa nevzťahuje na látky v tuhom stave, pretože ich koncentrácia je konštantná (vďaka tomu, že reagujú iba na povrchu, ktorý zostáva nezmenený).
Napríklad: na reakciu 2 Cu + 02 \u003d 2CuO reakčná rýchlosť je určená vzorcom:
υ ch.r. \u003d k C (O 2)
PROBLÉM: Konštanta reakčnej rýchlosti 2A + B \u003d D je 0,005. vypočítajte reakčnú rýchlosť pri molárnej koncentrácii látky A \u003d 0,6 mol / l, látky B \u003d 0,8 mol / l.
Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.
Táto závislosť je určená pravidlo Van't - Hoff (1884): s nárastom teploty na každých 10 ° C sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje v priemere 2 - 4 krát.
Interakcia vodíka (Н 2) a kyslíka (О 2) pri izbovej teplote teda takmer nedochádza, takže rýchlosť tejto chemickej reakcie je nízka. Ale pri teplote 500 ° C táto reakcia prebehne za 50 minút a pri teplote 700 ° C - takmer okamžite.
Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie podľa pravidla Van't Hoff:
kde: υ t 1 a υ t 2 sú rýchlosti chemických reakcií pri t 2 at 1
γ - teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa reakčná rýchlosť zvyšuje so zvýšením teploty o 10 ° C.
Zmena reakčnej rýchlosti:
2. Údaje z problémového príkazu nahraďte vzorcom:
Závislosť reakčnej rýchlosti od špeciálnych látok - katalyzátorov a inhibítorov.
Katalyzátor - látka, ktorá zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie, ale sama sa na nej nezúčastňuje.
Inhibítor - látka, ktorá spomaľuje chemickú reakciu, ale sama sa na nej nepodieľa.
Príklad: do skúmavky s roztokom 3% peroxidu vodíka (H 2 O 2), ktorá bola zahriata, pridajte doutnajúci horák - nezapáli sa, pretože reakčná rýchlosť rozkladu peroxidu vodíka na vodu (Н 2 О) a kyslík (О 2) je veľmi nízka a vytvorený kyslík nestačí na uskutočnenie kvalitatívna odpoveď pre kyslík (údržba spaľovania). Teraz pridáme do skúmavky malý čierny prášok oxidu manganičitého (MnO 2) a uvidíme, že začal prudký vývoj plynových (kyslíkových) bublín a doutnajúci horák zavedený do skúmavky jasne bliká. MnO 2 je katalyzátor pre túto reakciu, urýchľoval reakčnú rýchlosť, ale nepodieľal sa na nej (čo sa dá dokázať zvážením katalyzátora pred a po reakcii - jeho hmotnosť sa nezmení).
Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami: nízkou rýchlosťou - počas tvorby stalaktitov a stalagmitov, priemernou rýchlosťou - počas varenia, okamžite - počas výbuchu. Reakcie vo vodných roztokoch prebiehajú veľmi rýchlo.
Stanovenie rýchlosti chemickej reakcie a objasnenie jej závislosti od podmienok procesu je úlohou chemickej kinetiky - vedy o zákonoch, ktoré riadia priebeh chemických reakcií v čase.
Ak chemické reakcie prebiehajú v homogénnom prostredí, napríklad v roztoku alebo v plynnej fáze, potom dochádza k interakcii reagujúcich látok v celom objeme. Takéto reakcie sa nazývajú homogénny.
(v homoge) je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu:
kde Δn je zmena počtu mólov jednej látky (najčastejšie počiatočnej, ale môže existovať aj reakčný produkt); Δt - časový interval (s, min); V je objem plynu alebo roztoku (l).
Pretože pomer množstva látky k objemu je molárna koncentrácia C, potom
Rýchlosť homogénnej reakcie je teda definovaná ako zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:
ak sa hlasitosť systému nezmení.
Ak reakcia prebieha medzi látkami v rôznych skupinách agregácie (napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou) alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne médium (napríklad medzi nemiešateľnými kvapalinami), potom prebieha iba na kontaktnej ploche látok. Takéto reakcie sa nazývajú heterogénny.
Je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku povrchu.
kde S je povrchová plocha kontaktu látok (m 2, cm 2).
Zmena v množstve látky, na základe ktorej sa určuje reakčná rýchlosť, je externým faktorom pozorovaným výskumníkom. V skutočnosti sa všetky procesy uskutočňujú na mikroúrovni. Je zrejmé, že aby niektoré častice mohli reagovať, musia sa najskôr zraziť a zraziť efektívne: nerozptyľovať sa ako guľky rôznymi smermi, ale tak, aby sa „staré väzby“ v časticiach zničili alebo zoslabili a „nové“ », A na to musia mať častice dostatok energie.
Výpočty ukazujú, že napríklad v plynoch sa zrážky molekúl pri atmosférickom tlaku počítajú v miliardách za sekundu, to znamená, že všetky reakcie mali prebehnúť okamžite. Ale nie je to tak. Ukazuje sa, že iba veľmi malá časť molekúl má energiu potrebnú na účinné zrážanie.
Volá sa minimálna prebytočná energia, ktorú musí mať častica (alebo dvojica častíc), aby mohla dôjsť k účinnej kolízii aktivačná energiaE a.
Na ceste všetkých častíc vstupujúcich do reakcie teda existuje energetická bariéra, ktorá sa rovná aktivačnej energii E a. Ak je malý, môže ho prekonať veľa častíc a reakčná rýchlosť je vysoká. V opačnom prípade je potrebný „push“. Keď dosiahnete zápalku na rozsvietenie liehoviny, odovzdáte dodatočnú energiu E potrebnú na účinné zrážanie molekúl alkoholu s molekulami kyslíka (prekročenie bariéry).
Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov. Hlavné sú: povaha a koncentrácia reaktantov, tlak (v reakciách zahŕňajúcich plyny), teplota, pôsobenie katalyzátorov a povrch reaktantov v prípade heterogénnych reakcií.
Teplota
Pri zvyšovaní teploty sa vo väčšine prípadov významne zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie. V XIX storočí. Holandský chemik J. X. Van't Hoff formuloval pravidlo:
Zvýšenie teploty každých 10 ° С vedie k zvýšeniu teplotyreakčná rýchlosť 2-4 krát(táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient reakcie).
Keď teplota stúpa, priemerná rýchlosť molekúl, ich energia a počet zrážok sa nepatrne zvyšujú, ale podiel „aktívnych“ molekúl zúčastňujúcich sa na účinných zrážkach, ktoré prekonajú energetickú bariéru reakcie, sa prudko zvýši. Matematicky je táto závislosť vyjadrená pomerom:
kde v t 1 a v t 2 sú reakčné rýchlosti pri konečných teplotách t 2 a počiatočných t 1 a γ je teplotný koeficient reakčnej rýchlosti, ktorý ukazuje, koľkokrát sa reakčná rýchlosť zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou na každých 10 ° C.
Avšak na zvýšenie reakčnej rýchlosti nie je vždy možné použiť zvýšenie teploty, pretože východiskové látky sa môžu začať rozkladať, rozpúšťadlá alebo samotné látky sa môžu odparovať atď.
Endotermické a exotermické reakcie
Je známe, že reakcia metánu s atmosférickým kyslíkom je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla. Preto sa používa v každodennom živote na varenie, ohrev vody a kúrenie. Zemný plyn dodávaný do domov potrubím je 98% metánu. Reakciu oxidu vápenatého (CaO) s vodou sprevádza aj uvoľňovanie veľkého množstva tepla.
Čo môžu tieto fakty naznačovať? Keď nové chemické väzby v reakčných produktoch, viacenergie potrebnej na prerušenie chemických väzieb v činidlách. Nadbytočná energia sa uvoľňuje vo forme tepla a niekedy aj svetla.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2 H 2 O + Q (energia (svetlo, teplo));
CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2 + Q (energia (teplo)).
Takéto reakcie by mali prebiehať ľahko (ako ľahko sa kameň kotúľa z kopca).
Reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje energia, sa nazývajú EXOTERMÁLNE(z latinského „exo“ - navonok).
Napríklad veľa redoxných reakcií je exotermických. Jednou z týchto krásnych reakcií je intramolekulárna oxidácia-redukcia, ktorá prebieha vo vnútri tej istej soli - dichrómanu amónneho (NH4) 2Cr207:
(NH4) 2Cr207 \u003d N2 + Cr203 + 4 H20 + Q (energia).
Spätné reakcie sú iná vec. Sú obdobou valenia kameňa do kopca. Dosiaľ nebolo možné získať metán z C02 a vody a na získanie vápenatého vápna CaO z hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2 je potrebné silné zahrievanie. Takáto reakcia nastáva iba pri neustálom príleve energie zvonku:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H20 - Q (energia (teplo))
To naznačuje, že rozbitie chemických väzieb v Ca (OH) 2 vyžaduje viac energie, ako je možné uvoľniť počas tvorby nových chemických väzieb v molekulách CaO a H20.
Reakcie, pri ktorých sa absorbuje energia, sa nazývajú ENDOTHERMAL(od „endo“ - smerom dovnútra).
Koncentrácia reaktantov
Zmena tlaku, keď sa plynné látky zúčastňujú na reakcii, vedie tiež k zmene koncentrácie týchto látok.
Aby mohla dôjsť k chemickej interakcii medzi časticami, musia účinne kolidovať. Čím vyššia je koncentrácia reaktantov, tým viac kolízií a tým vyššia reakčná rýchlosť. Napríklad v čistom kyslíku acetylén horí veľmi rýchlo. Takto sa vyvinie teplota dostatočná na roztavenie kovu. Na základe veľkého experimentálneho materiálu v roku 1867 Nórmi K. Guldenbergom a P. Vaageom a nezávisle od nich v roku 1865 ruským vedcom N.I. Beketovom bol formulovaný základný zákon chemickej kinetiky stanovujúci závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov.
Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov odobratých v silách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.
Tento zákon sa tiež nazýva zákon mas v akcii.
Pre reakciu A + B \u003d D bude tento zákon vyjadrený takto:
Pre reakciu 2A + B \u003d D bude tento zákon vyjadrený takto:
Tu C A, C B sú koncentrácie látok A a B (mol / l); k 1 a k 2 sú koeficienty proporcionality, ktoré sa nazývajú konštanty reakčnej rýchlosti.
Fyzikálny význam konštanty reakčnej rýchlosti je ľahko stanoviteľný - číselne sa rovná reakčnej rýchlosti, pri ktorej sú koncentrácie reaktantov rovné 1 mol / l alebo ich produkt sa rovná jednotke. V tomto prípade je zrejmé, že konštanta reakčnej rýchlosti závisí iba od teploty a nezávisí od koncentrácie látok.
Zákon o hromadnej akcii nezohľadňuje koncentráciu reaktantov v tuhom stavepretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie sú zvyčajne konštantné.
Napríklad pre reakciu spaľovania uhlia by mal byť výraz pre reakčnú rýchlosť napísaný takto:
to znamená, že reakčná rýchlosť je úmerná iba koncentrácii kyslíka.
Ak reakčná rovnica popisuje iba celkovú chemickú reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, potom môže rýchlosť takejto reakcie zložito závisieť od koncentrácií východiskových látok. Tento vzťah je určený experimentálne alebo teoreticky na základe navrhovaného reakčného mechanizmu.
Pôsobenie katalyzátorov
Je možné zvýšiť reakčnú rýchlosť použitím špeciálnych látok, ktoré menia reakčný mechanizmus a smerujú ho energeticky priaznivejšou cestou s nižšou aktivačnou energiou. Nazývajú sa katalyzátory (z lat. Katalysis - deštrukcia).
Katalyzátor funguje ako skúsený sprievodca a usmerňuje skupinu turistov nie cez vysoký priesmyk v horách (prekonať ho vyžaduje veľa úsilia a času a nie je k dispozícii všetkým), ale po jemu známych kruhových objazdoch, po ktorých človek prekoná horu oveľa ľahšie a rýchlejšie.
Je pravda, že okružnou cestou sa môžete dostať nie úplne tam, kam vedie hlavný priesmyk. Ale niekedy je to presne to, čo sa vyžaduje! Takto pôsobia katalyzátory, ktoré sa nazývajú selektívne. Je zrejmé, že nie je potrebné spaľovať amoniak a dusík, ale pri výrobe kyseliny dusičnej sa používa oxid dusnatý (II).
Katalyzátory - sú to látky, ktoré sa zúčastňujú na chemickej reakcii a menia jej rýchlosť alebo smer, ale na konci reakcie zostávajú kvantitatívne a kvalitatívne nezmenené.
Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza. Katalyzátory sa široko používajú v rôznych priemyselných odvetviach a v doprave (katalyzátory, ktoré premieňajú oxidy dusíka z výfukových plynov na neškodný dusík).
Existujú dva typy katalýzy.
Homogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor aj reaktanty v rovnakom stave agregácie (fázy).
Heterogénna katalýzav ktorých sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Napríklad rozklad peroxidu vodíka v prítomnosti pevného katalyzátora na báze oxidu manganičitého:
Samotný katalyzátor sa v dôsledku reakcie nespotrebuje, ale ak sa na jeho povrchu adsorbujú ďalšie látky (nazývajú sa to katalytické jedy), povrch prestane fungovať a katalyzátor sa musí regenerovať. Preto sa pred uskutočnením katalytickej reakcie východiskové materiály dôkladne vyčistia.
Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou sa používa tuhý katalyzátor - oxid vanádu (V) V 2 O 5:
Pri výrobe metanolu sa používa pevný katalyzátor „zinok-chróm“ (8ZnO Cr203 x CrO3):
Biologické katalyzátory - enzýmy pracujú veľmi efektívne. Z chemického hľadiska sú to bielkoviny. Vďaka nim prebiehajú zložité chemické reakcie v živých organizmoch pri nízkych teplotách vysokou rýchlosťou.
Sú známe ďalšie zaujímavé látky - inhibítory (z latinčiny inhibere - oneskorenie). Vysokou rýchlosťou reagujú s aktívnymi časticami za vzniku málo aktívnych zlúčenín. Výsledkom je, že sa reakcia dramaticky spomalí a potom sa zastaví. Inhibítory sa často špeciálne pridávajú do rôznych látok, aby sa zabránilo nežiaducim procesom.
Napríklad roztoky peroxidu vodíka sa stabilizujú pomocou inhibítorov.
Povaha reagujúcich látok (ich zloženie, štruktúra)
Hodnota aktivačná energiaje faktor, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv povahy reagujúcich látok na reakčnú rýchlosť.
Ak je aktivačná energia malá (< 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.
Ak je aktivačná energia vysoká (\u003e 120 kJ / mol), to znamená, že iba malá časť kolízií medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Rýchlosť tejto reakcie je preto veľmi nízka. Napríklad je takmer nemožné si všimnúť priebeh reakcie na syntézu amoniaku pri bežných teplotách.
Ak majú aktivačné energie chemických reakcií stredné hodnoty (40 120 kJ / mol), potom budú rýchlosti takýchto reakcií priemerné. Tieto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etylalkoholom, bielenie brómovej vody etylénom, interakciu zinku s kyselinou chlorovodíkovou atď.
Kontaktný povrch reaktantov
Rýchlosť reakcií prebiehajúcich na povrchu látok, t. J. Heterogénnych, závisí, za iných okolností, od vlastností tohto povrchu. Je známe, že krieda rozomletá na prášok sa v kyseline chlorovodíkovej rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako kúsok kriedy rovnakej hmotnosti.
Zvýšenie reakčnej rýchlosti je primárne spôsobené zväčšenie kontaktného povrchu východiskových látok, ako aj množstvo ďalších dôvodov, napríklad porušenie štruktúry „správneho“ kryštálová mriežka... To vedie k skutočnosti, že častice na povrchu vytvorených mikrokryštálov sú oveľa reaktívnejšie ako rovnaké častice na „hladkom“ povrchu.
V priemysle sa na vykonávanie heterogénnych reakcií používa „fluidné lôžko“ na zvýšenie kontaktného povrchu reaktantov, prísun východiskových materiálov a odstraňovanie produktov. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej pomocou „fluidného lôžka“ sa praží pyrit.
Referenčný materiál pre absolvovanie skúšky:
periodická tabuľka
Tabuľka rozpustnosti
