Utjecaj volumena na brzinu reakcije. Brzina hemijske reakcije i faktori koji na nju utiču. Mjerenje brzine procesa

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

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

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

Relevantnost pitanja koje se razmatra

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

Klasifikacija tekućih reakcija

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

U hemiji, sistem obično znači supstancu ili njihovu kombinaciju.

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

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

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

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

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

Matematički odnos između brzine procesa i različitih faktora

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

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

Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

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

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

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

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

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

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

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

Grijanje

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

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

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

Grafičko predstavljanje

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

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

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

Važni aspekti

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

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

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

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

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

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

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

Mjerenje brzine procesa

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

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

Inhibitori i katalizatori

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

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

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

Zaključak

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

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

U životu se susrećemo sa različitim hemijskim reakcijama. Neki od njih, poput rđanja gvožđa, mogu trajati nekoliko godina. Za druge, kao što je fermentacija šećera u alkohol, potrebno je nekoliko sedmica. Drva za ogrjev u peći izgore za nekoliko sati, a benzin u motoru izgori u djeliću sekunde.

Da bi smanjili troškove opreme, hemijska postrojenja povećavaju brzinu reakcija. I neki procesi, na primjer, kvarenje hrane i korozija metala, moraju se usporiti.

Brzina hemijske reakcije može se izraziti kao promjena količine materije (n, modulo) po jedinici vremena (t) - uporedi brzinu tijela u pokretu u fizici kao promjenu koordinata po jedinici vremena: υ = Δx/Δt. Da brzina ne zavisi od zapremine posude u kojoj se reakcija odvija, izraz podelimo sa zapreminom reagujućih supstanci (v), tj. promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena, ili promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

gdje je c = n / v koncentracija supstance,

Δ (čitaj “delta”) je općenito prihvaćena oznaka za promjenu vrijednosti.

Ako tvari imaju različite koeficijente u jednadžbi, brzina reakcije za svaku od njih izračunata pomoću ove formule bit će različita. Na primjer, 2 mola sumpor-dioksida potpuno su reagirala s 1 molom kisika za 10 sekundi u 1 litri:

2SO2 + O2 = 2SO3

Stopa kiseonika će biti: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Brzina za sumpor dioksid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- ovo ne treba pamtiti i govoriti na ispitu, dat je primjer da se ne zbuni ako se pojavi ovo pitanje.

Brzina heterogenih reakcija (koje uključuju čvrste tvari) često se izražava po jedinici površine dodirnih površina:

Reakcije se nazivaju heterogene kada su reaktanti u različitim fazama:

• čvrsta supstanca s drugom čvrstom tvari, tekućinom ili plinom,
• dve tečnosti koje se ne mešaju
• tečnost sa gasom.

Homogene reakcije se javljaju između supstanci u jednoj fazi:

• između dobro izmešanih tečnosti,
• gasovi,
• supstance u rastvorima.

Uslovi koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

1) Brzina reakcije zavisi od priroda reaktanata. Jednostavno rečeno, različite tvari reagiraju različitom brzinom. Na primjer, cink reagira burno sa hlorovodoničnom kiselinom, dok željezo reagira prilično sporo.

2) Što je veća brzina reakcije, to je brže koncentracija supstance. Cink će mnogo duže reagovati sa jako razblaženom kiselinom.

3) Brzina reakcije značajno raste sa povećanjem temperaturu. Na primjer, da bi gorivo sagorjelo, potrebno ga je zapaliti, odnosno povećati temperaturu. Za mnoge reakcije, povećanje temperature za 10°C je praćeno povećanjem brzine 2-4 puta.

4) Brzina heterogena reakcije se povećavaju sa povećanjem površine reagujućih supstanci. Čvrste materije se obično melju u tu svrhu. Na primjer, da bi željezo i sumporni prah reagirali kada se zagrijavaju, željezo mora biti u obliku fine piljevine.

Imajte na umu da se u ovom slučaju formula (1) podrazumijeva! Formula (2) izražava brzinu po jedinici površine, stoga ne može ovisiti o površini.

5) Brzina reakcije zavisi od prisustva katalizatora ili inhibitora.

Katalizatori- supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije, ali se ne troše. Primjer je brza razgradnja vodikovog peroksida uz dodatak katalizatora - mangan (IV) oksida:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Mangan(IV) oksid ostaje na dnu i može se ponovo koristiti.

Inhibitori- supstance koje usporavaju reakciju. Na primjer, inhibitori korozije se dodaju u sistem grijanja vode kako bi se produžio vijek trajanja cijevi i baterija. U automobilima se inhibitori korozije dodaju kočionoj i rashladnoj tečnosti.

Još nekoliko primjera.

Glavni proučavani koncepti:

Brzina hemijskih reakcija

Molarna koncentracija

Kinetika

Homogene i heterogene reakcije

Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

Katalizator, inhibitor

Kataliza

Reverzibilne i ireverzibilne reakcije

Hemijska ravnoteža

Hemijske reakcije su reakcije usljed kojih se iz jedne tvari dobivaju druge tvari (iz izvornih tvari nastaju nove tvari). Neke hemijske reakcije odvijaju se u djeliću sekunde (eksplozija), dok druge traju minute, dane, godine, decenije itd.

Na primjer: reakcija sagorijevanja baruta nastaje momentalno paljenjem i eksplozijom, a reakcija potamnjivanja srebra ili rđanja željeza (korozija) se odvija tako sporo da se njen rezultat može pratiti tek nakon dužeg vremena.

Za karakterizaciju brzine hemijske reakcije koristi se koncept brzine hemijske reakcije - υ.

Brzina hemijske reakcije je promjena koncentracije jednog od reaktanata reakcije u jedinici vremena.

Formula za izračunavanje brzine hemijske reakcije:

c 1 – molarna koncentracija supstance u početnom trenutku t 1

c 2 – molarna koncentracija supstance u početnom trenutku t 2

budući da je brzina kemijske reakcije karakterizirana promjenom molarne koncentracije reaktanata (početne tvari), tada je t 2 > t 1 i c 2 > c 1 (koncentracija polaznih tvari opada kako reakcija teče) .

Molarna koncentracija (s)– je količina supstance po jedinici zapremine. Mjerna jedinica za molarnu koncentraciju je [mol/l].

Grana hemije koja proučava brzinu hemijskih reakcija naziva se hemijska kinetika. Poznavajući njegove zakone, osoba može kontrolirati kemijske procese i postaviti ih na određenu brzinu.

Prilikom izračunavanja brzine kemijske reakcije potrebno je imati na umu da se reakcije dijele na homogene i heterogene.

Homogene reakcije– reakcije koje se dešavaju u istom okruženju (tj. reaktanti su u istom agregacijskom stanju; na primjer: plin + plin, tekućina + tekućina).

Heterogene reakcije– to su reakcije koje se odvijaju između supstanci u heterogenom mediju (postoji međufazna površina, tj. reagirajuće tvari su u različitim agregacijskim stanjima; na primer: gas + tečnost, tečnost + čvrsta supstanca).

Gornja formula za izračunavanje brzine kemijske reakcije vrijedi samo za homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena, onda se može dogoditi samo na površini reaktanata.

Za heterogenu reakciju, brzina se izračunava pomoću formule:

∆ν – promjena količine supstance

S – područje interfejsa

∆ t – vremenski period tokom kojeg se reakcija odvijala

Brzina hemijskih reakcija zavisi od različitih faktora: prirode reaktanata, koncentracije supstanci, temperature, katalizatora ili inhibitora.

Ovisnost brzine reakcije o prirodi reagujućih supstanci.

Analizirajmo ovu zavisnost brzine reakcije koristeći primjer: ubacimo metalne granule jednake površine u dvije epruvete koje sadrže istu količinu otopine klorovodične kiseline (HCl): granulu željeza (Fe) u prvu epruvetu, a granulu magnezija (Mg) u drugu. Kao rezultat zapažanja, na osnovu brzine oslobađanja vodika (H2), može se primijetiti da magnezijum reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom najvećom brzinom od željeza. Na brzinu ove hemijske reakcije utiče priroda metala (tj. magnezijum je reaktivniji metal od gvožđa, pa stoga snažnije reaguje sa kiselinom).

Ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji reaktanata.

Što je veća koncentracija reagirajuće (početne) tvari, to se reakcija odvija brže. Suprotno tome, što je niža koncentracija reaktanta, to je reakcija sporija.

Na primjer: u jednu epruvetu sipajte koncentrovani rastvor hlorovodonične kiseline (HCl), a u drugu razblažen rastvor hlorovodonične kiseline. Stavimo granulu cinka (Zn) u obje epruvete. Primetićemo, brzinom evolucije vodonika, da će se reakcija odvijati brže u prvoj epruveti, jer koncentracija hlorovodonične kiseline u njemu je veća nego u drugoj epruveti.

Da biste odredili ovisnost brzine kemijske reakcije, koristite zakon djelovanja (djelujućih) masa : brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama koje su jednake njihovim koeficijentima.

Na primjer, za reakciju koja se odvija prema shemi: nA + mB → D, brzina hemijske reakcije određena je formulom:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m , Gdje

υ x.r - brzina hemijske reakcije

C (A) – A

C (B) – molarna koncentracija supstance IN

n i m – njihovi koeficijenti

k – konstanta brzine hemijske reakcije (referentna vrijednost).

Zakon djelovanja mase ne vrijedi za tvari u čvrstom stanju, jer njihova koncentracija je konstantna (zbog činjenice da reaguju samo na površini, koja ostaje nepromijenjena).

Na primjer: za reakciju 2 Cu + O 2 = 2 CuO brzina reakcije je određena formulom:

υ h.r. = k C(O 2)

PROBLEM: Konstanta brzine za reakciju 2A + B = D je 0,005. izračunajte brzinu reakcije pri molarnoj koncentraciji supstance A = 0,6 mol/l, supstance B = 0,8 mol/l.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi.

Ova zavisnost je određena van't Hoffovo pravilo (1884): sa svakim porastom temperature za 10°C, brzina hemijske reakcije raste u prosjeku 2-4 puta.

Dakle, interakcija vodonika (H 2) i kiseonika (O 2) na sobnoj temperaturi gotovo da se ne dešava, brzina ove hemijske reakcije je tako niska. Ali na temperaturi od 500 C o ova reakcija se odvija za 50 minuta, a na temperaturi od 700 C o odvija se gotovo trenutno.

Formula za izračunavanje brzine hemijske reakcije prema Van't Hoffovom pravilu:

gdje su: υ t 1 i υ t 2 - brzine hemijskih reakcija pri t 2 i t 1

γ je temperaturni koeficijent, koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije s povećanjem temperature za 10 C o.

Promjena brzine reakcije:

2. Zamijenite podatke iz iskaza problema u formulu:

Ovisnost brzine reakcije o posebnim supstancama - katalizatorima i inhibitorima.

Katalizator- supstanca koja povećava brzinu hemijske reakcije, ali sama u njoj ne učestvuje.

Inhibitor- supstanca koja usporava hemijsku reakciju, ali sama u njoj ne učestvuje.

Primer: u epruvetu sa rastvorom 3% vodonik peroksida (H 2 O 2), koja je zagrejana, dodati iver koji tinja - neće upaliti, jer brzina reakcije razgradnje vodikovog peroksida na vodu (H 2 O) i kisik (O 2) je vrlo niska, a nastali kisik nije dovoljan da se izvrši visokokvalitetna reakcija na kisik (održavanje sagorijevanja). Sada dodajmo malo crnog praha mangan (IV) oksida (MnO 2) u epruvetu i vidimo da je počelo brzo oslobađanje mjehurića plina (kiseonika) i da tinjajuća krhotina unesena u epruvetu sjajno bukti. MnO 2 je katalizator za ovu reakciju; ubrzao je brzinu reakcije, ali sam nije sudjelovao u njoj (to se može dokazati vaganjem katalizatora prije i poslije reakcije - njegova masa se neće promijeniti).

Cilj rada: proučavanje brzine hemijske reakcije i njene zavisnosti od različitih faktora: prirode reaktanata, koncentracije, temperature.

Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Brzina hemijske reakcije naziva se promjena koncentracije reaktanta u jedinici vremena. On je jednak broju interakcijskih događaja po jedinici vremena po jedinici zapremine za reakciju koja se odvija u homogenom sistemu (za homogene reakcije), ili po jedinici površine interfejsa za reakcije koje se dešavaju u heterogenom sistemu (za heterogene reakcije).

Prosječna brzina reakcije v avg. u vremenskom intervalu od t 1 prije t 2 određena je relacijom:

Gdje C 1 I C 2– molarna koncentracija bilo kojeg sudionika reakcije u vremenskim točkama t 1 I t 2 respektivno.

Znak “–” ispred frakcije odnosi se na koncentraciju polaznih supstanci, Δ WITH < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔWITH > 0.

Glavni faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije: priroda reaktanata, njihova koncentracija, pritisak (ako su gasovi uključeni u reakciju), temperatura, katalizator, površina interfejsa za heterogene reakcije.

Većina hemijskih reakcija su složeni procesi koji se odvijaju u nekoliko faza, tj. koji se sastoji od nekoliko elementarnih procesa. Elementarne ili jednostavne reakcije su reakcije koje se odvijaju u jednom koraku.

Za elementarne reakcije, ovisnost brzine reakcije o koncentraciji izražena je zakonom djelovanja mase.

Pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima.

Za reakciju u općem obliku

a A + b B… → c C,

prema zakonu masovne akcije v izraženo omjerom

v = K∙s(A) a ∙ s(V) b,

Gdje c(A) I s(B)– molarne koncentracije reaktanata A i B;

TO– konstanta brzine ove reakcije, jednaka v, Ako c(A)a=1 i c(B) b=1, i zavisno od prirode reaktanata, temperature, katalizatora i površine interfejsa za heterogene reakcije.

Izraz brzine reakcije kao funkcije koncentracije naziva se kinetička jednadžba.

U slučaju složenih reakcija, zakon djelovanja mase primjenjuje se na svaki pojedinačni stupanj.

Za heterogene reakcije, kinetička jednadžba uključuje samo koncentracije plinovitih i otopljenih tvari; da, za sagorevanje uglja

C (k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

jednačina brzine ima oblik

v = K∙s(O 2)

Nekoliko riječi o molekularnosti i kinetičkom poretku reakcije.

Koncept "molekularnost reakcije" odnosi se samo na jednostavne reakcije. Molekularnost reakcije karakteriše broj čestica koje učestvuju u elementarnoj interakciji.

Postoje mono-, bi- i trimolekularne reakcije, u kojima učestvuju jedna, dvije i tri čestice. Verovatnoća da se tri čestice sudare istovremeno je mala. Elementarni proces interakcije više od tri čestice je nepoznat. Primjeri elementarnih reakcija:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (monomolekularni)

H 2 + I 2 → 2HI (bimolekularni)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolekularni)

Molekularnost jednostavnih reakcija poklapa se s općim kinetičkim redoslijedom reakcije. Redoslijed reakcije određuje prirodu ovisnosti brzine o koncentraciji.

Opšti (ukupni) kinetički red reakcije je zbir eksponenata pri koncentracijama reaktanata u jednadžbi brzine reakcije, utvrđenih eksperimentalno.

Kako temperatura raste, brzina većine hemijskih reakcija se povećava. Ovisnost brzine reakcije od temperature približno je određena Van't Hoffovim pravilom.

Za svakih 10 stepeni porasta temperature, brzina većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

gdje i su brzina reakcije, respektivno, na temperaturama t 2 I t 1 (t 2 >t 1);

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, ovo je broj koji pokazuje koliko se puta povećava brzina kemijske reakcije kada se temperatura poveća za 10 0.

Koristeći Van't Hoffovo pravilo, moguće je samo približno procijeniti utjecaj temperature na brzinu reakcije. Tačniji opis zavisnosti brzine reakcije temperature je izvodljiv u okviru Arrheniusove aktivacijske teorije.

Jedna od metoda ubrzavanja kemijske reakcije je kataliza, koja se provodi pomoću tvari (katalizatora).

Katalizatori- to su tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije zbog ponovnog sudjelovanja u intermedijarnim hemijskim interakcijama sa reagensima reakcije, ali nakon svakog ciklusa međuintermedijarne interakcije obnavljaju svoj hemijski sastav.

Mehanizam djelovanja katalizatora svodi se na smanjenje energije aktivacije reakcije, tj. smanjenje razlike između prosječne energije aktivnih molekula (aktivnog kompleksa) i prosječne energije molekula polaznih tvari. Brzina hemijske reakcije se povećava.

Poznavanje brzina hemijskih reakcija je od velike teorijske i praktične važnosti. Na primjer, u hemijskoj industriji, tokom proizvodnje supstance, veličina i produktivnost opreme i količina dobijenog proizvoda zavise od brzine reakcije.

Različite hemijske reakcije imaju različite brzine. Neke reakcije se javljaju u djeliću sekunde, dok su za druge potrebni mjeseci ili čak godine. Studije brzine hemijskih reakcija hemijska kinetika.

Osnovni koncepti sa kojima funkcioniše hemijska kinetika su hemijski sistem I faza:

• Hemijski sistem- supstanca (skup supstanci);
• Hemijska faza- dio sistema odvojen od ostalih dijelova interfejs.

Sistemi koji se sastoje od jedne faze nazivaju se homogena ili homogena, na primjer, plinske mješavine ili otopine. Reakcije koje se javljaju u homogenim sistemima nazivaju se homogene reakcije, takve reakcije se javljaju u cijeloj zapremini smjese.

Sistemi koji se sastoje od nekoliko faza nazivaju se heterogena ili heterogena, na primjer, tečnost + čvrsta supstanca. Reakcije koje se javljaju u heterogenim sistemima nazivaju se heterogene reakcije, takve reakcije se javljaju samo na interfejsu.

Homogena brzina reakcije

Brzina homogene reakcije je količina supstance (ν) nastala kao rezultat reakcije po jedinici vremena (t) po jedinici zapremine sistema (V):

• ν 1 - broj molova supstance u trenutku t 1;
• ν 2 - broj molova supstance u trenutku t 2 ;

Koncentracija mol-volumena tvar (C, mol/l) - omjer broja molova tvari (ν) i cjelokupnog volumena reakcione smjese (V): S=ν/V.

Brzina homogene reakcije jednaka je promjeni koncentracije reaktanta u jedinici vremena.

U slučaju da je riječ o koncentraciji nekog od produkta reakcije, u izraz se stavlja znak „plus“, ako je riječ o koncentraciji neke od izvornih tvari, stavlja se znak „minus“. izraz.

Heterogena brzina reakcije

Kao što je gore spomenuto, glavna razlika između heterogenih i homogenih reakcija je u tome što se reakcija odvija na granici faze.

Brzina heterogene reakcije (v het) je količina tvari (ν) koja se formira u jedinici vremena (t) po jedinici površine površine (S).

Glavni faktori koji utiču na brzinu reakcija:

• priroda reagujućih supstanci;
• koncentracija;
• temperatura;
• katalizatori;
• veličine čestica reagensa;
• pritisak.

Posljednje dvije tačke se odnose na heterogene reakcije.

Priroda reaktanata

Neophodan uslov za hemijsku interakciju između molekula supstanci je njihov međusobni sudar u „desnom“ delu molekule, tzv. područje sa visokom reaktivnošću. To je kao u boksu: ako udarac boksera pogodi protivničke rukavice, neće biti reakcije; ali ako udarac padne na glavu protivnika, tada se vjerovatnoća nokauta (reakcije) značajno povećava; a ako je udarna sila (sila sudara molekula) velika, tada nokaut (reakcija) postaje neizbježan.

Na osnovu gore navedenog, možemo zaključiti da što je molekul kompleksniji, to je njegovo visoko reaktivno područje manje. Dakle, što su veće i složenije molekule supstanci koje reaguju, to je sporija brzina reakcije.

Koncentracija reagensa

Brzina reakcije je direktno proporcionalna broju sudara molekula. Što je veća koncentracija reagensa, što je više sudara, veća je i brzina hemijske reakcije. Na primjer, izgaranje u čistom kisiku događa se mnogo brže nego u običnom zraku.

Međutim, treba reći da u složenim reakcijama koje se odvijaju u nekoliko faza; takva zavisnost se ne poštuje. Ovo vam omogućava da odredite koji od reagensa nije uključen u najsporiju fazu reakcije, što određuje samu brzinu reakcije.

Izražena je ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata zakon masovne akcije, koji su 1867. godine otkrili norveški naučnici Guldberg i Waage.

Brzina (v) uslovljene reakcije opisane jednadžbom aA+bB=cC+dD, u skladu sa zakonom djelovanja mase, izračunat će se pomoću formule tzv jednadžba kinetičke reakcije:

V=k·[A] a ·[B] b

• [A], [B] - koncentracije polaznih supstanci;
• k je konstanta brzine reakcije, jednaka brzini ove reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim 1 molu svaki.

k ne zavisi od koncentracije supstanci koje reaguju, već zavisi od njihove prirode i temperature.

Koristeći kinetičku jednadžbu reakcije, možete odrediti brzinu promjene reakcije ovisno o promjeni koncentracije reaktanata.

Primjeri kinetičkih jednačina:

2SO 2 (g)+O 2 (g)=2SO 3 (g) v=k 2 CuO(s)+H 2 (g)=Cu(s)+H 2 O(g) v=k

Imajte na umu da kinetičke jednadžbe ne uključuju koncentracije čvrstih tvari, već samo plinovite i otopljene.

Temperatura reagensa

Kako temperatura raste, molekuli se kreću brže, pa se broj njihovih sudara povećava. Osim toga, povećava se kinetička energija molekula, što povećava efikasnost sudara, koji u konačnici određuju brzinu reakcije.

Prema teorija aktivacije, u hemijskoj reakciji mogu učestvovati samo molekuli čija energija prelazi određenu prosječnu vrijednost. Količina viška prosječne energije molekula naziva se energije aktivacije. Ova energija je neophodna za slabljenje hemijskih veza u molekulima polaznih supstanci. Molekuli koji imaju neophodan višak energije da im omoguće da reaguju nazivaju se aktivnih molekula. Što je temperatura viša, aktivnije molekule, to je veća brzina reakcije.

Karakterizirana je ovisnost brzine reakcije o temperaturi van't Hoffovo pravilo:

Matematički, van't Hoffovo pravilo se izražava sljedećom formulom:

• γ je temperaturni koeficijent koji pokazuje povećanje brzine reakcije sa povećanjem temperature za 10°C;
• v 1 - brzina reakcije na temperaturi t 1;
• v 2 - brzina reakcije na temperaturi t 2 ;

Katalizatori

Katalizatori- to su supstance koje utiču na brzinu reakcije, ali se same ne troše.

Reakcije koje se javljaju uz učešće katalizatora nazivaju se katalitičke reakcije.

Glavni učinak katalizatora je smanjenje energije aktivacije reakcije, zbog čega se povećava broj efektivnih sudara molekula.

Katalizatori mogu ubrzati reakcije milione puta!

Postoje dvije vrste katalize:

• homogena (ujednačena) kataliza- katalizator i reagensi čine jednu fazu: gas ili rastvor;
• heterogena (heterogena) kataliza- katalizator je u obliku nezavisne faze.

Mehanizam katalitičkih reakcija je vrlo složen i potpuno nepoznat. Prema jednoj znanstvenoj hipotezi, u katalitičkim reakcijama katalizator i reagens reagiraju da bi nastali međuspoj, koji mnogo aktivnije reagira s drugom polaznom supstancom da nastane konačni produkt reakcije, dok se sam katalizator oslobađa u slobodnom stanju.

Obično se pod katalizatorima podrazumijevaju tvari koje ubrzavaju reakciju, ali postoje tvari koje usporavaju tok reakcije - tzv. inhibitori.

Biološki katalizatori se nazivaju enzimi. Enzimi su proteini.

Veličina čestica reagensa

Uzmimo šibicu i odnesimo je na komad uglja. Malo je vjerovatno da će ugalj imati vremena da se zapali prije nego što se utakmica ugasi. Sameljimo ugalj i ponovimo eksperiment - ugljena prašina se neće samo zapaliti, već će se vrlo brzo zapaliti - doći će do eksplozije (glavna opasnost u rudnicima uglja). Šta se dešava?

Mljevenjem uglja drastično ćemo povećati njegovu površinu. Što je veća površina na kojoj se molekuli sudaraju, brzina reakcije je veća.

Pritisak reagensa

Pritisak gasovitih reagensa je sličan njihovoj koncentraciji – što je pritisak veći, to je veća koncentracija – veća je brzina reakcije, jer broj molekularnih sudara se povećava. Kao i koncentracija, pritisak reaktanata ne "radi" u složenim reakcijama.