Effekt av volum på reaksjonshastighet. Hastigheten til en kjemisk reaksjon og faktorer som påvirker den. Måling av hastigheten til en prosess

Vi står konstant overfor ulike kjemiske interaksjoner. Forbrenning av naturgass, rusting av jern, surring av melk - dette er ikke alle prosessene som studeres i detalj i et skolekjemikurs.

Noen reaksjoner tar brøkdeler av sekunder å oppstå, mens noen interaksjoner tar dager eller uker.

La oss prøve å identifisere avhengigheten av reaksjonshastigheten på temperatur, konsentrasjon og andre faktorer. Den nye utdanningsstandarden tildeler et minimum av undervisningstid til dette spørsmålet. Testene til Unified State Exam inkluderer oppgaver på avhengigheten av reaksjonshastigheten på temperatur, konsentrasjon, og tilbyr til og med beregningsproblemer. Mange videregående elever opplever visse vanskeligheter med å finne svar på disse spørsmålene, så vi vil analysere dette emnet i detalj.

Relevansen av problemstillingen under vurdering

Informasjon om reaksjonshastigheten har viktig praktisk og vitenskapelig betydning. For eksempel, i den spesifikke produksjonen av stoffer og produkter, avhenger produktiviteten til utstyr og varekostnadene direkte av denne verdien.

Klassifisering av pågående reaksjoner

Det er en direkte sammenheng mellom aggregeringstilstanden til de første komponentene og produktene som dannes under heterogene interaksjoner.

I kjemi betyr et system vanligvis et stoff eller en kombinasjon av dem.

Et system som består av én fase (samme aggregeringstilstand) anses som homogent. Som eksempel kan vi nevne en blanding av gasser og flere ulike væsker.

Et heterogent system er et system der reagerende stoffer er i form av gasser og væsker, faste stoffer og gasser.

Det er ikke bare en avhengighet av reaksjonshastigheten på temperaturen, men også av fasen hvor komponentene som inngår i den analyserte interaksjonen brukes.

En homogen sammensetning er preget av prosessen som skjer gjennom hele volumet, noe som forbedrer kvaliteten betydelig.

Hvis utgangsstoffene er i forskjellige fasetilstander, observeres maksimal interaksjon ved fasegrensesnittet. For eksempel, når et aktivt metall er oppløst i en syre, observeres dannelsen av et produkt (salt) bare på overflaten av deres kontakt.

Matematisk sammenheng mellom prosesshastighet og ulike faktorer

Hvordan ser ligningen for avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen ut? For en homogen prosess bestemmes hastigheten av mengden stoff som interagerer eller dannes under reaksjonen i systemets volum per tidsenhet.

For en heterogen prosess bestemmes hastigheten ut fra mengden stoff som reagerer eller produseres i prosessen per arealenhet i løpet av en minimumsperiode.

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

Naturen til de reagerende stoffene er en av årsakene til de forskjellige prosesshastighetene. For eksempel danner alkalimetaller alkalier med vann ved romtemperatur, og prosessen er ledsaget av intens frigjøring av hydrogengass. Edelmetaller (gull, platina, sølv) er ikke i stand til slike prosesser verken ved romtemperatur eller ved oppvarming.

Reaktantenes natur er en faktor som tas i betraktning i kjemisk industri for å øke lønnsomheten i produksjonen.

Det ble avslørt en sammenheng mellom konsentrasjonen av reagenser og hastigheten på den kjemiske reaksjonen. Jo høyere den er, jo flere partikler vil kollidere, derfor vil prosessen gå raskere.

Massevirkningsloven i matematisk form beskriver et direkte proporsjonalt forhold mellom konsentrasjonen av utgangsstoffer og prosessens hastighet.

Den ble formulert på midten av det nittende århundre av den russiske kjemikeren N. N. Beketov. For hver prosess bestemmes en reaksjonskonstant, som ikke er relatert til temperatur, konsentrasjon eller arten av reaktantene.

For å fremskynde reaksjonen der et fast stoff er involvert, må du male det til en pulvertilstand.

I dette tilfellet øker overflaten, noe som har en positiv effekt på prosessens hastighet. For dieseldrivstoff brukes et spesielt injeksjonssystem, på grunn av hvilket forbrenningshastigheten til hydrokarbonblandingen øker betydelig når det kommer i kontakt med luft.

Oppvarming

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen er forklart av molekylær kinetisk teori. Den lar deg beregne antall kollisjoner mellom reagensmolekyler under visse forhold. Hvis du er bevæpnet med slik informasjon, bør alle prosesser under normale forhold fortsette umiddelbart.

Men hvis vi vurderer et spesifikt eksempel på reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur, viser det seg at det for interaksjon er nødvendig å først bryte de kjemiske bindingene mellom atomer slik at nye stoffer dannes fra dem. Dette krever betydelige energiforbruk. Hva er avhengigheten av reaksjonshastigheten av temperaturen? Aktiveringsenergien bestemmer muligheten for brudd på molekyler; det er nettopp denne energien som kjennetegner prosessenes virkelighet. Enhetene er kJ/mol.

Hvis energien er utilstrekkelig, vil kollisjonen være ineffektiv, så den er ikke ledsaget av dannelsen av et nytt molekyl.

Grafisk representasjon

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen kan representeres grafisk. Ved oppvarming øker antallet kollisjoner mellom partikler, noe som akselererer interaksjonen.

Hvordan ser en graf over reaksjonshastighet mot temperatur ut? Energien til molekyler vises horisontalt, og antall partikler med høy energireserve vises vertikalt. En graf er en kurve som man kan bedømme hastigheten til en bestemt interaksjon etter.

Jo større forskjell i energi fra gjennomsnittet, jo lenger er punktet på kurven plassert fra maksimum, og jo mindre prosentandel av molekyler har en slik energireserve.

Viktige aspekter

Er det mulig å skrive ned ligningen for avhengigheten av reaksjonshastighetskonstanten av temperaturen? Økningen gjenspeiles i en økning i hastigheten på prosessen. Denne avhengigheten er preget av en viss verdi kalt temperaturkoeffisienten til prosesshastigheten.

For enhver interaksjon ble reaksjonshastighetskonstantens avhengighet av temperatur avslørt. Hvis den øker med 10 grader, øker hastigheten på prosessen med 2-4 ganger.

Avhengigheten av hastigheten til homogene reaksjoner på temperatur kan representeres i matematisk form.

For de fleste interaksjoner ved romtemperatur er koeffisienten i området fra 2 til 4. For eksempel, med en temperaturkoeffisient på 2,9, fremskynder en temperaturøkning på 100 grader prosessen med nesten 50 000 ganger.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur kan lett forklares med forskjellige aktiveringsenergier. Den har en minimumsverdi under ioniske prosesser, som kun bestemmes av interaksjonen mellom kationer og anioner. Tallrike eksperimenter indikerer den umiddelbare forekomsten av slike reaksjoner.

Ved høy aktiveringsenergi vil kun et lite antall kollisjoner mellom partikler føre til interaksjon. Ved en gjennomsnittlig aktiveringsenergi vil reaktantene samhandle med en gjennomsnittlig hastighet.

Oppgaver om reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjon og temperatur vurderes kun på høyere utdanningsnivå, og forårsaker ofte alvorlige vanskeligheter for barn.

Måling av hastigheten til en prosess

De prosessene som krever betydelig aktiveringsenergi involverer et innledende brudd eller svekkelse av bindinger mellom atomer i utgangsstoffene. I dette tilfellet går de over til en viss mellomtilstand kalt det aktiverte komplekset. Det er en ustabil tilstand, dekomponerer ganske raskt til reaksjonsprodukter, prosessen er ledsaget av frigjøring av ekstra energi.

I sin enkleste form er et aktivert kompleks en konfigurasjon av atomer med svekkede gamle bindinger.

Inhibitorer og katalysatorer

La oss analysere avhengigheten av hastigheten til den enzymatiske reaksjonen på temperaturen til mediet. Slike stoffer fungerer som prosessakseleratorer.

De selv er ikke deltakere i interaksjonen; antallet deres forblir uendret etter at prosessen er fullført. Mens katalysatorer bidrar til å øke reaksjonshastigheten, bremser inhibitorer tvert imot denne prosessen.

Essensen av dette ligger i dannelsen av mellomliggende forbindelser, som et resultat av at en endring i prosessens hastighet observeres.

Konklusjon

Ulike kjemiske interaksjoner skjer hvert minutt i verden. Hvordan fastslå reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur? Arrhenius-ligningen er en matematisk forklaring på forholdet mellom hastighetskonstanten og temperaturen. Det gir en ide om verdiene av aktiveringsenergi der ødeleggelse eller svekkelse av bindinger mellom atomer i molekyler og fordeling av partikler til nye kjemiske stoffer er mulig.

Takket være den molekylære kinetiske teorien er det mulig å forutsi sannsynligheten for interaksjoner mellom de første komponentene og beregne hastigheten på prosessen. Blant de faktorene som påvirker reaksjonshastigheten, av spesiell betydning, er endringer i temperatur, prosentvis konsentrasjon av interagerende stoffer, kontaktoverflateareal, tilstedeværelsen av en katalysator (inhibitor), samt naturen til de interagerende komponentene.

I livet møter vi forskjellige kjemiske reaksjoner. Noen av dem, som rust på jern, kan vare i flere år. Andre, som å fermentere sukker til alkohol, tar flere uker. Ved i en komfyr brenner på et par timer, og bensin i en motor brenner på et brøkdel av et sekund.

For å redusere utstyrskostnadene øker kjemiske anlegg reaksjonshastigheten. Og noen prosesser, for eksempel matødeleggelse og metallkorrosjon, må bremses.

Kjemisk reaksjonshastighet kan uttrykkes som endring i mengde materie (n, modulo) per tidsenhet (t) - sammenlign hastigheten til et bevegelig legeme i fysikk som en endring i koordinater per tidsenhet: υ = Δx/Δt. For at hastigheten ikke skal avhenge av volumet på karet som reaksjonen foregår i, deler vi uttrykket på volumet av de reagerende stoffene (v), dvs. vi får endring i mengden av et stoff per tidsenhet per volumenhet, eller endring i konsentrasjonen av ett av stoffene per tidsenhet:

hvor c = n/v er konsentrasjonen av stoffet,

Δ (les "delta") er en generelt akseptert betegnelse for en verdiendring.

Hvis stoffer har forskjellige koeffisienter i ligningen, vil reaksjonshastigheten for hver av dem beregnet ved hjelp av denne formelen være forskjellig. For eksempel reagerte 2 mol svoveldioksid fullstendig med 1 mol oksygen på 10 sekunder i 1 liter:

2SO2 + O2 = 2SO3

Oksygenhastigheten vil være: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Hastighet for svoveldioksid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- dette trenger ikke å memoreres og si under eksamen, eksemplet er gitt for ikke å bli forvirret dersom dette spørsmålet dukker opp.

Hastigheten av heterogene reaksjoner (som involverer faste stoffer) uttrykkes ofte per arealenhet av kontaktflater:

Reaksjoner kalles heterogene når reaktantene er i forskjellige faser:

• et fast stoff med et annet fast stoff, væske eller gass,
• to ublandbare væsker
• væske med gass.

Homogene reaksjoner oppstår mellom stoffer i én fase:

• mellom godt blandede væsker,
• gasser,
• stoffer i løsninger.

Forhold som påvirker hastigheten på kjemiske reaksjoner

1) Reaksjonshastigheten avhenger av reaktantenes natur. Enkelt sagt, forskjellige stoffer reagerer i ulik hastighet. For eksempel reagerer sink voldsomt med saltsyre, mens jern reagerer ganske sakte.

2) Jo høyere reaksjonshastighet, jo raskere konsentrasjon stoffer. Sink vil reagere mye lenger med en svært fortynnet syre.

3) Reaksjonshastigheten øker betydelig med økende temperatur. For eksempel, for at drivstoff skal brenne, er det nødvendig å antenne det, dvs. øke temperaturen. For mange reaksjoner er en temperaturøkning på 10 °C ledsaget av en 2–4 ganger økning i hastighet.

4) Hastighet heterogen reaksjoner øker med økende overflater av reagerende stoffer. Faste stoffer males vanligvis til dette formålet. For at jern og svovelpulver skal reagere ved oppvarming, må for eksempel jernet være i form av fin sagflis.

Vær oppmerksom på at i dette tilfellet er formel (1) underforstått! Formel (2) uttrykker hastigheten per arealenhet, derfor kan den ikke avhenge av arealet.

5) Reaksjonshastigheten avhenger av tilstedeværelsen av katalysatorer eller inhibitorer.

Katalysatorer- stoffer som akselererer kjemiske reaksjoner, men som ikke konsumeres. Et eksempel er den raske nedbrytningen av hydrogenperoksid med tilsetning av en katalysator - mangan (IV) oksid:

2H2O2 = 2H2O + O2

Mangan(IV)oksid forblir i bunnen og kan gjenbrukes.

Inhibitorer- stoffer som bremser reaksjonen. For eksempel tilsettes korrosjonshemmere til et vannvarmesystem for å forlenge levetiden til rør og batterier. I biler tilsettes korrosjonshemmere til bremse- og kjølevæske.

Noen flere eksempler.

Hovedkonsepter studert:

Hastighet av kjemiske reaksjoner

Molar konsentrasjon

Kinetikk

Homogene og heterogene reaksjoner

Faktorer som påvirker hastigheten på kjemiske reaksjoner

Katalysator, inhibitor

Katalyse

Reversible og irreversible reaksjoner

Kjemisk likevekt

Kjemiske reaksjoner er reaksjoner som fører til at andre stoffer oppnås fra ett stoff (nye stoffer dannes av de opprinnelige stoffene). Noen kjemiske reaksjoner skjer på en brøkdel av et sekund (eksplosjon), mens andre tar minutter, dager, år, tiår osv.

For eksempel: forbrenningsreaksjonen av krutt skjer umiddelbart med tenning og eksplosjon, og reaksjonen av mørkning av sølv eller rust av jern (korrosjon) skjer så sakte at resultatet kan overvåkes først etter lang tid.

For å karakterisere hastigheten på en kjemisk reaksjon brukes begrepet kjemisk reaksjonshastighet - υ.

Kjemisk reaksjonshastighet er endringen i konsentrasjonen av en av reaktantene i en reaksjon per tidsenhet.

Formel for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon:

c 1 - molar konsentrasjon av stoffet på det første tidspunktet t 1

c 2 - molar konsentrasjon av stoffet på det første tidspunktet t 2

siden hastigheten på en kjemisk reaksjon er preget av en endring i den molare konsentrasjonen av reaktantene (utgangsstoffene), deretter t 2 > t 1, og c 2 > c 1 (konsentrasjonen av utgangsstoffene synker ettersom reaksjonen fortsetter) .

Molar konsentrasjon(er)– er mengden stoff per volumenhet. Måleenheten for molar konsentrasjon er [mol/l].

Den grenen av kjemi som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner kalles kjemisk kinetikk. Ved å kjenne sine lover kan en person kontrollere kjemiske prosesser og sette dem til en viss hastighet.

Når du beregner hastigheten på en kjemisk reaksjon, er det nødvendig å huske at reaksjoner er delt inn i homogene og heterogene.

Homogene reaksjoner- reaksjoner som skjer i samme miljø (dvs. reaktantene er i samme aggregeringstilstand; for eksempel: gass + gass, væske + væske).

Heterogene reaksjoner- dette er reaksjoner som skjer mellom stoffer i et heterogent medium (det er en fasegrensesnitt, dvs. de reagerende stoffene er i forskjellige aggregeringstilstander; for eksempel: gass + væske, væske + fast stoff).

Formelen ovenfor for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon er kun gyldig for homogene reaksjoner. Hvis reaksjonen er heterogen, kan den bare skje på overflaten av reaktantene.

For en heterogen reaksjon beregnes hastigheten ved å bruke formelen:

∆ν – endring i stoffmengden

S – grensesnittområde

∆ t – tidsperiode reaksjonen fant sted

Hastigheten av kjemiske reaksjoner avhenger av ulike faktorer: reaktantenes natur, konsentrasjonen av stoffene, temperatur, katalysatorer eller inhibitorer.

Reaksjonshastighetens avhengighet av de reagerende stoffene.

La oss analysere denne avhengigheten av reaksjonshastigheten ved å bruke et eksempel: la oss slippe metallgranuler med samme areal i to reagensglass som inneholder samme mengde saltsyre (HCl)-løsning: et jern (Fe)-granulat i det første reagensrøret, og et magnesium (Mg)-granulat i det andre. Som et resultat av observasjoner, basert på hastigheten for hydrogenfrigjøring (H2), kan det bemerkes at magnesium reagerer med saltsyre med høyeste hastighet enn jern. Hastigheten til denne kjemiske reaksjonen påvirkes av metallets natur (dvs. magnesium er et mer reaktivt metall enn jern, og reagerer derfor kraftigere med syren).

Avhengighet av hastigheten på kjemiske reaksjoner på konsentrasjonen av reaktanter.

Jo høyere konsentrasjon av det reagerende (start)stoffet er, desto raskere går reaksjonen. Omvendt, jo lavere konsentrasjonen av reaktanten er, desto langsommere er reaksjonen.

For eksempel: Hell en konsentrert løsning av saltsyre (HCl) i det ene reagensrøret, og en fortynnet løsning av saltsyre i det andre. La oss legge et sinkgranulat (Zn) i begge reagensglassene. Vi vil observere, ved hastigheten på hydrogenutviklingen, at reaksjonen vil gå raskere i det første reagensrøret, fordi konsentrasjonen av saltsyre i den er større enn i det andre reagensrøret.

For å bestemme avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon, bruk handlingsloven til (virkende) masser : hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene, tatt i potenser som er lik koeffisientene deres.

For eksempel for en reaksjon som går i henhold til skjemaet: nA + mB → D, hastigheten på en kjemisk reaksjon bestemmes av formelen:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m , Hvor

υ x.r - kjemisk reaksjonshastighet

C (A) – EN

C (B) – molar konsentrasjon av et stoff I

n og m – koeffisientene deres

k – hastighetskonstant for en kjemisk reaksjon (referanseverdi).

Loven om massehandling gjelder ikke for stoffer i fast tilstand, fordi deres konsentrasjon er konstant (på grunn av det faktum at de bare reagerer på overflaten, som forblir uendret).

For eksempel: for reaksjon 2 Cu + O2 = 2 CuO reaksjonshastigheten bestemmes av formelen:

υ h.r. = k C(O 2)

PROBLEM: Hastighetskonstanten for reaksjonen 2A + B = D er 0,005. beregne reaksjonshastigheten ved den molare konsentrasjonen av stoff A = 0,6 mol/l, stoff B = 0,8 mol/l.

Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen.

Denne avhengigheten er bestemt van't Hoff regel (1884): for hver 10 °C økning i temperatur øker hastigheten på en kjemisk reaksjon i gjennomsnitt med 2–4 ganger.

Dermed forekommer nesten ikke vekselvirkningen mellom hydrogen (H 2) og oksygen (O 2) ved romtemperatur, hastigheten på denne kjemiske reaksjonen er så lav. Men ved en temperatur på 500 C o skjer denne reaksjonen på 50 minutter, og ved en temperatur på 700 C o skjer den nesten umiddelbart.

Formel for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon i henhold til Van't Hoff-regelen:

hvor: υ t 1 og υ t 2 - hastigheter av kjemiske reaksjoner ved t 2 og t 1

γ er temperaturkoeffisienten, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker med en temperaturøkning på 10 C o.

Endring av reaksjonshastighet:

2. Bytt inn dataene fra problemformuleringen med formelen:

Avhengighet av reaksjonshastigheter på spesielle stoffer - katalysatorer og inhibitorer.

Katalysator- et stoff som øker hastigheten på en kjemisk reaksjon, men som ikke selv deltar i den.

Inhibitor- et stoff som bremser en kjemisk reaksjon, men som ikke selv deltar i den.

Eksempel: tilsett en ulmende splint i et reagensrør med en løsning av 3 % hydrogenperoksid (H 2 O 2), som har blitt varmet opp - den vil ikke lyse opp, fordi reaksjonshastigheten for dekomponering av hydrogenperoksid til vann (H 2 O) og oksygen (O 2) er svært lav, og det resulterende oksygenet er ikke nok til å utføre en høykvalitetsreaksjon på oksygen (opprettholde forbrenning). La oss nå tilsette litt svart pulver av mangan (IV) oksid (MnO 2) i reagensrøret og se at den raske frigjøringen av gassbobler (oksygen) har begynt, og den ulmende splinten som ble brakt inn i reagensrøret blusser opp sterkt. MnO 2 er katalysatoren for denne reaksjonen; den akselererte reaksjonshastigheten, men deltok ikke i den selv (dette kan bevises ved å veie katalysatoren før og etter reaksjonen - massen vil ikke endre seg).

Målet med arbeidet: studie av hastigheten på en kjemisk reaksjon og dens avhengighet av ulike faktorer: arten av reaktantene, konsentrasjon, temperatur.

Kjemiske reaksjoner skjer med forskjellige hastigheter. Hastighet for kjemisk reaksjon kalles endringen i konsentrasjonen av en reaktant per tidsenhet. Det er lik antall interaksjonshendelser per tidsenhet per volumenhet for en reaksjon som skjer i et homogent system (for homogene reaksjoner), eller per enhet grensesnittoverflate for reaksjoner som skjer i et heterogent system (for heterogene reaksjoner).

Gjennomsnittlig reaksjonshastighet v gj.sn. i tidsintervallet fra t 1 før t 2 bestemmes av forholdet:

Hvor C 1 Og C 2– molar konsentrasjon av enhver reaksjonsdeltaker på tidspunkter t 1 Og t 2 hhv.

“–”-tegnet før brøken refererer til konsentrasjonen av utgangsstoffene, Δ MED < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔMED > 0.

De viktigste faktorene som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon: reaktantenes natur, deres konsentrasjon, trykk (hvis gasser er involvert i reaksjonen), temperatur, katalysator, grensesnittområde for heterogene reaksjoner.

De fleste kjemiske reaksjoner er komplekse prosesser som skjer i flere stadier, dvs. som består av flere elementære prosesser. Elementære eller enkle reaksjoner er reaksjoner som skjer i ett trinn.

For elementære reaksjoner er reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjon uttrykt av massevirkningsloven.

Ved konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene, tatt i potenser lik de støkiometriske koeffisientene.

For reaksjonen i generell form

a A + b B… → c C,

i henhold til loven om masseaksjon v uttrykt ved forholdet

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b,

Hvor c(A) Og s(B)- molare konsentrasjoner av reaktantene A og B;

TIL– hastighetskonstant for denne reaksjonen, lik v, Hvis c(A)a=1 og c(B)b=1, og avhengig av reaktantenes natur, temperatur, katalysator og grensesnittområde for heterogene reaksjoner.

Uttrykket av reaksjonshastigheten som funksjon av konsentrasjon kalles den kinetiske ligningen.

Ved komplekse reaksjoner gjelder massehandlingsloven for hvert enkelt trinn.

For heterogene reaksjoner inkluderer den kinetiske ligningen bare konsentrasjonene av gassformige og oppløste stoffer; ja, for brenning av kull

C (k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

hastighetsligningen har formen

v = K∙s(O 2)

Noen få ord om reaksjonens molekylære og kinetiske rekkefølge.

Konsept "reaksjonsmolekylæritet" gjelder bare for enkle reaksjoner. Molekulariteten til en reaksjon karakteriserer antall partikler som deltar i en elementær interaksjon.

Det er mono-, bi- og trimolekylære reaksjoner, hvor henholdsvis en, to og tre partikler deltar. Sannsynligheten for at tre partikler kolliderer samtidig er liten. Den elementære prosessen med interaksjon av mer enn tre partikler er ukjent. Eksempler på elementære reaksjoner:

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

H 2 + I 2 → 2HI (bimolekylær)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolekylær)

Molekulariteten til enkle reaksjoner faller sammen med den generelle kinetiske rekkefølgen av reaksjonen. Reaksjonsrekkefølgen bestemmer arten av hastighetsavhengigheten av konsentrasjonen.

Den generelle (totale) kinetiske rekkefølgen til en reaksjon er summen av eksponentene ved konsentrasjonene av reaktantene i reaksjonshastighetsligningen, bestemt eksperimentelt.

Når temperaturen øker, øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner. Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur bestemmes tilnærmet av Van't Hoff-regelen.

For hver 10-graders økning i temperaturen øker hastigheten på de fleste reaksjoner med 2–4 ganger.

hvor og er reaksjonshastigheten, henholdsvis ved temperaturer t 2 Og t 1 (t 2 > t 1);

γ er temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, dette er et tall som viser hvor mange ganger hastigheten på en kjemisk reaksjon øker når temperaturen øker med 10 0.

Ved å bruke Van't Hoffs regel er det bare mulig å tilnærmet estimere effekten av temperatur på reaksjonshastigheten. En mer nøyaktig beskrivelse av avhengigheten av temperaturreaksjonshastigheten er mulig innenfor rammen av Arrhenius-aktiveringsteorien.

En av metodene for å akselerere en kjemisk reaksjon er katalyse, som utføres ved bruk av stoffer (katalysatorer).

Katalysatorer- dette er stoffer som endrer hastigheten på en kjemisk reaksjon på grunn av gjentatt deltakelse i mellomliggende kjemiske interaksjoner med reaksjonsreagenser, men etter hver syklus med intermediær interaksjon gjenoppretter de sin kjemiske sammensetning.

Virkningsmekanismen til katalysatoren reduseres til en reduksjon i aktiveringsenergien til reaksjonen, dvs. redusere forskjellen mellom den gjennomsnittlige energien til aktive molekyler (aktivt kompleks) og den gjennomsnittlige energien til molekylene til utgangsstoffene. Hastigheten på den kjemiske reaksjonen øker.

Kunnskap om kjemiske reaksjonshastigheter er av stor teoretisk og praktisk betydning. For eksempel, i den kjemiske industrien, under produksjonen av et stoff, avhenger størrelsen og produktiviteten til utstyret og mengden av det resulterende produktet av reaksjonshastigheten.

Ulike kjemiske reaksjoner har forskjellige hastigheter. Noen reaksjoner oppstår i løpet av en brøkdel av et sekund, mens andre tar måneder eller år å fullføre. Hastigheten til kjemiske reaksjonsstudier kjemisk kinetikk.

De grunnleggende konseptene som kjemisk kinetikk opererer med er kjemiske system Og fase:

• Kjemisk system- substans (et sett med stoffer);
• Kjemisk fase- del av et system atskilt fra andre deler grensesnitt.

Systemer som består av én fase kalles homogen eller homogen for eksempel gassblandinger eller løsninger. Reaksjoner som oppstår i homogene systemer kalles homogene reaksjoner slike reaksjoner forekommer gjennom hele volumet av blandingen.

Systemer som består av flere faser kalles heterogen eller heterogen, for eksempel væske + fast stoff. Reaksjoner som oppstår i heterogene systemer kalles heterogene reaksjoner, slike reaksjoner forekommer bare ved grensesnittet.

Homogen reaksjonshastighet

Hastigheten til en homogen reaksjon er mengden stoff (ν) dannet som et resultat av en reaksjon per tidsenhet (t) per volumenhet av systemet (V):

• ν 1 - antall mol stoff på tidspunktet t 1;
• ν 2 - antall mol stoff på tidspunktet t 2 ;

Mol-volum konsentrasjon substans (C, mol/l) - forholdet mellom antall mol av et stoff (ν) og hele volumet av reaksjonsblandingen (V): С=ν/V.

Hastigheten til en homogen reaksjon er lik endringen i konsentrasjonen av reaktanten per tidsenhet.

I tilfelle vi snakker om konsentrasjonen av et av reaksjonsproduktene, settes et "pluss"-tegn i uttrykket, hvis vi snakker om konsentrasjonen av et av de opprinnelige stoffene, settes et "minus"-tegn inn. uttrykket.

Heterogen reaksjonshastighet

Som nevnt ovenfor, er hovedforskjellen mellom heterogene reaksjoner og homogene at reaksjonen skjer ved fasegrensen.

Hastigheten for en heterogen reaksjon (v het) er mengden stoff (ν) som dannes per tidsenhet (t) per enhet grensesnittflate (S).

De viktigste faktorene som påvirker reaksjonshastigheten:

• naturen til de reagerende stoffene;
• konsentrasjon;
• temperatur;
• katalysatorer;
• reagens partikkelstørrelser;
• press.

De to siste punktene gjelder heterogene reaksjoner.

Reaktantenes art

En nødvendig betingelse for kjemisk interaksjon mellom molekyler av stoffer er deres kollisjon med hverandre i den "riktige" delen av molekylet, kalt område med høy reaktivitet. Det er som i boksing: hvis en boksers slag treffer motstanderens hansker, blir det ingen reaksjon; men hvis slaget lander på motstanderens hode, øker sannsynligheten for en knockout (reaksjon) betydelig; og hvis slagkraften (kraften fra kollisjoner av molekyler) er høy, blir knockout (reaksjon) uunngåelig.

Basert på ovenstående kan vi konkludere med at jo mer komplekst molekylet er, desto mindre er det svært reaktive området. Derfor, jo større og mer komplekse molekylene til de reagerende stoffene er, desto langsommere er reaksjonshastigheten.

Reagenskonsentrasjon

Reaksjonshastigheten er direkte proporsjonal med antall kollisjoner av molekyler. Jo høyere konsentrasjon av reagenser, jo flere kollisjoner, jo høyere er kjemisk reaksjonshastighet. For eksempel skjer forbrenning i rent oksygen mye raskere enn i vanlig luft.

Imidlertid bør det sies at i komplekse reaksjoner som forekommer i flere stadier; slik avhengighet respekteres ikke. Dette lar deg bestemme hvilke av reagensene som ikke er involvert i det langsomste stadiet av reaksjonen, som bestemmer selve reaksjonshastigheten.

Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktanter uttrykkes lov om masseaksjon, som ble oppdaget i 1867 av norske vitenskapsmenn Guldberg og Waage.

Hastigheten (v) til den betingede reaksjonen beskrevet av ligningen aA+bB=cC+dD, i samsvar med loven om massehandling, vil bli beregnet ved å bruke en formel kalt kinetisk reaksjonsligning:

V=k·[A] a ·[B] b

• [A], [B] - konsentrasjoner av utgangsstoffer;
• k er reaksjonshastighetskonstanten, lik hastigheten til denne reaksjonen ved konsentrasjoner av reaktanter lik 1 mol hver.

k er ikke avhengig av konsentrasjonen av de reagerende stoffene, men avhenger av deres natur og temperatur.

Ved å bruke den kinetiske ligningen til en reaksjon kan du bestemme endringshastigheten til reaksjonen avhengig av endringen i konsentrasjonen av reaktantene.

Eksempler på kinetiske ligninger:

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

Merk at de kinetiske ligningene ikke inkluderer konsentrasjoner av faste stoffer, bare gassformige og oppløste.

Reagenstemperatur

Når temperaturen stiger, beveger molekylene seg raskere, og dermed øker antallet kollisjoner deres med hverandre. I tillegg øker den kinetiske energien til molekyler, noe som øker effektiviteten til kollisjoner, som til slutt bestemmer reaksjonshastigheten.

I følge aktiveringsteori, bare molekyler med energi som overstiger en viss gjennomsnittsverdi kan delta i en kjemisk reaksjon. Mengden av overskudd av den gjennomsnittlige energien til molekyler kalles aktiveringsenergier. Denne energien er nødvendig for å svekke de kjemiske bindingene i molekylene til utgangsstoffene. Molekyler som har den nødvendige overskuddsenergien for å la dem reagere kalles aktive molekyler. Jo høyere temperatur, jo flere aktive molekyler, jo høyere reaksjonshastighet.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur er karakterisert van't Hoffs regel:

Matematisk er van't Hoffs regel uttrykt med følgende formel:

• y er en temperaturkoeffisient som viser en økning i reaksjonshastigheten med en økning i temperaturen med 10°C;
• v 1 - reaksjonshastighet ved temperatur t 1;
• v2 - reaksjonshastighet ved temperatur t2;

Katalysatorer

Katalysatorer- dette er stoffer som påvirker reaksjonshastigheten, men som ikke konsumeres selv.

Reaksjoner som oppstår med deltakelse av katalysatorer kalles katalytiske reaksjoner.

Hovedeffekten av en katalysator er å redusere aktiveringsenergien til reaksjonen, som et resultat av at antallet effektive kollisjoner av molekyler øker.

Katalysatorer kan fremskynde reaksjoner millioner av ganger!

Det er to typer katalyse:

• homogen (uniform) katalyse- katalysatoren og reagensene danner én fase: gass eller løsning;
• heterogen (heterogen) katalyse- Katalysatoren er i form av en uavhengig fase.

Mekanismen for katalytiske reaksjoner er svært kompleks og fullstendig ukjent. I følge en vitenskapelig hypotese, i katalytiske reaksjoner, reagerer en katalysator og et reagens for å danne en mellomforbindelse, som reagerer mye mer aktivt med et annet utgangsstoff for å danne det endelige reaksjonsproduktet, mens selve katalysatoren frigjøres i fri tilstand.

Typisk forstås katalysatorer som stoffer som akselererer en reaksjon, men det er stoffer som bremser reaksjonsforløpet - de kalles inhibitorer.

Biologiske katalysatorer kalles enzymer. Enzymer er proteiner.

Reagenspartikkelstørrelse

La oss ta en fyrstikk og bringe den til et kull. Det er lite sannsynlig at kullet rekker å antennes før kampen går ut. La oss male kullet og gjenta eksperimentet - kullstøvet vil ikke bare antennes, men antennes veldig raskt - det vil oppstå en eksplosjon (hovedfaren i kullgruver). Hva skjer?

Ved å male kullet vil vi øke overflaten dramatisk. Jo større overflate som molekylene kolliderer på, jo raskere er reaksjonshastigheten.

Reagenstrykk

Trykket til gassformige reagenser ligner deres konsentrasjon - jo høyere trykk, jo høyere konsentrasjon - jo høyere reaksjonshastighet, fordi antall molekylære kollisjoner øker. I likhet med konsentrasjon, "fungerer" ikke trykket av reaktanter i komplekse reaksjoner.