Wpływ charakteru reagentów na szybkość reakcji. Wpływ charakteru reagentów na szybkość reakcji Jakie czynniki decydują o szybkości reakcji?

Mechanizmy przemian chemicznych i ich szybkość bada się za pomocą kinetyki chemicznej. Procesy chemiczne zachodzą w czasie z różną szybkością. Niektóre dzieją się szybko, niemal natychmiast, podczas gdy inne wymagają bardzo długiego czasu.

W kontakcie z

Reakcja szybkościowa- szybkość, z jaką odczynniki są zużywane (ich stężenie maleje) lub powstają produkty reakcji na jednostkę objętości.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Następujące czynniki mogą mieć wpływ na szybkość wystąpienia reakcji chemicznej:

• stężenie substancji;
• charakter odczynników;
• temperatura;
• obecność katalizatora;
• ciśnienie (dla reakcji w środowisku gazowym).

Zatem zmieniając pewne warunki procesu chemicznego, możesz wpłynąć na szybkość jego przebiegu.

W procesie oddziaływania chemicznego cząsteczki reagujących substancji zderzają się ze sobą. Liczba takich koincydencji jest proporcjonalna do liczby cząstek substancji w objętości reagującej mieszaniny, a zatem proporcjonalna do stężeń molowych reagentów.

Prawo akcji masowej opisuje zależność szybkości reakcji od stężeń molowych substancji wchodzących w interakcję.

Dla reakcji elementarnej (A + B → ...) prawo to wyraża się wzorem:

υ = k ∙С ZA ∙С B,

gdzie k jest stałą szybkości; CA i C B to stężenia molowe odczynników A i B.

Jeśli jedna z reagujących substancji jest w stanie stałym, wówczas interakcja zachodzi na granicy faz, dlatego stężenie substancji stałej nie jest uwzględniane w równaniu kinetycznego prawa działania masy. Aby zrozumieć fizyczne znaczenie stałej szybkości, należy przyjąć, że C, A i C B są równe 1. Wtedy staje się jasne, że stała szybkości jest równa szybkości reakcji przy stężeniach reagentów równych jedności.

Charakter odczynników

Ponieważ podczas interakcji wiązania chemiczne reagujących substancji ulegają zniszczeniu i powstają nowe wiązania produktów reakcji, dużą rolę odegra charakter wiązań biorących udział w reakcji związków i struktura cząsteczek reagujących substancji .

Powierzchnia kontaktu odczynników

Taka cecha jak powierzchnia kontaktu stałych odczynników wpływa na przebieg reakcji, czasem dość znacząco. Mielenie ciała stałego pozwala zwiększyć powierzchnię kontaktu odczynników, a co za tym idzie, przyspieszyć proces. Powierzchnię kontaktu substancji rozpuszczalnych można łatwo zwiększyć poprzez rozpuszczenie substancji.

Temperatura reakcji

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia zderzających się cząstek; oczywiste jest, że wraz ze wzrostem temperatury sam proces chemiczny będzie przyspieszał. Wyraźnym przykładem tego, jak wzrost temperatury wpływa na proces interakcji substancji, można uznać dane podane w tabeli.

Tabela 1. Wpływ zmian temperatury na szybkość tworzenia się wody (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Aby ilościowo opisać, jak temperatura może wpływać na szybkość interakcji substancji, stosuje się regułę Van't Hoffa. Zasada Van't Hoffa mówi, że gdy temperatura wzrośnie o 10 stopni, przyspieszenie następuje 2-4 razy.

Wzór matematyczny opisujący regułę van't Hoffa jest następujący:

Gdzie γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji chemicznej (γ = 2-4).

Ale równanie Arrheniusa znacznie dokładniej opisuje zależność stałej szybkości od temperatury:

Gdzie R jest uniwersalną stałą gazową, A jest współczynnikiem określonym przez rodzaj reakcji, E, A jest energią aktywacji.

Energia aktywacji to energia, którą cząsteczka musi pozyskać, aby nastąpiła przemiana chemiczna. Oznacza to, że jest to rodzaj bariery energetycznej, którą cząsteczki zderzające się w objętości reakcji będą musiały pokonać, aby dokonać redystrybucji wiązań.

Energia aktywacji nie zależy od czynników zewnętrznych, ale zależy od charakteru substancji. Wartość energii aktywacji wynosząca do 40 - 50 kJ/mol pozwala substancjom na dość aktywną reakcję ze sobą. Jeśli energia aktywacji przekracza 120 kJ/mol, wówczas substancje (w zwykłych temperaturach) będą reagować bardzo powoli. Zmiana temperatury powoduje zmianę liczby cząsteczek aktywnych, czyli takich, które osiągnęły energię większą od energii aktywacji, a zatem są zdolne do przemian chemicznych.

Działanie katalizatora

Katalizator to substancja, która może przyspieszyć proces, ale nie jest częścią jego produktów. Katalizę (przyspieszenie przemiany chemicznej) dzielimy na jednorodną i niejednorodną. Jeśli odczynniki i katalizator znajdują się w tym samym stanie agregacji, wówczas katalizę nazywa się jednorodną, ​​jeśli w różnych stanach, jest to heterogeniczna. Mechanizmy działania katalizatorów są różnorodne i dość złożone. Dodatkowo warto zaznaczyć, że katalizatory charakteryzują się selektywnością działania. Oznacza to, że ten sam katalizator, przyspieszając jedną reakcję, nie może zmieniać szybkości innej.

Ciśnienie

Jeżeli w przemianie biorą udział substancje gazowe, na szybkość procesu będą miały wpływ zmiany ciśnienia w układzie . Dzieje się tak, ponieważże w przypadku odczynników gazowych zmiana ciśnienia prowadzi do zmiany stężenia.

Eksperymentalne wyznaczanie szybkości reakcji chemicznej

Szybkość przemiany chemicznej można wyznaczyć eksperymentalnie, uzyskując dane o tym, jak zmienia się stężenie substancji wchodzących do reakcji lub produktów w jednostce czasu. Metody pozyskiwania takich danych dzielą się na

• chemiczny,
• fizykochemiczne.

Metody chemiczne są dość proste, dostępne i dokładne. Za ich pomocą prędkość określa się poprzez bezpośredni pomiar stężenia lub ilości substancji reagentów lub produktów. W przypadku powolnej reakcji pobierane są próbki w celu monitorowania zużycia odczynnika. Następnie określa się zawartość odczynnika w próbce. Pobierając próbki w regularnych odstępach czasu, można uzyskać dane o zmianach ilości substancji w procesie interakcji. Najczęściej stosowanymi rodzajami analiz są miareczkowanie i grawimetria.

Jeśli reakcja przebiega szybko, należy ją zatrzymać w celu pobrania próbki. Można tego dokonać za pomocą chłodzenia, nagłe usunięcie katalizatora możliwe jest także rozcieńczenie lub przeniesienie jednego z odczynników do stanu niereaktywnego.

Metody analizy fizykochemicznej we współczesnej kinetyce doświadczalnej są stosowane częściej niż metody chemiczne. Za ich pomocą można w czasie rzeczywistym obserwować zmiany stężeń substancji. W takim przypadku nie ma potrzeby zatrzymywania reakcji i pobierania próbek.

Metody fizykochemiczne opierają się na pomiarze właściwości fizycznej, która zależy od ilościowej zawartości danego związku w układzie i zmienia się w czasie. Na przykład, jeśli w reakcji biorą udział gazy, wówczas taką właściwością może być ciśnienie. Mierzy się także przewodność elektryczną, współczynnik załamania światła i widma absorpcji substancji.

Kinetyka– nauka o szybkościach reakcji chemicznych.

Szybkość reakcji chemicznej– liczba elementarnych aktów oddziaływania chemicznego zachodzących w jednostce czasu na jednostkę objętości (jednorodna) lub na jednostkę powierzchni (niejednorodna).

Prawdziwa szybkość reakcji:

W przypadku reakcji jednorodnych i heterogenicznych:

1) stężenie reagujących substancji;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Tylko dla heterogenicznych:

1) szybkość dostarczania substancji reagujących do granicy faz;

2) powierzchnia.

Głównym czynnikiem jest natura reagentów - natura wiązań między atomami w cząsteczkach reagentów.

NO 2 – tlenek azotu (IV) – ogon lisa, CO – tlenek węgla, tlenek węgla.

Jeśli utleni się je tlenem, to w pierwszym przypadku reakcja nastąpi natychmiast, gdy tylko otworzysz pokrywkę naczynia, w drugim przypadku reakcja przedłuży się w czasie.

Stężenie reagentów zostanie omówione poniżej.

Niebieska opalescencja wskazuje moment wytrącania się siarki; im wyższe stężenie, tym większa prędkość.

Ryż. 10

Im wyższe stężenie Na 2 S 2 O 3, tym mniej czasu zajmuje reakcja. Wykres (ryc. 10) pokazuje zależność wprost proporcjonalną. Ilościową zależność szybkości reakcji od stężenia reagujących substancji wyraża LMA (prawo działania masy), które stwierdza: szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji.

Więc, podstawowe prawo kinetyki jest prawem ustalonym eksperymentalnie: szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężenia reagentów, przykład: (tj. dla reakcji)

Dla tej reakcji H 2 + J 2 = 2HJ – szybkość można wyrazić w postaci zmiany stężenia dowolnej substancji. Jeśli reakcja przebiega od lewej do prawej, wówczas stężenie H2 i J2 będzie spadać, a stężenie HJ będzie rosło w miarę postępu reakcji. Dla chwilowej szybkości reakcji możemy zapisać wyrażenie:

Nawiasy kwadratowe wskazują stężenie.

Znaczenie fizyczne k- cząsteczki są w ciągłym ruchu, zderzają się, rozlatują i uderzają w ścianki naczynia. Aby doszło do reakcji chemicznej, w wyniku której powstał HJ, cząsteczki H2 i J2 muszą się zderzyć. Liczba takich zderzeń będzie tym większa, im więcej cząsteczek H2 i J2 będzie zawartych w objętości, tj. im większe będą wartości [H2] i . Ale cząsteczki poruszają się z różnymi prędkościami, a całkowita energia kinetyczna dwóch zderzających się cząsteczek będzie różna. Jeśli zderzą się najszybsze cząsteczki H 2 i J 2, ich energia może być tak wysoka, że ​​cząsteczki rozbiją się na atomy jodu i wodoru, które rozpadają się, a następnie oddziałują z innymi cząsteczkami H 2 + J 2 > 2H+2J, następnie H + J2 > HJ + J. Jeżeli energia zderzających się cząsteczek będzie mniejsza, ale na tyle wysoka, aby osłabić wiązania H – H i J – J, nastąpi reakcja powstawania jodowodoru:

W przypadku większości zderzających się cząsteczek energia jest mniejsza niż energia potrzebna do osłabienia wiązań w H2 i J2. Takie cząsteczki będą „cicho” zderzać się, a także „cicho” rozpraszać, pozostając tym, czym były, czyli H2 i J2. Zatem nie wszystkie, ale tylko część zderzeń prowadzi do reakcji chemicznej. Współczynnik proporcjonalności (k) pokazuje liczbę skutecznych zderzeń prowadzących do reakcji zderzenia przy stężeniach [H 2 ] = 1 mol. Ogrom k-stała prędkość. Jak prędkość może być stała? Tak, prędkość ruchu jednostajnego prostoliniowego jest stałą wielkością wektorową równą stosunkowi ruchu ciała w dowolnym okresie czasu do wartości tego przedziału. Ale cząsteczki poruszają się chaotycznie, więc jak prędkość może być stała? Ale stała prędkość może mieć tylko stałą temperaturę. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta udział szybkich cząsteczek, których zderzenia prowadzą do reakcji, tj. wzrasta stała szybkości. Ale wzrost stałej szybkości nie jest nieograniczony. W określonej temperaturze energia cząsteczek stanie się tak duża, że ​​prawie wszystkie zderzenia reagentów będą skuteczne. Gdy zderzą się dwie szybkie cząsteczki, nastąpi reakcja odwrotna.

Nadejdzie moment, gdy szybkości tworzenia się 2HJ z H 2 i J 2 oraz rozkładu będą równe, ale jest to już równowaga chemiczna. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów można prześledzić wykorzystując tradycyjną reakcję oddziaływania roztworu tiosiarczanu sodu z roztworem kwasu siarkowego.

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

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

Reakcja (1) zachodzi niemal natychmiast. Szybkość reakcji (2) zależy w stałej temperaturze od stężenia reagenta H 2 S 2 O 3 . Dokładnie taką reakcję zaobserwowaliśmy – w tym przypadku prędkość mierzona jest czasem od początku łączenia się roztworów do pojawienia się opalescencji. W artykule L. M. Kuznetsova Opisano reakcję tiosiarczanu sodu z kwasem solnym. Pisze, że po opróżnieniu roztworów następuje opalescencja (zmętnienie). Ale to stwierdzenie L.M. Kuzniecowej jest błędne, ponieważ opalescencja i zmętnienie to dwie różne rzeczy. Opalescencja (od opalu i łac esencja– przyrostek oznaczający słaby efekt) – rozpraszanie światła przez mętne ośrodki na skutek ich niejednorodności optycznej. Rozpraszanie światła– odchylenie promieni świetlnych rozchodzących się w ośrodku we wszystkich kierunkach od kierunku pierwotnego. Cząstki koloidalne są zdolne do rozpraszania światła (efekt Tyndalla-Faradaya) - to wyjaśnia opalescencję, lekkie zmętnienie roztworu koloidalnego. Przeprowadzając to doświadczenie, należy wziąć pod uwagę niebieską opalescencję, a następnie koagulację koloidalnej zawiesiny siarki. Tę samą gęstość zawiesiny zaznacza się widocznym zanikiem dowolnego wzoru (np. kratki na dnie filiżanki) obserwowanego z góry przez warstwę roztworu. Czas odliczany jest za pomocą stopera od momentu opróżnienia.

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

Pierwszy przygotowuje się rozpuszczając 7,5 g soli w 100 ml H2O, co odpowiada stężeniu 0,3 M. Aby przygotować roztwór H 2 SO 4 o tym samym stężeniu, należy odmierzyć 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i rozpuścić w 120 ml H 2 O. Przygotowany roztwór Na 2 S 2 O 3 wlać do trzech szklanek: pierwsza 60 ml, druga 30 ml, trzecia 10 ml. Do drugiej szklanki dodać 30 ml destylowanej H 2 O, a do trzeciej 50 ml. Zatem we wszystkich trzech szklankach będzie 60 ml płynu, ale w pierwszym stężenie soli warunkowo = 1, w drugim – ½, a w trzecim – 1/6. Po przygotowaniu roztworów wlej 60 ml roztworu H 2 SO 4 do pierwszej szklanki z roztworem soli i włącz stoper itp. Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji maleje wraz z rozcieńczaniem roztworu Na 2 S 2 O 3, można ją wyznaczyć jako wielkość odwrotnie proporcjonalną do czasu v = 1/? i skonstruuj wykres przedstawiający stężenie na osi odciętych i szybkość reakcji na osi rzędnych. Wniosek z tego jest taki, że szybkość reakcji zależy od stężenia substancji. Uzyskane dane zestawiono w tabeli 3. Doświadczenie to można wykonać przy użyciu biuret, jednak wymaga to od wykonującego dużej praktyki, gdyż wykres może być nieprawidłowy.

Tabela 3

Szybkość i czas reakcji

Potwierdzono prawo Guldberga-Waage’a – profesor chemii Gulderg i młody naukowiec Waage).

Rozważmy kolejny czynnik - temperaturę.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość większości reakcji chemicznych. Zależność tę opisuje reguła Van't Hoffa: „Na każde 10°C wzrostu temperatury szybkość reakcji chemicznych wzrasta od 2 do 4 razy”.

Gdzie ? – współczynnik temperaturowy pokazujący, ile razy zwiększa się szybkość reakcji, gdy temperatura wzrasta o 10 °C;

w 1 – szybkość reakcji w temperaturze t1;

v 2 – szybkość reakcji w temp t2.

Na przykład reakcja w temperaturze 50°C trwa dwie minuty. Ile czasu zajmie zakończenie procesu w temperaturze 70°C, jeżeli współczynnik temperaturowy ? = 2?

t1 = 120 s = 2 minuty; t1 = 50°C; t2 = 70°C.

Nawet niewielki wzrost temperatury powoduje gwałtowny wzrost szybkości reakcji aktywnych zderzeń cząsteczki. Zgodnie z teorią aktywacji, w procesie biorą udział tylko te cząsteczki, których energia jest o określoną wartość większa od średniej energii cząsteczek. Ta nadwyżka energii jest energią aktywacji. Jego znaczenie fizyczne to energia niezbędna do aktywnego zderzenia cząsteczek (przegrupowania orbitali). Liczba aktywnych cząstek, a tym samym szybkość reakcji, rośnie wraz z temperaturą zgodnie z prawem wykładniczym, zgodnie z równaniem Arrheniusa, które odzwierciedla zależność stałej szybkości od temperatury

Gdzie A - współczynnik proporcjonalności Arrheniusa;

k- stała Boltzmanna;

EA – energia aktywacji;

R - stała gazowa;

T- temperatura.

Katalizator to substancja, która przyspiesza szybkość reakcji, nie ulegając zużyciu.

Kataliza– zjawisko zmiany szybkości reakcji w obecności katalizatora. Wyróżnia się katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Jednorodny– jeżeli odczynniki i katalizator są w tym samym stanie skupienia. Heterogeniczny– jeżeli odczynniki i katalizator znajdują się w różnych stanach skupienia. O katalizie, patrz osobno (dalej).

Inhibitor– substancja spowalniająca szybkość reakcji.

Kolejnym czynnikiem jest powierzchnia. Im większa powierzchnia reagenta, tym większa prędkość. Spójrzmy na przykład wpływu stopnia dyspersji na szybkość reakcji.

CaCO 3 – marmur. Zanurz wyłożony kafelkami marmur w kwasie solnym HCl, odczekaj pięć minut, całkowicie się rozpuści.

Sproszkowany marmur - zrobimy z nim tę samą procedurę, rozpuści się w trzydzieści sekund.

Równanie dla obu procesów jest takie samo.

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

Zatem przy dodawaniu sproszkowanego marmuru czas jest krótszy niż przy dodawaniu marmuru w postaci płyt, przy tej samej masie.

Wraz ze wzrostem powierzchni interfejsu wzrasta szybkość reakcji heterogenicznych.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników, w tym od charakteru reagentów, ich stężenia, temperatury i obecności katalizatorów. Rozważmy te czynniki.

1). Charakter reagentów. Jeśli zachodzi interakcja między substancjami z wiązaniem jonowym, wówczas reakcja przebiega szybciej niż między substancjami z wiązaniem kowalencyjnym.

2.) Stężenie reagentów. Aby zaszła reakcja chemiczna, cząsteczki reagujących substancji muszą się zderzyć. Oznacza to, że cząsteczki muszą zbliżyć się do siebie tak blisko, aby atomy jednej cząstki doświadczyły działania pól elektrycznych drugiej. Tylko w tym przypadku możliwe będą przejścia elektronów i odpowiadające im przegrupowania atomów, w wyniku czego powstaną cząsteczki nowych substancji. Zatem szybkość reakcji chemicznych jest proporcjonalna do liczby zderzeń zachodzących pomiędzy cząsteczkami, a liczba zderzeń z kolei jest proporcjonalna do stężenia reagentów. Na podstawie materiału doświadczalnego norwescy naukowcy Guldberg i Waage oraz niezależnie od nich rosyjski naukowiec Beketow w 1867 roku sformułowali podstawowe prawo kinetyki chemicznej - prawo akcji masowej(ZDM): w stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji do potęgi ich współczynników stechiometrycznych. Dla ogólnego przypadku:

prawo działania mas ma postać:

Nazywa się zapis prawa działania mas dla danej reakcji podstawowe równanie kinetyczne reakcji. W podstawowym równaniu kinetycznym k jest stałą szybkości reakcji, która zależy od rodzaju reagentów i temperatury.

Większość reakcji chemicznych jest odwracalna. Podczas takich reakcji ich produkty w miarę gromadzenia się reagują ze sobą, tworząc substancje wyjściowe:

Szybkość reakcji do przodu:

Szybkość sprzężenia zwrotnego:

W momencie równowagi:

Stąd prawo działania mas w stanie równowagi ma postać:

gdzie K jest stałą równowagi reakcji.

3) Wpływ temperatury na szybkość reakcji. Szybkość reakcji chemicznych z reguły wzrasta po przekroczeniu temperatury. Rozważmy to na przykładzie oddziaływania wodoru z tlenem.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

W temperaturze 20 0 C szybkość reakcji jest praktycznie zerowa, a postęp interakcji o 15% zająłby 54 miliardy lat. W temperaturze 500 0 C wytworzenie wody zajmie 50 minut, a w temperaturze 700 0 C reakcja zachodzi natychmiast.

Wyraża się zależność szybkości reakcji od temperatury reguła van't Hoffa: wraz ze wzrostem temperatury o 10 o, szybkość reakcji wzrasta 2–4 ​​razy. Zapisano regułę Van't Hoffa:

4) Wpływ katalizatorów. Szybkość reakcji chemicznych można kontrolować za pomocą katalizatory– substancje zmieniające szybkość reakcji, które pozostają po reakcji w niezmienionej ilości. Zmiana szybkości reakcji w obecności katalizatora nazywa się katalizą. Wyróżnić pozytywny(szybkość reakcji wzrasta) i negatywny(szybkość reakcji maleje) kataliza. Czasami podczas reakcji powstaje katalizator; takie procesy nazywane są autokatalitycznymi. Wyróżnia się katalizę homogeniczną i heterogeniczną.

Na jednorodny W katalizie katalizator i reagenty znajdują się w tej samej fazie. Na przykład:

Na heterogeniczny W katalizie katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Na przykład:

Kataliza heterogeniczna jest związana z procesami enzymatycznymi. Wszystkie procesy chemiczne zachodzące w organizmach żywych katalizowane są przez enzymy, czyli białka posiadające pewne wyspecjalizowane funkcje. W roztworach, w których zachodzą procesy enzymatyczne, nie ma typowego środowiska heterogenicznego, ze względu na brak jasno określonej granicy faz. Takie procesy nazywane są katalizą mikroheterogeniczną.

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością: przy małej prędkości podczas tworzenia stalaktytów i stalagmitów, przy średniej prędkości podczas gotowania żywności, natychmiast podczas eksplozji. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko.

Określenie szybkości reakcji chemicznej, a także wyjaśnienie jej zależności od warunków procesu, to zadanie kinetyki chemicznej - nauki o wzorcach reakcji chemicznych w czasie.

Jeżeli reakcje chemiczne zachodzą w ośrodku jednorodnym, np. w roztworze lub w fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagujących substancji zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywane są jednorodny.

(v homog) definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkę objętości:

gdzie Δn jest zmianą liczby moli jednej substancji (najczęściej substancji pierwotnej, ale może to być również produkt reakcji); Δt - przedział czasu (s, min); V to objętość gazu lub roztworu (l).

Ponieważ stosunek ilości substancji do objętości oznacza stężenie molowe C, wówczas

Zatem szybkość reakcji jednorodnej definiuje się jako zmianę stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

jeśli głośność systemu nie ulegnie zmianie.

Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (np. pomiędzy niemieszającymi się cieczami), to zachodzi ona tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

Definiowana jako zmiana ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni.

gdzie S jest powierzchnią kontaktu substancji (m 2, cm 2).

Zmiana ilości substancji, od której zależy szybkość reakcji, jest czynnikiem zewnętrznym obserwowanym przez badacza. Tak naprawdę wszystkie procesy realizowane są na poziomie mikro. Oczywiście, aby niektóre cząstki mogły zareagować, muszą najpierw się zderzyć, i to zderzają się skutecznie: nie rozproszyć się jak kule w różnych kierunkach, ale w taki sposób, aby „stare wiązania” zostały zniszczone lub osłabione w cząstkach, a „nowe” mogły formę.” i do tego cząstki muszą mieć wystarczającą energię.

Z obliczonych danych wynika, że ​​np. w gazach zderzenia cząsteczek pod ciśnieniem atmosferycznym wynoszą miliardy na sekundę, czyli wszystkie reakcje powinny zachodzić natychmiast. Ale to nieprawda. Okazuje się, że tylko bardzo mała część cząsteczek posiada energię niezbędną do doprowadzenia do skutecznych zderzeń.

Minimalna nadwyżka energii, jaką musi posiadać cząstka (lub para cząstek), aby doszło do skutecznego zderzenia, nazywa się energia aktywacji Ech.

Zatem na drodze wszystkich cząstek wchodzących do reakcji znajduje się bariera energetyczna równa energii aktywacji E a. Kiedy jest mały, istnieje wiele cząstek, które mogą go pokonać, a szybkość reakcji jest wysoka. W przeciwnym razie wymagane jest „pchnięcie”. Przynosząc zapałkę, aby zapalić lampę alkoholową, przekazujesz dodatkową energię E a niezbędną do skutecznego zderzenia cząsteczek alkoholu z cząsteczkami tlenu (pokonania bariery).

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników. Do najważniejszych z nich należą: charakter i stężenie reagujących substancji, ciśnienie (w reakcjach z udziałem gazów), temperatura, działanie katalizatorów oraz powierzchnia reagujących substancji w przypadku reakcji heterogenicznych.

Temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury w większości przypadków szybkość reakcji chemicznej znacznie wzrasta. W 19-stym wieku Holenderski chemik J. X. van't Hoff sformułował regułę:

Wzrost temperatury o każde 10°C powoduje wzrost temperaturyszybkość reakcji 2-4 razy(wartość ta nazywana jest współczynnikiem temperaturowym reakcji).

Wraz ze wzrostem temperatury średnia prędkość cząsteczek, ich energia i liczba zderzeń nieznacznie wzrastają, ale gwałtownie wzrasta odsetek „aktywnych” cząsteczek uczestniczących w skutecznych zderzeniach, które pokonują barierę energetyczną reakcji. Matematycznie zależność tę wyraża zależność:

gdzie v t 1 i v t 2 to odpowiednio szybkości reakcji w końcowej temperaturze t 2 i początkowej temperaturze t 1, a γ to współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta przy każdym wzroście o 10 °C w temperaturze.

Jednakże, aby zwiększyć szybkość reakcji, nie zawsze można zastosować podwyższenie temperatury, ponieważ substancje wyjściowe mogą zacząć się rozkładać, rozpuszczalniki lub same substancje mogą odparować itp.

Reakcje endotermiczne i egzotermiczne

Wiadomo, że reakcji metanu z tlenem atmosferycznym towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła. Dlatego jest używany w życiu codziennym do gotowania, podgrzewania wody i podgrzewania. Gaz ziemny dostarczany do domów rurami składa się w 98% z metanu. Reakcji tlenku wapnia (CaO) z wodą towarzyszy także wydzielenie dużej ilości ciepła.

O czym mogą świadczyć te fakty? Kiedy w produktach reakcji tworzą się nowe wiązania chemiczne, więcej energii niż jest potrzebna do rozerwania wiązań chemicznych w odczynnikach. Nadmiar energii jest uwalniany w postaci ciepła, a czasami światła.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energia (światło, ciepło));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energia (ciepło)).

Takie reakcje powinny zachodzić łatwo (jak kamień łatwo toczy się w dół).

Reakcje, w których uwalniana jest energia, nazywane są reakcjami EGZOTERMICZNY(od łacińskiego „exo” - na zewnątrz).

Na przykład wiele reakcji redoks ma charakter egzotermiczny. Jedną z tych pięknych reakcji jest wewnątrzcząsteczkowa redukcja utleniania zachodząca wewnątrz tej samej soli – dichromianu amonu (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).

Kolejna rzecz to reakcja. Są one analogiczne do wtaczania kamienia w górę. Nadal nie udało się uzyskać metanu z CO 2 i wody, a uzyskanie wapna palonego CaO z wodorotlenku wapnia Ca(OH) 2 wymaga silnego ogrzewania. Reakcja ta zachodzi tylko przy stałym przepływie energii z zewnątrz:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energia (ciepło))

Sugeruje to, że rozerwanie wiązań chemicznych w Ca(OH) 2 wymaga więcej energii, niż może zostać uwolnione podczas tworzenia nowych wiązań chemicznych w cząsteczkach CaO i H 2 O.

Reakcje, w których absorbowana jest energia, nazywane są reakcjami ENDOTERMICZNY(od „endo” - do wewnątrz).

Stężenie reagentów

Zmiana ciśnienia, gdy w reakcji biorą udział substancje gazowe, prowadzi również do zmiany stężenia tych substancji.

Aby doszło do interakcji chemicznych pomiędzy cząsteczkami, muszą one skutecznie zderzyć się. Im wyższe stężenie reagentów, tym więcej zderzeń i tym samym większa szybkość reakcji. Na przykład acetylen spala się bardzo szybko w czystym tlenie. W tym przypadku powstaje temperatura wystarczająca do stopienia metalu. Na podstawie dużej ilości materiału doświadczalnego Norwegowie K. Guldenberg i P. Waage w 1867 r. oraz niezależnie od nich w 1865 r. rosyjski naukowiec N.I. Beketow sformułowali podstawowe prawo kinetyki chemicznej, ustalając zależność szybkości reakcji od stężenia substancji reagujących.

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

To prawo jest również nazywane prawo akcji masowej.

Dla reakcji A + B = D prawo to zostanie wyrażone w następujący sposób:

Dla reakcji 2A + B = D prawo to zostanie wyrażone w następujący sposób:

Tutaj C A, C B to stężenia substancji A i B (mol/l); k 1 i k 2 to współczynniki proporcjonalności, zwane stałymi szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji nie jest trudne do ustalenia - jest ona liczbowo równa szybkości reakcji, w której stężenia reagentów wynoszą 1 mol/l lub ich iloczyn jest równy jedności. W tym przypadku jasne jest, że stała szybkości reakcji zależy tylko od temperatury i nie zależy od stężenia substancji.

Prawo akcji masowej nie uwzględnia stężenia reagentów w stanie stałym, ponieważ reagują z powierzchniami, a ich stężenia są zwykle stałe.

Na przykład dla reakcji spalania węgla wyrażenie szybkości reakcji należy zapisać w następujący sposób:

tj. szybkość reakcji jest proporcjonalna tylko do stężenia tlenu.

Jeżeli równanie reakcji opisuje jedynie całkowitą reakcję chemiczną, która przebiega w kilku etapach, to szybkość takiej reakcji może w sposób złożony zależeć od stężeń substancji wyjściowych. Zależność tę wyznacza się eksperymentalnie lub teoretycznie na podstawie zaproponowanego mechanizmu reakcji.

Działanie katalizatorów

Można zwiększyć szybkość reakcji stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją energetycznie korzystniejszą drogą przy niższej energii aktywacji. Nazywa się je katalizatorami (od łacińskiego kataliza – zniszczenie).

Katalizator pełni rolę doświadczonego przewodnika, prowadząc grupę turystów nie przez wysoką przełęcz w górach (pokonanie jej wymaga wiele wysiłku i czasu i nie jest dostępne dla każdego), ale po znanych mu ścieżkach obejściowych, po których górę można pokonać znacznie łatwiej i szybciej.

Co prawda, korzystając z okrężnej trasy, nie można dotrzeć dokładnie tam, gdzie prowadzi główna przełęcz. Ale czasami jest to dokładnie to, czego potrzeba! Tak właśnie działają katalizatory zwane pracą selektywną. Oczywiste jest, że nie ma potrzeby spalania amoniaku i azotu, ale tlenek azotu (II) wykorzystuje się do produkcji kwasu azotowego.

Katalizatory- są to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zmieniają jej prędkość lub kierunek, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione ilościowo i jakościowo.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się katalizą. Katalizatory znajdują szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu oraz w transporcie (katalizatory przekształcające tlenki azotu ze spalin samochodowych w nieszkodliwy azot).

Istnieją dwa rodzaje katalizy.

Kataliza homogeniczna, w którym zarówno katalizator, jak i reagenty znajdują się w tym samym stanie skupienia (fazie).

Kataliza heterogeniczna, w którym katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Na przykład rozkład nadtlenku wodoru w obecności stałego katalizatora w postaci tlenku manganu (IV):

Sam katalizator nie ulega zużyciu w wyniku reakcji, lecz jeśli na jego powierzchni zaadsorbowane zostaną inne substancje (nazywa się je truciznami katalitycznymi), wówczas powierzchnia staje się niesprawna i konieczna jest regeneracja katalizatora. Dlatego przed przeprowadzeniem reakcji katalitycznej materiały wyjściowe są dokładnie oczyszczane.

Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową stosuje się katalizator stały - tlenek wanadu (V) V 2 O 5:

Do produkcji metanolu wykorzystuje się stały katalizator „cynkowo-chromowy” (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Katalizatory biologiczne – enzymy – działają bardzo efektywnie. Z natury chemicznej są to białka. Dzięki nim w organizmach żywych w niskich temperaturach z dużą szybkością zachodzą złożone reakcje chemiczne.

Znane są inne ciekawe substancje - inhibitory (od łac. inhibere - opóźniać). Reagują z cząsteczkami aktywnymi z dużą szybkością, tworząc związki o niskiej aktywności. W rezultacie reakcja gwałtownie zwalnia, a następnie zatrzymuje się. Inhibitory są często specjalnie dodawane do różnych substancji, aby zapobiec niepożądanym procesom.

Na przykład roztwory nadtlenku wodoru stabilizuje się za pomocą inhibitorów.

Charakter reagujących substancji (ich skład, struktura)

Oznaczający energie aktywacji jest czynnikiem, poprzez który wpływa charakter reagujących substancji na szybkość reakcji.

Jeśli energia aktywacji jest niska (< 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.

Jeśli energia aktywacji jest wysoka(> 120 kJ/mol), oznacza to, że tylko niewielka część zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Szybkość takiej reakcji jest zatem bardzo mała. Na przykład postęp reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwy do zauważenia.

Jeżeli energie aktywacji reakcji chemicznych mają wartości pośrednie (40120 kJ/mol), wówczas szybkości takich reakcji będą średnie. Takie reakcje obejmują oddziaływanie sodu z wodą lub alkoholem etylowym, odbarwianie wody bromowej z etylenem, oddziaływanie cynku z kwasem solnym itp.

Powierzchnia kontaktu substancji reagujących

Szybkość reakcji zachodzących na powierzchni substancji, czyli niejednorodnych, zależy, przy innych czynnikach, od właściwości tej powierzchni. Wiadomo, że sproszkowana kreda rozpuszcza się w kwasie solnym znacznie szybciej niż kawałek kredy o tej samej masie.

Wzrost szybkości reakcji wynika przede wszystkim z zwiększenie powierzchni kontaktu substancji wyjściowych, a także wiele innych przyczyn, na przykład naruszenie struktury „prawidłowej” sieci krystalicznej. Prowadzi to do tego, że cząstki na powierzchni powstałych mikrokryształów są znacznie bardziej reaktywne niż te same cząstki na „gładkiej” powierzchni.

W przemyśle do przeprowadzania reakcji heterogenicznych stosuje się „złoże fluidalne” w celu zwiększenia powierzchni kontaktu substancji reagujących, dostarczenia substancji wyjściowych i usunięcia produktów. Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego piryty wypala się przy użyciu „złoża fluidalnego”.

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności