Vpliv narave reaktantov na hitrost reakcij. Vpliv narave reaktantov na hitrost reakcij Kateri dejavniki določajo hitrost reakcij?

Mehanizme kemijskih transformacij in njihove hitrosti proučuje kemijska kinetika. Kemični procesi potekajo skozi čas z različnimi hitrostmi. Nekatere se zgodijo hitro, skoraj v trenutku, druge pa traja zelo dolgo, da se pojavijo.

V stiku z

Hitrost reakcije- hitrost porabe reagentov (njihova koncentracija se zmanjša) ali nastajanje reakcijskih produktov na enoto prostornine.

Dejavniki, ki lahko vplivajo na hitrost kemijske reakcije

Naslednji dejavniki lahko vplivajo na to, kako hitro pride do kemične reakcije:

• koncentracija snovi;
• narava reagentov;
• temperatura;
• prisotnost katalizatorja;
• tlak (za reakcije v plinastem okolju).

Tako lahko s spreminjanjem določenih pogojev kemijskega procesa vplivate na to, kako hitro bo proces potekal.

V procesu kemijske interakcije delci reagirajočih snovi med seboj trčijo. Število takšnih sovpadanj je sorazmerno s številom delcev snovi v prostornini reakcijske mešanice in torej sorazmerno z molskimi koncentracijami reagentov.

Zakon množičnega delovanja opisuje odvisnost reakcijske hitrosti od molskih koncentracij snovi, ki medsebojno delujejo.

Za elementarno reakcijo (A + B → ...) je ta zakon izražen s formulo:

υ = k ∙С A ∙С B,

kjer je k konstanta hitrosti; C A in C B sta molski koncentraciji reagentov A in B.

Če je ena od reagirajočih snovi v trdnem stanju, pride do interakcije na meji, zato koncentracija trdne snovi ni vključena v enačbo kinetičnega zakona delovanja mase. Da bi razumeli fizikalni pomen konstante hitrosti, je potrebno vzeti C, A in C B enako 1. Potem postane jasno, da je konstanta hitrosti enaka hitrosti reakcije pri koncentracijah reaktantov, ki so enake enoti.

Narava reagentov

Ker se med interakcijo kemične vezi reagirajočih snovi uničijo in nastanejo nove vezi reakcijskih produktov, bosta igrali veliko vlogo narava vezi, vključenih v reakcijo spojin, in struktura molekul reagirajočih snovi. .

Površina stika reagentov

Takšna značilnost, kot je površina stika trdnih reagentov, vpliva na potek reakcije, včasih precej pomembno. Mletje trdne snovi vam omogoča, da povečate površino stika reagentov in s tem pospešite postopek. Kontaktno površino topnih snovi enostavno povečamo z raztapljanjem snovi.

Reakcijska temperatura

Z višanjem temperature se bo povečala tudi energija trkajočih se delcev, očitno pa se bo z višanjem temperature pospešil tudi sam kemični proces. Jasen primer, kako zvišanje temperature vpliva na proces interakcije snovi, se lahko šteje za podatke, navedene v tabeli.

Tabela 1. Vpliv temperaturnih sprememb na hitrost tvorbe vode (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Za kvantitativni opis, kako lahko temperatura vpliva na hitrost interakcije snovi, se uporablja Van't Hoffovo pravilo. Van't Hoffovo pravilo pravi, da ko se temperatura poveča za 10 stopinj, pride do pospeška za 2-4 krat.

Matematična formula, ki opisuje van't Hoffovo pravilo, je naslednja:

Kjer je γ temperaturni koeficient hitrosti kemijske reakcije (γ = 2−4).

Toda Arrheniusova enačba veliko natančneje opisuje temperaturno odvisnost konstante hitrosti:

Kjer je R univerzalna plinska konstanta, A je faktor, ki ga določa vrsta reakcije, E, A je aktivacijska energija.

Aktivacijska energija je energija, ki jo mora pridobiti molekula, da pride do kemijske transformacije. To pomeni, da gre za nekakšno energijsko oviro, ki jo morajo molekule, ki trčijo v reakcijskem volumnu, premagati, da bi prerazporedile vezi.

Aktivacijska energija ni odvisna od zunanjih dejavnikov, temveč je odvisna od narave snovi. Vrednost aktivacijske energije do 40 - 50 kJ/mol omogoča, da snovi med seboj zelo aktivno reagirajo. Če aktivacijska energija preseže 120 kJ/mol, potem bodo snovi (pri običajnih temperaturah) reagirale zelo počasi. Sprememba temperature povzroči spremembo števila aktivnih molekul, to je molekul, ki so dosegle energijo, ki je večja od aktivacijske energije, in so zato sposobne kemičnih transformacij.

Katalizatorsko delovanje

Katalizator je snov, ki lahko pospeši proces, vendar ni del njegovih produktov. Katalizo (pospeševanje kemijske transformacije) delimo na homogeno in heterogeno. Če sta reagent in katalizator v enakih agregatnih stanjih, se kataliza imenuje homogena, če pa v različnih stanjih, potem je heterogena. Mehanizmi delovanja katalizatorjev so raznoliki in precej zapleteni. Poleg tega je treba omeniti, da je za katalizatorje značilna selektivnost delovanja. To pomeni, da isti katalizator, medtem ko pospeši eno reakcijo, morda ne spremeni hitrosti druge.

Pritisk

Če so v pretvorbo vključene plinaste snovi, bodo na hitrost procesa vplivale spremembe tlaka v sistemu . To se zgodi, ker da pri plinastih reagentih sprememba tlaka povzroči spremembo koncentracije.

Eksperimentalno določanje hitrosti kemijske reakcije

Hitrost kemijske transformacije je mogoče določiti eksperimentalno s pridobivanjem podatkov o tem, kako se koncentracija snovi, ki vstopajo v reakcijo, ali produktov spreminja na enoto časa. Metode za pridobivanje takih podatkov so razdeljene na

• kemični,
• fizikalno-kemijski.

Kemične metode so precej preproste, dostopne in natančne. Z njihovo pomočjo se hitrost določi z neposrednim merjenjem koncentracije ali količine snovi reaktantov ali produktov. V primeru počasne reakcije se vzamejo vzorci za spremljanje porabe reagenta. Nato se določi vsebnost reagenta v vzorcu. Z rednim odvzemom vzorcev je mogoče pridobiti podatke o spremembah količine snovi med procesom interakcije. Najpogosteje uporabljeni vrsti analize sta titrimetrija in gravimetrija.

Če reakcija poteka hitro, jo je treba ustaviti, da lahko vzamemo vzorec. To je mogoče storiti s hlajenjem, nenadna odstranitev katalizatorja, je možno tudi razredčiti ali prenesti enega od reagentov v nereaktivno stanje.

Metode fizikalno-kemijske analize v sodobni eksperimentalni kinetiki se uporabljajo pogosteje kot kemične. Z njihovo pomočjo lahko v realnem času opazujete spremembe v koncentracijah snovi. V tem primeru ni treba ustaviti reakcije in vzeti vzorcev.

Fizikalno-kemijske metode temeljijo na merjenju fizikalne lastnosti, ki je odvisna od količinske vsebnosti določene spojine v sistemu in se skozi čas spreminja. Na primer, če so v reakcijo vključeni plini, je lahko tlak takšna lastnost. Merijo se tudi električna prevodnost, lomni količnik in absorpcijski spektri snovi.

Kinetika– znanost o hitrostih kemijskih reakcij.

Hitrost kemijske reakcije– število elementarnih dejanj kemijske interakcije, ki se zgodijo na enoto časa na prostorninsko enoto (homogena) ali na enoto površine (heterogena).

Prava hitrost reakcije:

Za homogene, heterogene reakcije:

1) koncentracija reagirajočih snovi;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) zaviralec.

Samo za heterogene:

1) hitrost dovajanja reagirajočih snovi na fazni vmesnik;

2) površina.

Glavni dejavnik je narava reaktantov – narava vezi med atomi v molekulah reaktantov.

NO 2 – dušikov oksid (IV) – lisičji rep, CO – ogljikov monoksid, ogljikov monoksid.

Če jih oksidiramo s kisikom, se bo v prvem primeru reakcija zgodila takoj, ko odprete pokrov posode, v drugem primeru pa se reakcija podaljša.

Spodaj bomo obravnavali koncentracijo reaktantov.

Modra opalescenca označuje trenutek izločanja žvepla; večja kot je koncentracija, večja je hitrost.

riž. 10

Večja kot je koncentracija Na 2 S 2 O 3, krajši čas traja reakcija. Graf (slika 10) prikazuje neposredno sorazmerno razmerje. Kvantitativno odvisnost hitrosti reakcije od koncentracije reagirajočih snovi izraža LMA (zakon delovanja mase), ki pravi: hitrost kemijske reakcije je premo sorazmerna s produktom koncentracij reagirajočih snovi.

Torej, osnovni zakon kinetike je eksperimentalno ugotovljen zakon: hitrost reakcije je sorazmerna s koncentracijo reaktantov, primer: (tj. za reakcijo)

Za to reakcijo H 2 + J 2 = 2HJ – hitrost lahko izrazimo s spremembo koncentracije katere koli snovi. Če reakcija poteka od leve proti desni, se bo koncentracija H 2 in J 2 zmanjšala, koncentracija HJ pa se bo z napredovanjem reakcije povečala. Za trenutno hitrost reakcije lahko zapišemo izraz:

oglati oklepaji označujejo koncentracijo.

Fizični pomen k– molekule so v neprekinjenem gibanju, trčijo, razletavajo in udarjajo ob stene posode. Da pride do kemijske reakcije pri nastanku HJ, morata molekuli H2 in J2 trčiti. Število takšnih trkov bo večje, več molekul H 2 in J 2 je vsebovanih v prostornini, tj. večje so vrednosti [H 2 ] in . Vendar se molekule gibljejo z različnimi hitrostmi in skupna kinetična energija obeh trkajočih se molekul bo različna. Če najhitrejši molekuli H 2 in J 2 trčita, je lahko njuna energija tako visoka, da se molekuli razbijeta na atoma joda in vodika, ki se razletita in nato medsebojno delujeta z drugimi molekulami H 2 + J 2 > 2H+2J, nato H + J 2 > HJ + J. Če je energija trkajočih se molekul manjša, vendar dovolj visoka, da oslabi vezi H – H in J – J, bo prišlo do reakcije nastajanja vodikovega jodida:

Za večino molekul, ki trčijo, je energija manjša od tiste, ki je potrebna za oslabitev vezi v H 2 in J 2. Takšne molekule bodo »tiho« trčile in se tudi »tiho« razpršile ter ostale, kar so bile, H 2 in J 2. Tako ne vsi, ampak le del trkov vodijo do kemične reakcije. Proporcionalni koeficient (k) prikazuje število učinkovitih trkov, ki vodijo do trkovne reakcije pri koncentracijah [H 2 ] = 1 mol. Magnituda k–konstantna hitrost. Kako je lahko hitrost konstantna? Da, hitrost enakomernega premočrtnega gibanja je konstantna vektorska količina, ki je enaka razmerju med gibanjem telesa v katerem koli časovnem obdobju in vrednostjo tega intervala. Toda molekule se premikajo kaotično, kako je potem lahko hitrost konstantna? Toda konstantna hitrost je lahko samo pri konstantni temperaturi. Z naraščanjem temperature se povečuje delež hitrih molekul, katerih trki privedejo do reakcije, to je konstanta hitrosti. Toda povečanje konstante hitrosti ni neomejeno. Pri določeni temperaturi bo energija molekul postala tako velika, da bodo skoraj vsi trki reaktantov učinkoviti. Ko dve hitri molekuli trčita, pride do obratne reakcije.

Prišel bo trenutek, ko bosta hitrosti nastajanja 2HJ iz H 2 in J 2 ter razgradnje enaki, vendar je to že kemijsko ravnovesje. Odvisnost hitrosti reakcije od koncentracije reaktantov je mogoče izslediti s tradicionalno reakcijo interakcije raztopine natrijevega tiosulfata z raztopino žveplove kisline.

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 2 O+SO 2 ^. (2)

Reakcija (1) se pojavi skoraj takoj. Hitrost reakcije (2) je pri stalni temperaturi odvisna od koncentracije reaktanta H 2 S 2 O 3 . Prav takšno reakcijo smo opazili - v tem primeru se hitrost meri s časom od začetka zlitja raztopin do pojava opalescence. V članku L. M. Kuznecova Opisana je reakcija natrijevega tiosulfata s klorovodikovo kislino. Piše, da pri odvajanju raztopin pride do opalescence (motnosti). Toda ta izjava L. M. Kuznetsove je napačna, saj sta opalescenca in motnost dve različni stvari. Opalescenca (iz opal in latin escentia– pripona, ki pomeni šibek učinek) – sipanje svetlobe na motnih medijih zaradi njihove optične nehomogenosti. Sipanje svetlobe– odstopanje svetlobnih žarkov, ki se širijo v mediju v vse smeri od prvotne smeri. Koloidni delci lahko sipajo svetlobo (učinek Tyndall-Faraday) - to pojasnjuje opalescenco, rahlo motnost koloidne raztopine. Pri izvedbi tega poskusa je treba upoštevati modro opalescenco in nato koagulacijo koloidne suspenzije žvepla. Enako gostoto suspenzije opazimo z vidnim izginotjem kakršnega koli vzorca (na primer mreže na dnu skodelice), opazovanega od zgoraj skozi plast raztopine. Čas se šteje s štoparico od trenutka odvajanja.

Raztopini Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O in H 2 SO 4.

Prvo pripravimo tako, da 7,5 g soli raztopimo v 100 ml H 2 O, kar ustreza koncentraciji 0,3 M. Za pripravo raztopine H 2 SO 4 enake koncentracije morate odmeriti 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 in jo raztopimo v 120 ml H 2 O. Pripravljeno raztopino Na 2 S 2 O 3 vlijemo v tri kozarce: v prvega 60 ml, v drugega 30 ml, v tretjega 10 ml. V drugi kozarec dodajte 30 ml destilirane H 2 O in v tretji kozarec 50 ml. Tako bo v vseh treh kozarcih 60 ml tekočine, vendar je v prvem pogojno koncentracija soli = 1, v drugem - ½ in v tretjem - 1/6. Po pripravi raztopin vlijemo 60 ml raztopine H 2 SO 4 v prvi kozarec z raztopino soli in vključimo štoparico itd. Glede na to, da hitrost reakcije upada z redčenjem raztopine Na 2 S 2 O 3, lahko jo določimo kot količino, obratno sorazmerno s časom v = 1/? in sestavite graf, tako da na abscisno os narišete koncentracijo, na ordinatno os pa hitrost reakcije. Iz tega sklepamo, da je hitrost reakcije odvisna od koncentracije snovi. Dobljeni podatki so navedeni v tabeli 3. Ta eksperiment je mogoče izvesti z biretami, vendar to od izvajalca zahteva veliko vaje, ker je lahko graf napačen.

Tabela 3

Hitrost in reakcijski čas

Guldberg-Waagejev zakon je potrjen - profesor kemije Gulderg in mladi znanstvenik Waage).

Razmislimo o naslednjem dejavniku - temperaturi.

Ko temperatura narašča, se hitrost večine kemičnih reakcij poveča. To odvisnost opisuje Van't Hoffovo pravilo: »Za vsakih 10 °C dviga temperature se hitrost kemičnih reakcij poveča za 2- do 4-krat.«

Kje ? – temperaturni koeficient, ki kaže, kolikokrat se poveča hitrost reakcije, ko se temperatura poveča za 10 °C;

v 1 – hitrost reakcije pri temperaturi t 1 ;

v 2 – hitrost reakcije pri temperaturi t2.

Na primer, reakcija pri 50 °C traja dve minuti, koliko časa bo trajalo, da se postopek zaključi pri 70 °C, če je temperaturni koeficient ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Tudi rahlo zvišanje temperature povzroči močno povečanje hitrosti reakcije aktivnih trkov molekule. Po aktivacijski teoriji sodelujejo v procesu samo tiste molekule, katerih energija je za določeno količino večja od povprečne energije molekul. Ta presežna energija je aktivacijska energija. Njen fizikalni pomen je energija, ki je potrebna za aktivno trčenje molekul (preureditev orbital). Število aktivnih delcev in s tem hitrost reakcije naraščata s temperaturo po eksponentnem zakonu, v skladu z Arrheniusovo enačbo, ki odraža odvisnost konstante hitrosti od temperature

Kje A - Arrheniusov sorazmernostni koeficient;

k– Boltzmannova konstanta;

E A – aktivacijska energija;

R – plinska konstanta;

T- temperaturo.

Katalizator je snov, ki pospeši hitrost reakcije, ne da bi se porabila.

kataliza– pojav spremembe hitrosti reakcije v prisotnosti katalizatorja. Obstajata homogena in heterogena kataliza. Homogena– če sta reagent in katalizator v enakem agregatnem stanju. Heterogena– če so reagenti in katalizator v različnih agregatnih stanjih. O katalizi glej ločeno (nadaljevanje).

Inhibitor– snov, ki upočasni hitrost reakcije.

Naslednji dejavnik je površina. Večja kot je površina reaktanta, večja je hitrost. Oglejmo si na primeru učinek stopnje disperzije na hitrost reakcije.

CaCO 3 – marmor. Popločan marmor potopite v klorovodikovo kislino HCl, počakajte pet minut, da se popolnoma raztopi.

Marmor v prahu – z njim bomo naredili enak postopek, raztopil se bo v tridesetih sekundah.

Enačba za oba procesa je enaka.

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

Torej, pri dodajanju marmorja v prahu je čas krajši kot pri dodajanju ploščatega marmorja, za isto maso.

S povečanjem mejne površine se poveča hitrost heterogenih reakcij.

Hitrost kemijske reakcije je odvisna od številnih dejavnikov, vključno z naravo reaktantov, koncentracijo reaktantov, temperaturo in prisotnostjo katalizatorjev. Upoštevajmo te dejavnike.

1). Narava reaktantov. Če pride do interakcije med snovmi z ionsko vezjo, potem reakcija poteka hitreje kot med snovmi s kovalentno vezjo.

2.) Koncentracija reaktantov. Da pride do kemijske reakcije, morajo molekule reagirajočih snovi trčiti. To pomeni, da se morajo molekule tako približati druga drugi, da atomi enega delca izkusijo delovanje električnih polj drugega. Samo v tem primeru bodo možni elektronski prehodi in ustrezne preureditve atomov, zaradi česar nastanejo molekule novih snovi. Tako je hitrost kemijskih reakcij sorazmerna s številom trkov, ki se zgodijo med molekulami, število trkov pa je sorazmerno s koncentracijo reaktantov. Na podlagi eksperimentalnega materiala sta norveška znanstvenika Guldberg in Waage ter neodvisno od njiju ruski znanstvenik Beketov leta 1867 oblikovala osnovni zakon kemijske kinetike - zakon množičnega delovanja(ZDM): pri stalni temperaturi je hitrost kemijske reakcije premo sorazmerna z zmnožkom koncentracij reagirajočih snovi na potenco njihovih stehiometričnih koeficientov. Za splošni primer:

zakon množičnega delovanja ima obliko:

Zapis zakona množičnega delovanja za določeno reakcijo se imenuje osnovna kinetična enačba reakcije. V osnovni kinetični enačbi je k konstanta hitrosti reakcije, ki je odvisna od narave reaktantov in temperature.

Večina kemičnih reakcij je reverzibilnih. Med takimi reakcijami njihovi produkti, ko se kopičijo, reagirajo med seboj in tvorijo izhodne snovi:

Stopnja reakcije naprej:

Hitrost povratne informacije:

V trenutku ravnovesja:

Zato ima zakon delovanja mase v stanju ravnotežja obliko:

kjer je K konstanta reakcijskega ravnotežja.

3) Vpliv temperature na hitrost reakcije. Hitrost kemičnih reakcij se praviloma poveča, ko je temperatura presežena. Razmislimo o tem na primeru interakcije vodika s kisikom.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Pri 20 0 C je hitrost reakcije praktično enaka nič in trajalo bi 54 milijard let, da bi interakcija napredovala za 15 %. Pri 500 0 C bo trajalo 50 minut, da nastane voda, pri 700 0 C pa pride do reakcije takoj.

Izražena je odvisnost hitrosti reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: s povišanjem temperature za 10 o se hitrost reakcije poveča za 2–4 ​​krat. Van't Hoffovo pravilo je zapisano:

4) Učinek katalizatorjev. Hitrost kemičnih reakcij je mogoče nadzorovati z uporabo katalizatorji– snovi, ki spremenijo hitrost reakcije in ostanejo po reakciji v nespremenjenih količinah. Sprememba hitrosti reakcije v prisotnosti katalizatorja se imenuje kataliza. Razlikovati pozitivno(hitrost reakcije se poveča) in negativno(hitrost reakcije se zmanjša) kataliza. Včasih med reakcijo nastane katalizator; takšne procese imenujemo avtokatalitični. Obstajata homogena in heterogena kataliza.

pri homogena Pri katalizi so katalizator in reaktanti v isti fazi. Na primer:

pri heterogena Pri katalizi so katalizator in reaktanti v različnih fazah. Na primer:

Heterogena kataliza je povezana z encimskimi procesi. Vse kemične procese, ki potekajo v živih organizmih, katalizirajo encimi, ki so beljakovine z določenimi specializiranimi funkcijami. V raztopinah, v katerih potekajo encimski procesi, ni značilnega heterogenega okolja zaradi odsotnosti jasno definirane fazne ploskve. Takšni procesi se imenujejo mikroheterogena kataliza.

Kemične reakcije potekajo z različnimi hitrostmi: z nizko hitrostjo med nastajanjem stalaktitov in stalagmitov, s povprečno hitrostjo pri kuhanju hrane, takoj med eksplozijo. V vodnih raztopinah potekajo reakcije zelo hitro.

Določitev hitrosti kemijske reakcije, kot tudi pojasnitev njene odvisnosti od pogojev procesa, je naloga kemijske kinetike - vede o vzorcih kemijskih reakcij skozi čas.

Če se kemijske reakcije odvijajo v homogenem mediju, na primer v raztopini ali v plinski fazi, potem medsebojno delovanje reagirajočih snovi poteka po celotnem volumnu. Takšne reakcije imenujemo homogena.

(v homog) je opredeljena kot sprememba količine snovi na časovno enoto na prostorninsko enoto:

kjer je Δn sprememba števila molov ene snovi (najpogosteje prvotne, lahko pa je tudi produkt reakcije); Δt - časovni interval (s, min); V je prostornina plina ali raztopine (l).

Ker razmerje med količino snovi in ​​prostornino predstavlja molsko koncentracijo C, potem

Tako je hitrost homogene reakcije opredeljena kot sprememba koncentracije ene od snovi na časovno enoto:

če se glasnost sistema ne spremeni.

Če pride do reakcije med snovmi v različnih agregatnih stanjih (na primer med trdno snovjo in plinom ali tekočino) ali med snovmi, ki ne morejo tvoriti homogenega medija (na primer med tekočinami, ki se ne mešajo), potem se zgodi le na kontaktno površino snovi. Takšne reakcije imenujemo heterogena.

Definirano kot sprememba količine snovi na enoto časa na enoti površine.

kjer je S površina stika snovi (m 2, cm 2).

Sprememba količine snovi, s katero se določi hitrost reakcije, je zunanji dejavnik, ki ga opazi raziskovalec. Pravzaprav se vsi procesi izvajajo na mikroravni. Očitno je, da nekateri delci reagirajo, morajo najprej trčiti, in to učinkovito: ne razpršiti se kot žogice v različne smeri, ampak tako, da se »stare vezi« v delcih uničijo ali oslabijo, »nove« pa lahko obliki.«, za to pa morajo imeti delci zadostno energijo.

Izračunani podatki kažejo, da na primer v plinih trki molekul pri atmosferskem tlaku znašajo milijarde na sekundo, kar pomeni, da bi se morale vse reakcije zgoditi takoj. Ampak to ni res. Izkazalo se je, da ima le zelo majhen del molekul potrebno energijo, da povzroči učinkovite trke.

Najmanjša presežna energija, ki jo mora imeti delec (ali par delcev), da pride do učinkovitega trka, se imenuje aktivacijska energija Ea.

Tako je na poti vseh delcev, ki vstopajo v reakcijo, energijska pregrada, ki je enaka aktivacijski energiji E a. Ko je majhen, ga lahko premaga veliko delcev, hitrost reakcije pa je visoka. V nasprotnem primeru je potreben "potisk". Ko prinesete vžigalico, da prižgete alkoholno svetilko, posredujete dodatno energijo E a, potrebno za učinkovito trčenje molekul alkohola z molekulami kisika (premagovanje ovire).

Hitrost kemijske reakcije je odvisna od številnih dejavnikov. Glavni so: narava in koncentracija reaktantov, tlak (pri reakcijah s plini), temperatura, delovanje katalizatorjev in površina reaktantov v primeru heterogenih reakcij.

Temperatura

Z zvišanjem temperature se v večini primerov hitrost kemične reakcije znatno poveča. V 19. stoletju Nizozemski kemik J. X. van't Hoff je formuliral pravilo:

Vsako povišanje temperature za 10 °C povzroči povišanjehitrost reakcije 2-4 krat(to vrednost imenujemo temperaturni koeficient reakcije).

Z zvišanjem temperature se povprečna hitrost molekul, njihova energija in število trkov nekoliko povečajo, vendar se močno poveča delež »aktivnih« molekul, ki sodelujejo v učinkovitih trkih, ki premagajo energijsko oviro reakcije. Matematično je ta odvisnost izražena z razmerjem:

kjer sta v t 1 in v t 2 reakcijski hitrosti pri končni t 2 in začetni t 1 temperaturi, γ pa je temperaturni koeficient reakcijske hitrosti, ki kaže, kolikokrat se reakcijska hitrost poveča z vsakim povečanjem za 10 °C v temperaturi.

Vendar pa za povečanje hitrosti reakcije zvišanje temperature ni vedno uporabno, saj lahko začnejo izhodne snovi razpadati, topila ali same snovi lahko izhlapijo itd.

Endotermne in eksotermne reakcije

Znano je, da reakcijo metana z atmosferskim kisikom spremlja sproščanje velike količine toplote. Zato se uporablja v vsakdanjem življenju za kuhanje, ogrevanje vode in ogrevanje. Zemeljski plin, ki se v domove dovaja po ceveh, je sestavljen iz 98 % metana. Reakcijo kalcijevega oksida (CaO) z vodo spremlja tudi sproščanje velike količine toplote.

Kaj lahko kažejo ta dejstva? Ko se v produktih reakcije tvorijo nove kemične vezi, več energije, kot je potrebna za prekinitev kemičnih vezi v reagentih. Odvečna energija se sprosti kot toplota in včasih svetloba.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energija (svetloba, toplota));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energija (toplota)).

Takšne reakcije bi morale potekati zlahka (kot se kamen zlahka skotali navzdol).

Reakcije, pri katerih se sprosti energija, imenujemo EKZOTERMALNO(iz latinskega "exo" - ven).

Na primer, številne redoks reakcije so eksotermne. Ena od teh čudovitih reakcij je intramolekularna oksidacijska redukcija, ki poteka znotraj iste soli - amonijevega dikromata (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 (energija).

Druga stvar je zračnost. Podobni so kotalitvi kamna po hribu. Še vedno ni bilo mogoče pridobiti metana iz CO 2 in vode, zato je za pridobivanje živega apna CaO iz kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 potrebno močno segrevanje. Ta reakcija se pojavi samo s stalnim pretokom energije od zunaj:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energija (toplota))

To nakazuje, da pretrganje kemičnih vezi v Ca(OH) 2 zahteva več energije, kot se je lahko sprosti med nastajanjem novih kemičnih vezi v molekulah CaO in H 2 O.

Reakcije, pri katerih se energija absorbira, imenujemo ENDOTHERMALNO(iz "endo" - navznoter).

Koncentracija reaktantov

Sprememba tlaka, ko v reakciji sodelujejo plinaste snovi, povzroči tudi spremembo koncentracije teh snovi.

Da pride do kemičnih interakcij med delci, morajo ti učinkovito trčiti. Višja kot je koncentracija reaktantov, več je trkov in posledično večja je hitrost reakcije. Na primer, acetilen zelo hitro gori v čistem kisiku. V tem primeru se razvije temperatura, ki zadostuje za taljenje kovine. Na podlagi velike količine eksperimentalnega materiala sta leta 1867 Norvežana K. Guldenberg in P. Waage ter neodvisno od njiju leta 1865 ruski znanstvenik N. I. Beketov oblikoval osnovni zakon kemijske kinetike, ki je določil odvisnost hitrosti reakcije od koncentracije. snovi, ki reagirajo.

Hitrost kemijske reakcije je sorazmerna zmnožku koncentracij reagirajočih snovi, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom v reakcijski enačbi.

Ta zakon se imenuje tudi zakon množičnega delovanja.

Za reakcijo A + B = D bo ta zakon izražen na naslednji način:

Za reakcijo 2A + B = D bo ta zakon izražen na naslednji način:

Tu sta C A, C B koncentraciji snovi A in B (mol/l); k 1 in k 2 sta proporcionalna koeficienta, imenovana konstante hitrosti reakcije.

Fizikalnega pomena konstante reakcijske hitrosti ni težko ugotoviti – številčno je enaka reakcijski hitrosti, pri kateri so koncentracije reaktantov 1 mol/l oziroma je njihov produkt enak enoti. V tem primeru je jasno, da je konstanta hitrosti reakcije odvisna samo od temperature in ni odvisna od koncentracije snovi.

Zakon množičnega delovanja ne upošteva koncentracije reaktantov v trdnem stanju, ker reagirajo na površinah in so njihove koncentracije običajno konstantne.

Na primer, za reakcijo zgorevanja premoga je treba izraz hitrosti reakcije zapisati na naslednji način:

to pomeni, da je hitrost reakcije sorazmerna samo s koncentracijo kisika.

Če enačba reakcije opisuje samo celotno kemijsko reakcijo, ki poteka v več stopnjah, potem je lahko hitrost takšne reakcije na kompleksen način odvisna od koncentracij izhodnih snovi. Ta odvisnost je določena eksperimentalno ali teoretično na podlagi predlaganega reakcijskega mehanizma.

Delovanje katalizatorjev

Hitrost reakcije je mogoče povečati z uporabo posebnih snovi, ki spremenijo mehanizem reakcije in jo usmerijo po energijsko ugodnejši poti z nižjo aktivacijsko energijo. Imenujejo se katalizatorji (iz latinskega katalysis - uničenje).

Katalizator deluje kot izkušen vodnik, ki skupine turistov ne vodi skozi visok prelaz v gorah (premagovanje zahteva veliko truda in časa in ni dostopno vsakomur), temveč po njemu znanih obvoznih poteh, po katerih veliko lažje in hitreje se da premagati goro.

Res je, da po krožni poti ne prideš točno tja, kamor vodi glavni prelaz. Ampak včasih je ravno to potrebno! Točno tako delujejo katalizatorji, ki jih imenujemo selektivni. Jasno je, da ni potrebe po sežiganju amoniaka in dušika, vendar se pri proizvodnji dušikove kisline uporablja dušikov oksid (II).

katalizatorji- to so snovi, ki sodelujejo v kemijski reakciji in spreminjajo njeno hitrost oziroma smer, na koncu reakcije pa ostanejo kvantitativno in kvalitativno nespremenjene.

Spreminjanje hitrosti kemijske reakcije ali njene smeri z uporabo katalizatorja se imenuje kataliza. Katalizatorji se pogosto uporabljajo v različnih industrijah in prometu (katalizatorji, ki pretvorijo dušikove okside iz izpušnih plinov avtomobilov v neškodljiv dušik).

Obstajata dve vrsti katalize.

Homogena kataliza, pri katerem so tako katalizator kot reaktanti v istem agregatnem stanju (fazi).

Heterogena kataliza, v katerem so katalizator in reaktanti v različnih fazah. Na primer, razgradnja vodikovega peroksida v prisotnosti trdnega katalizatorja manganovega (IV) oksida:

Sam katalizator se zaradi reakcije ne porabi, če pa se na njegovo površino adsorbirajo druge snovi (imenujemo jih katalitični strupi), postane površina nedelujoča in potrebna je regeneracija katalizatorja. Zato pred izvedbo katalitične reakcije izhodne snovi temeljito prečistimo.

Na primer, pri proizvodnji žveplove kisline s kontaktno metodo se uporablja trden katalizator - vanadijev (V) oksid V 2 O 5:

Pri proizvodnji metanola se uporablja trden "cink-kromov" katalizator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biološki katalizatorji – encimi – delujejo zelo učinkovito. Po kemični naravi so beljakovine. Zahvaljujoč njim se v živih organizmih pri nizkih temperaturah z veliko hitrostjo odvijajo kompleksne kemične reakcije.

Znane so še druge zanimive snovi - inhibitorji (iz latinščine inhibere - odložiti). Reagirajo z aktivnimi delci pri visoki hitrosti in tvorijo nizko aktivne spojine. Posledično se reakcija močno upočasni in nato ustavi. Inhibitorje pogosto posebej dodajamo različnim snovem, da preprečimo neželene procese.

Na primer, raztopine vodikovega peroksida se stabilizirajo z inhibitorji.

Narava reagirajočih snovi (njihova sestava, struktura)

Pomen aktivacijske energije je dejavnik, prek katerega vpliva narava reagirajočih snovi na hitrost reakcije.

Če je aktivacijska energija nizka (< 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.

Če je aktivacijska energija visoka(> 120 kJ/mol), to pomeni, da le majhen del trkov med medsebojno delujočimi delci povzroči reakcijo. Hitrost takšne reakcije je torej zelo nizka. Na primer, napredovanje reakcije sinteze amoniaka pri običajnih temperaturah je skoraj nemogoče opaziti.

Če imajo aktivacijske energije kemijskih reakcij vmesne vrednosti (40120 kJ / mol), bodo hitrosti takšnih reakcij povprečne. Takšne reakcije vključujejo interakcijo natrija z vodo ali etilnim alkoholom, razbarvanje bromove vode z etilenom, interakcijo cinka s klorovodikovo kislino itd.

Stična površina reagirajočih snovi

Hitrost reakcij, ki se odvijajo na površini snovi, to je heterogenih, je odvisna, če so druge stvari enake, od lastnosti te površine. Znano je, da se kreda v prahu veliko hitreje raztopi v solni kislini kot kos krede enake teže.

Povečanje hitrosti reakcije je predvsem posledica povečanje kontaktne površine izhodnih snovi, kot tudi številni drugi razlogi, na primer kršitev strukture "pravilne" kristalne mreže. To vodi do dejstva, da so delci na površini nastalih mikrokristalov veliko bolj reaktivni kot enaki delci na "gladki" površini.

V industriji se za izvajanje heterogenih reakcij uporablja "fluidizirana plast" za povečanje kontaktne površine reagirajočih snovi, dovajanje izhodnih snovi in ​​odstranjevanje produktov. Na primer, pri proizvodnji žveplove kisline se piriti žgejo z uporabo "vrtinčene postelje".

Referenčni material za opravljanje testa:

Mendelejeva tabela

Tabela topnosti