7.1. Homogene i heterogene reakcije

Hemijske supstance mogu biti u različitim agregacionim stanjima, dok su im hemijska svojstva u različitim stanjima ista, ali je aktivnost različita (što je pokazano na prošlom predavanju na primeru toplotnog efekta hemijske reakcije).

Razmotrimo različite kombinacije agregatnih stanja u kojima mogu biti dvije supstance A i B.

Faza je oblast hemijskog sistema unutar koje su sva svojstva sistema konstantna (ista) ili se kontinuirano menjaju od tačke do tačke. Odvojene faze su svaka od čvrstih materija, pored toga postoje faze rastvora i gasa.

Homogena se zove hemijski sistem, u kojoj su sve supstance u istoj fazi (u rastvoru ili u gasu). Ako postoji nekoliko faza, onda se sistem poziva

heterogena.

Odnosno hemijska reakcija naziva se homogenim ako su reaktanti u istoj fazi. Ako su reaktanti u različitim fazama, onda hemijska reakcija nazivaju heterogenim.

Lako je razumjeti da, budući da kemijska reakcija zahtijeva kontakt reagensa, homogena reakcija se odvija istovremeno u cijelom volumenu otopine ili reakcione posude, dok se heterogena reakcija događa na uskoj granici između faza - na međufaznoj granici. Dakle, čisto teoretski, homogena reakcija se odvija brže od heterogene.

Dakle, prelazimo na koncept brzina hemijske reakcije.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža.

7.2. Brzina hemijske reakcije

Grana hemije koja proučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija je grana fizičke hemije i naziva se hemijska kinetika.

Brzina hemijske reakcije je promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena reakcionog sistema (za homogenu reakciju) ili po jedinici površine (za heterogenu reakciju).

Odnos promene količine supstance i zapremine sistema može se tumačiti kao promena koncentracije date supstance.

Imajte na umu da se za reagense u izrazu za brzinu kemijske reakcije stavlja znak minus, jer koncentracija reagensa opada, a brzina kemijske reakcije je zapravo pozitivna vrijednost.

Dalji zaključci su zasnovani na jednostavnim fizičkim razmatranjima koja razmatraju hemijsku reakciju kao posledicu interakcije nekoliko čestica.

Elementarna (ili jednostavna) je hemijska reakcija koja se odvija u jednoj fazi. Ako postoji nekoliko faza, tada se takve reakcije nazivaju kompleksne, složene ili grube reakcije.

Godine 1867. predloženo je da se opiše brzina hemijske reakcije zakon masovne akcije: brzina elementarne hemijske reakcije proporcionalna koncentracijama reaktanata u stepenu stehiometrijskih koeficijenata.n A +m B P,

A, B - reagensi, P - proizvodi, n ,m - koeficijenti.

W =k n m

Koeficijent k se naziva konstanta brzine hemijske reakcije,

karakterizira prirodu čestica u interakciji i ne ovisi o koncentraciji čestica.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Količine n i m se nazivaju redosled reakcija po supstanci A i B, respektivno, i

njihov zbir (n + m) - red reakcije.

Za elementarne reakcije, red reakcije može biti 1, 2 i 3.

Elementarne reakcije reda 1 nazivaju se monomolekularne, reda 2 - bimolekularne, a reda 3 - trimolekularne prema broju uključenih molekula. Elementarne reakcije veće od trećeg reda su nepoznate - proračuni pokazuju da je istovremeni susret četiri molekula u jednoj tački previše nevjerovatan događaj.

Budući da se složena reakcija sastoji od određenog niza elementarnih reakcija, njena brzina se može izraziti kroz brzine pojedinih faza reakcije. Stoga, za složene reakcije, redoslijed može biti bilo koji, uključujući frakcijski ili nulti (nulti red reakcije pokazuje da se reakcija odvija konstantnom brzinom i ne ovisi o koncentraciji reagujućih čestica W = k).

Najsporija od faza složenog procesa obično se naziva ograničavajuća faza (faza ograničavanja brzine).

Zamislite da je veliki broj molekula otišao u besplatni bioskop, ali na ulazu je inspektor koji provjerava starost svakog molekula. Dakle, struja materije ulazi na vrata bioskopa, a molekuli ulaze jedan po jedan u bioskop, tj. Tako sporo.

Primeri elementarnih reakcija prvog reda su procesi termičkog ili radioaktivnog raspada, odnosno konstanta brzine k karakteriše ili verovatnoću prekida hemijske veze, ili verovatnoću raspada u jedinici vremena.

Postoji mnogo primjera elementarnih reakcija drugog reda - ovo nam je najpoznatiji način da nastavimo s reakcijama - čestica A je uletjela u česticu B, dogodila se neka vrsta transformacije i tu se nešto dogodilo (imajte na umu da proizvodi u teoriji rade ne utiče ni na šta - sva pažnja posvećena samo reagujućim česticama).

Naprotiv, postoji dosta elementarnih reakcija trećeg reda, jer je prilično rijetko da se tri čestice sretnu u isto vrijeme.

Kao ilustraciju, razmotrite prediktivnu moć hemijske kinetike.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža.

Kinetička jednačina prvog reda

(ilustrativni dodatni materijal)

Razmotrimo homogenu reakciju prvog reda, čija je konstanta brzine jednaka k, početna koncentracija supstance A jednaka je [A]0.

Za potrebe našeg kursa, ovaj zaključak je samo u informativne svrhe, kako bismo vam demonstrirali upotrebu matematičkog aparata za izračunavanje toka hemijske reakcije. Stoga, kompetentan hemičar ne može ne poznavati matematiku. Naučite matematiku!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Grafikon koncentracije reaktanata i produkata u odnosu na vrijeme može se kvalitativno prikazati na sljedeći način (koristeći primjer ireverzibilne reakcije prvog reda)

Faktori koji utiču na brzinu reakcije

1. Priroda reaktanata

Na primjer, brzina reakcije sljedećih supstanci: H2 SO4, CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - sa hidroksidnim jonom će varirati ovisno o jačini H-O veze. Da biste procijenili snagu ove veze, možete koristiti vrijednost relativnog pozitivnog naboja na atomu vodika: što je veći naboj, to će se reakcija lakše odvijati.

2. Temperatura

Životno iskustvo nam govori da brzina reakcije ovisi o temperaturi i da se povećava s povećanjem temperature. Na primjer, proces kiseljenja mlijeka se odvija brže na sobnoj temperaturi, a ne u hladnjaku.

Okrenimo se matematičkom izrazu zakona djelovanja mase.

W =k n m

Kako lijeva strana ovog izraza (brzina reakcije) ovisi o temperaturi, tako i desna strana izraza ovisi o temperaturi. Istovremeno, koncentracija, naravno, ne ovisi o temperaturi: na primjer, mlijeko zadržava sadržaj masti od 2,5% i u hladnjaku i na sobnoj temperaturi. Onda, kako je govorio Šerlok Holms, preostalo rešenje je ono pravo, ma koliko čudno izgledalo: konstanta brzine zavisi od temperature!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Ovisnost konstante brzine reakcije od temperature izražava se pomoću Arrheniusove jednadžbe:

− E a

k = k0 eRT ,

pri čemu

R = 8,314 J mol-1 K-1 - univerzalna plinska konstanta,

E a je energija aktivacije reakcije (vidi dolje), uslovno se smatra nezavisnom od temperature;

k 0 je predeksponencijalni faktor (tj. faktor koji stoji ispred eksponenta e), čija je vrijednost također gotovo nezavisna od temperature i određena je, prije svega, redoslijedom reakcije.

Dakle, vrijednost k0 iznosi približno 1013 s-1 za reakciju prvog reda, a 10 -10 l mol-1 s-1 za reakciju drugog reda,

za reakciju trećeg reda - 10 -33 l2 mol-2 s-1. Ove vrijednosti se ne moraju pamtiti.

Točne vrijednosti k0 za svaku reakciju određuju se eksperimentalno.

Koncept energije aktivacije postaje jasan iz sljedeće slike. U stvari, energija aktivacije je energija koju reagirajuća čestica mora imati da bi se reakcija odigrala.

Štaviše, ako zagrejemo sistem, tada se energija čestica povećava (tačkasti grafikon), dok prelazno stanje (≠) ostaje na istom nivou. Razlika u energiji između prelaznog stanja i reaktanata (energija aktivacije) se smanjuje, a brzina reakcije prema Arrheniusovoj jednačini se povećava.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Pored Arrheniusove jednačine, postoji i van't Hoffova jednačina, koja

karakterizira ovisnost brzine reakcije od temperature pomoću temperaturnog koeficijenta γ:

Temperaturni koeficijent γ pokazuje koliko će se puta povećati brzina hemijske reakcije kada se temperatura promijeni za 10o.

Van't Hoffova jednadžba:

T 2 − T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Tipično, koeficijent γ je u rasponu od 2 do 4. Iz tog razloga, hemičari često koriste aproksimaciju da povećanje temperature od 20o dovodi do povećanja brzine reakcije za red veličine (tj. 10 puta).

Hajde da definišemo osnovni koncept hemijske kinetike - brzinu hemijske reakcije:

Brzina hemijske reakcije je broj elementarnih činova hemijske reakcije koji se dešavaju u jedinici vremena po jedinici zapremine (za homogene reakcije) ili po jedinici površine (za heterogene reakcije).

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

Prva definicija je najrigoroznija; iz toga slijedi da se brzina kemijske reakcije može izraziti i kao promjena u vremenu bilo kojeg parametra stanja sistema, ovisno o broju čestica bilo koje tvari koja reaguje, koja se odnosi na jedinicu zapremine ili površine - električna provodljivost, optička gustina, permitivnost itd. itd. Međutim, najčešće se u hemiji razmatra ovisnost koncentracije reagensa o vremenu. U slučaju jednostranih (ireverzibilnih) hemijskih reakcija (u daljem tekstu se razmatraju samo jednostrane reakcije), očigledno je da se koncentracije polaznih supstanci konstantno smanjuju s vremenom (ΔS ref.< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). Pretpostavlja se da je brzina reakcije pozitivna, pa je matematička definicija prosječna brzina reakcije u vremenskom intervalu Δt zapisuje se na sljedeći način:

(II.1)

U različitim vremenskim intervalima, prosječna brzina kemijske reakcije ima različite vrijednosti; prava (trenutna) brzina reakcije definira se kao derivat koncentracije u odnosu na vrijeme:

(II.2)

Grafički prikaz zavisnosti koncentracije reagensa o vremenu je kinetička kriva (Slika 2.1).

Rice. 2.1 Kinetičke krive za početne materijale (A) i produkte reakcije (B).

Prava brzina reakcije može se odrediti grafički crtanjem tangente na kinetičku krivu (slika 2.2); prava brzina reakcije u datom trenutku jednaka je po apsolutnoj vrijednosti tangenti nagiba tangente:

Rice. 2.2 Grafička definicija V ist.

(II.3)

Treba napomenuti da u slučaju da stehiometrijski koeficijenti u jednačini hemijske reakcije nisu isti, brzina reakcije zavisi od promene koncentracije reagensa koji je određen. Očigledno, u reakciji

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

koncentracije vodonika, kiseonika i vode variraju u različitim stepenima:

ΔC (H 2) = ΔC (H 2 O) = 2 ΔC (O 2).

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature, prirode rastvarača itd.

Jedan od zadataka kemijske kinetike je određivanje sastava reakcijske smjese (tj. koncentracije svih reaktanata) u bilo kojem trenutku, za što je potrebno znati ovisnost brzine reakcije od koncentracija. Općenito, što je veća koncentracija reaktanata, veća je i brzina kemijske reakcije. Osnova hemijske kinetike je tzv. osnovni postulat hemijske kinetike:

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u određenoj meri.

odnosno za reakciju

AA + bB + dD + ... → eE + ...

Može se napisati

(II.4)

Koeficijent proporcionalnosti k je konstanta brzine hemijske reakcije. Konstanta brzine je numerički jednaka brzini reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/L.

Ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata utvrđuje se eksperimentalno i naziva se kinetička jednačina hemijska reakcija. Očigledno je da je za pisanje kinetičke jednadžbe potrebno eksperimentalno odrediti vrijednost konstante brzine i eksponenta pri koncentracijama reaktanata. Eksponent koncentracije svakog od reaktanata u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije (u jednačini (II.4) x, y i z, respektivno) je reakcija privatnog naloga za ovu komponentu. Zbir eksponenata u kinetičkoj jednadžbi za hemijsku reakciju (x + y + z) je opšti redosled reakcija . Treba naglasiti da je red reakcije određen samo iz eksperimentalnih podataka i nije povezan sa stehiometrijskim koeficijentima reaktanata u jednadžbi reakcije. Stehiometrijska jednačina reakcije je jednačina materijalne ravnoteže i ni na koji način ne može odrediti prirodu toka ove reakcije u vremenu.

U hemijskoj kinetici uobičajeno je da se reakcije klasifikuju prema ukupnom redosledu reakcije. Razmotrimo ovisnost koncentracije reaktanata o vremenu za ireverzibilne (jednosmjerne) reakcije nultog, prvog i drugog reda.

Brzina hemijske reakcije podrazumeva se kao promena koncentracije jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena sa konstantnom zapreminom sistema.

Obično se koncentracija izražava u mol/L, a vrijeme u sekundama ili minutama. Ako je, na primjer, početna koncentracija jednog od reaktanata bila 1 mol/l, a nakon 4 s od početka reakcije postala je 0,6 mol/l, tada će prosječna brzina reakcije biti jednaka (1-0,6) /4=0,1 mol/(l*s).

Prosječna brzina reakcije se izračunava po formuli:

Brzina hemijske reakcije zavisi od:

Priroda reaktanata.

Tvari s polarnom vezom u otopinama interaguju brže, to je zbog činjenice da takve tvari u otopinama stvaraju ione koji lako međusobno djeluju.

Supstance sa nepolarnim i niskopolarnim kovalentnim vezama reaguju različitom brzinom, što zavisi od njihove hemijske aktivnosti.

H 2 + F 2 = 2HF (ide veoma brzo sa eksplozijom na sobnoj temperaturi)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (ide polako, čak i kada se zagrije)

Površinske kontaktne vrijednosti reaktanata (za heterogene)

Koncentracije reaktanata

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Temperature

Ovisnost brzine reakcije od temperature određena je van't Hoffovim pravilom:

sa porastom temperature na svakih 10 0 stopa većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

Prisustvo katalizatora

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih reakcija.

Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza.

Pritisak

Sa povećanjem pritiska, brzina reakcije se povećava (za homogene)

Pitanje broj 26. Zakon o masovnoj akciji. Konstantna brzina. Energija aktivacije.

Zakon o masovnoj akciji.

brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji

Konstantna brzina.

koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije, koji izražava zavisnost brzine reakcije od koncentracije

Konstanta brzine ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi, ali ne ovisi o njihovoj koncentraciji.

Energija aktivacije.

energija koja se mora prenijeti na molekule (čestice) reagujućih supstanci da bi se one pretvorile u aktivne

Energija aktivacije ovisi o prirodi reaktanata i promjenama u prisustvu katalizatora.

Povećanje koncentracije povećava ukupan broj molekula, a samim tim i aktivnih čestica.

Pitanje broj 27. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža, konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom početnih materijala u konačne, nazivaju se nepovratnim.

Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.

U jednadžbi reverzibilnih reakcija, dvije strelice koje pokazuju u suprotnim smjerovima nalaze se između lijeve i desne strane. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Ireverzibilne su takve reakcije, tokom kojih:

Rezultirajući proizvodi se talože ili oslobađaju kao plin, na primjer:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formiranje vode:

HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

Reverzibilne reakcije ne dolaze do kraja i završavaju se uspostavljanjem hemijska ravnoteža.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema supstanci koje reaguju u kojem su brzine direktne i reverzne reakcije jednake.

Na stanje hemijske ravnoteže utiču koncentracija reagujućih supstanci, temperatura, a za gasove - pritisak. Kada se jedan od ovih parametara promijeni, hemijska ravnoteža se poremeti.

Konstanta ravnoteže.

Najvažniji parametar koji karakteriše reverzibilnu hemijsku reakciju je konstanta ravnoteže K. Ako za razmatranu reverzibilnu reakciju zapišemo A + D C + D uslov jednakosti brzina napredne i reverzne reakcije u ravnotežnom stanju - k1[A] jednako[B]jednako = k2[C]jednako[ D] jednako, odakle je [C] jednako [D] jednako / [A] jednako [B] jednako = k1/k2 = K, tada se vrijednost K naziva ravnoteža konstanta hemijske reakcije.

Dakle, u ravnoteži, omjer koncentracije produkta reakcije i proizvoda koncentracije reaktanata je konstantan ako je temperatura konstantna (konstante brzine k1 i k2 i, posljedično, konstanta ravnoteže K zavise od temperature, ali ne zavisi od koncentracije reaktanata). Ako u reakciji učestvuje više molekula polaznih supstanci i nastane više molekula proizvoda (ili proizvoda), koncentracije supstanci u izrazu za konstantu ravnoteže podižu se na stepene koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Dakle, za reakciju 3H2 + N2 2NH3, izraz za konstantu ravnoteže je zapisan kao K = 2 jednako / 3 jednako. Opisani metod izvođenja konstante ravnoteže, baziran na brzinama prednjih i reverznih reakcija, ne može se koristiti u opštem slučaju, jer se za složene reakcije zavisnost brzine od koncentracije obično ne izražava jednostavnom jednadžbom ili nije poznata. uopšte. Ipak, u termodinamici je dokazano da je konačna formula za konstantu ravnoteže ispravna.

Za plinovita jedinjenja, umjesto koncentracija, pritisak se može koristiti kada se zapisuje konstanta ravnoteže; Očigledno, numerička vrijednost konstante može se promijeniti u ovom slučaju ako broj plinovitih molekula na desnoj i lijevoj strani jednačine nije isti.

Princip Le Chatelier-a.

Ako se na sistem u ravnoteži stvori bilo kakav vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomiče u smjeru reakcije koja se suprotstavlja ovom utjecaju.

Na hemijsku ravnotežu utiču:

Promjena temperature. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

Promjena pritiska. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče u smjeru smanjenja broja molekula. Kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče u smjeru povećanja broja molekula.

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci po jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora.

Sljedeći faktori utiču na brzinu hemijske reakcije:

• priroda reaktanata;
• koncentracija reaktanata;
• kontaktna površina reaktanata (u heterogenim reakcijama);
• temperatura;
• djelovanje katalizatora.

Teorija aktivnih sudara omogućava objašnjenje uticaja nekih faktora na brzinu hemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju kada se sudare čestice reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reagensa, što su bliže jedna drugoj, veća je vjerovatnoća da će se sudariti i reagirati.
• Samo efektivni sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su "stare veze" uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati "nove". Da bi to učinili, čestice moraju imati dovoljno energije.
• Minimalni višak energije potreban za efikasan sudar čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Aktivnost hemikalija se očituje u niskoj energiji aktivacije reakcija koje uključuju. Što je energija aktivacije manja, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona, energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno.

Utjecaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije se povećava. Da bi ušle u reakciju, dvije kemijske čestice moraju se približiti jedna drugoj, pa brzina reakcije ovisi o broju sudara između njih. Povećanje broja čestica u datom volumenu dovodi do češćih sudara i do povećanja brzine reakcije.

Povećanje pritiska ili smanjenje zapremine koju zauzima smeša će dovesti do povećanja brzine reakcije koja se dešava u gasnoj fazi.

Na osnovu eksperimentalnih podataka 1867. godine norveški naučnici K. Guldberg i P Vaage, a nezavisno od njih 1865. godine, ruski naučnik N.I. Beketov je formulisao osnovni zakon hemijske kinetike, koji utvrđuje zavisnost brzine reakcije od koncentracije reagujućih supstanci -

Zakon masovne akcije (LMA):

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih na stepene jednake njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije. (“glumačka masa” je sinonim za moderni koncept “koncentracije”)

aA +bB =cC +dd, gdje k je konstanta brzine reakcije

ZDM se izvodi samo za elementarne hemijske reakcije koje se odvijaju u jednoj fazi. Ako se reakcija odvija uzastopno kroz nekoliko faza, tada je ukupna brzina cijelog procesa određena njegovim najsporijim dijelom.

Izrazi za stope različitih tipova reakcija

ZDM se odnosi na homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena (reagensi su u različitim agregacijskim stanjima), tada samo tekući ili samo plinoviti reagensi ulaze u MDM jednačinu, a čvrsti su isključeni, utičući samo na konstantu brzine k.

Molekularnost reakcije je minimalni broj molekula uključenih u elementarni hemijski proces. Prema molekularnosti, elementarne hemijske reakcije se dijele na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); trimolekularne reakcije su izuzetno rijetke.

Brzina heterogenih reakcija

• Zavisi od površina kontakta supstanci, tj. o stepenu mljevenja tvari, potpunosti miješanja reagensa.
• Primjer je spaljivanje drva. Cijeli balvan gori relativno sporo na zraku. Ako povećate površinu kontakta drva sa zrakom, cijepajući trupce na strugotine, brzina gorenja će se povećati.
• Piroforno željezo se sipa na list filter papira. Tokom pada, čestice gvožđa postaju vruće i zapaljuju papir.

Utjecaj temperature na brzinu reakcije

U 19. vijeku, holandski naučnik Van't Hoff eksperimentalno je otkrio da kada temperatura poraste za 10 °C, stope mnogih reakcija se povećavaju 2-4 puta.

Van't Hoffovo pravilo

Za svakih 10 ◦ C porasta temperature, brzina reakcije se povećava za faktor 2-4.

Ovdje γ (grčko slovo "gama") - takozvani temperaturni koeficijent ili van't Hoffov koeficijent, uzima vrijednosti od 2 do 4.

Za svaku specifičnu reakciju temperaturni koeficijent se određuje empirijski. Pokazuje tačno koliko se puta povećava brzina date hemijske reakcije (i njena konstanta brzine) sa svakih 10 stepeni povećanja temperature.

Van't Hoffovo pravilo se koristi za aproksimaciju promjene konstante brzine reakcije s povećanjem ili smanjenjem temperature. Precizniji odnos između konstante brzine i temperature uspostavio je švedski hemičar Svante Arrhenius:

Kako više E specifična reakcija, manji(na datoj temperaturi) će biti konstanta brzine k (i brzina) ove reakcije. Povećanje T dovodi do povećanja konstante brzine, što se objašnjava činjenicom da povećanje temperature dovodi do brzog povećanja broja "energetskih" molekula sposobnih da prevladaju aktivacijsku barijeru E a .

Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije

Brzinu reakcije moguće je promijeniti korištenjem posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa manjom energijom aktivacije.

Katalizatori- To su supstance koje učestvuju u hemijskoj reakciji i povećavaju njenu brzinu, ali na kraju reakcije ostaju nepromenjene kvalitativno i kvantitativno.

Inhibitori- Supstance koje usporavaju hemijske reakcije.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza .

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

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

Prosječna brzina reakcije v cf. u vremenskom intervalu od t1 prije t2 određena je relacijom:

gdje Od 1 i Od 2 je molarna koncentracija bilo kojeg sudionika u reakciji u vremenskim točkama t1 i t2 respektivno.

Znak „–“ ispred razlomka odnosi se na koncentraciju polaznih supstanci, Δ With < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔWith > 0.

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

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

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

Pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima.

Za opštu reakciju

a A + b B ... → c C,

prema zakonu masovne akcije v izražava se relacijom

v = K∙s(A) a ∙ c(B) b,

gdje c(A) i c(B) su molarne koncentracije reaktanata A i B;

To je konstanta brzine ove reakcije, jednaka v, ako c(A) a=1 i c(B) b=1, a u zavisnosti od prirode reaktanata, temperature, katalizatora, površine interfejsa za heterogene reakcije.

Izražavanje zavisnosti brzine reakcije od koncentracije naziva se kinetička jednačina.

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

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

C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)

jednačina brzine ima oblik

v \u003d K s (O 2)

Nekoliko riječi o molekularnosti i kinetičkom poretku reakcije.

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

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

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

H 2 + I 2 → 2HI (bimolekularni)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolekularni)

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

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

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

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

gdje i su brzine reakcije, respektivno, na temperaturama t2 i t1 (t2>t1);

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, ovo je broj koji pokazuje koliko se puta povećava brzina kemijske reakcije s povećanjem temperature za 10 0.

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

Jedna od metoda ubrzanja kemijske reakcije je kataliza, koja se provodi uz pomoć tvari (katalizatora).

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

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