Brzina reakcija određuje se promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata:

V \u003d ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DC / Dt)

Gdje su C 1 i C 2 molarne koncentracije tvari u vremenima t 1 i t 2, respektivno (znak (+) - ako je brzina određena produktom reakcije, znak (-) - izvornom tvari).

Reakcije nastaju kada se molekuli reaktanata sudare. Njegova brzina je određena brojem sudara i vjerovatnoćom da će oni dovesti do transformacije. Broj sudara određen je koncentracijama supstanci koje reaguju, a vjerovatnoća reakcije određena je energijom sudarajućih molekula.
Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija.
1. Priroda reaktanata. Karakter igra veliku ulogu hemijske veze i strukturu molekula reaktanta. Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja manje jakih veza i stvaranja tvari sa jačim vezama. Dakle, potrebne su visoke energije da bi se prekinule veze u molekulima H 2 i N 2; takvi molekuli nisu baš reaktivni. Da bi se prekinule veze u visoko polarnim molekulima (HCl, H 2 O), potrebno je manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između jona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.
Primjeri
Fluor reaguje eksplozivno sa vodonikom sobnoj temperaturi, brom reaguje sa vodonikom sporo i kada se zagreje.
Kalcijum oksid snažno reaguje sa vodom, oslobađajući toplotu; bakreni oksid - ne reaguje.

2. Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena), sudari molekula reaktanata se češće javljaju - brzina reakcije se povećava.
Zakon aktivnih masa (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Brzina hemijska reakcija je direktno proporcionalan proizvodu koncentracija reaktanata.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata.
Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz brzine reakcije.

3. Temperatura. Za svakih 10°C porasta temperature, brzina reakcije se povećava za faktor 2-4 (Van't Hoffovo pravilo). Sa povećanjem temperature od t 1 do t 2, promjena brzine reakcije može se izračunati po formuli:

(gdje su Vt 2 i Vt 1 brzine reakcije na temperaturama t 2 i t 1, respektivno; g je temperaturni koeficijent ove reakcije).
Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo samo u uskom temperaturnom rasponu. Tačnija je Arrheniusova jednačina:

• e-Ea/RT

gdje
A je konstanta koja zavisi od prirode reaktanata;
R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je energija aktivacije, tj. energija koju molekuli u sudaru moraju imati da bi sudar doveo do hemijske transformacije.
Energetski dijagram hemijske reakcije.

A - reagensi, B - aktivirani kompleks(prijelazno stanje), C - proizvodi.
Što je energija aktivacije Ea veća, brzina reakcije se više povećava s povećanjem temperature.

4. Kontaktna površina reaktanata. Za heterogene sisteme (kada su supstance u različitim agregatna stanja), što je veća kontaktna površina, reakcija se brže odvija. Površina čvrstih materija se može povećati mlevenjem, a rastvorljivih materija otapanjem.

5. Kataliza. Supstance koje učestvuju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene do kraja reakcije, nazivaju se katalizatori. Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva. At homogena kataliza reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregatnom stanju), sa heterogena kataliza - različite faze(nalaze se u različitim agregatnim stanjima). U nekim slučajevima, tok nepoželjnih hemijskih procesa može se drastično usporiti dodavanjem inhibitora u reakcioni medij (fenomen negativna kataliza").

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 sa različita brzina, 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 masovnim akcijama. 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 se povećava ukupan broj molekule i, shodno tome, aktivne čestice.

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. Opisana metoda izvođenja konstante ravnoteže, zasnovana na brzinama naprijed i nazad reakcije, ne može se koristiti u općem slučaju, jer za složene reakcije ovisnost brzine od koncentracije obično nije izražena. jednostavna jednačina ili uopšte nije poznato. 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.

Neke hemijske reakcije se odvijaju gotovo trenutno (eksplozija smjese kisika i vodika, reakcije ionske izmjene u vodenoj otopini), druge - brzo (sagorijevanje tvari, interakcija cinka s kiselinom), a druge - polako (rđanje željeza, raspadanje organskih ostataka). Tako su spore reakcije poznate da ih čovjek jednostavno ne može primijetiti. Na primjer, transformacija granita u pijesak i glinu odvija se hiljadama godina.

Drugim riječima, hemijske reakcije se mogu odvijati na različite načine brzina.

Ali šta je brza reakcija? Šta je precizna definicija datu vrijednost i, što je najvažnije, njen matematički izraz?

Brzina reakcije je promjena količine tvari u jednoj jedinici vremena u jednoj jedinici volumena. Matematički, ovaj izraz se piše kao:

Gdje n 1 in 2 - količina supstance (mol) u trenutku t 1 i t 2, respektivno, u sistemu zapremine V.

Koji znak plus ili minus (±) će stajati ispred izraza brzine zavisi od toga da li gledamo na promenu količine koje supstance - proizvoda ili reaktanta.

Očigledno je da se u toku reakcije reagensi troše, odnosno njihov broj se smanjuje, stoga za reagense izraz (n 2 - n 1) uvijek ima vrijednost manju od nule. Kako brzina ne može biti negativna vrijednost, u ovom slučaju se ispred izraza mora staviti znak minus.

Ako gledamo promjenu količine proizvoda, a ne reaktanta, tada pred izrazom za izračunavanje brzine nije potreban znak minus, jer je izraz (n 2 - n 1) u ovom slučaju uvijek pozitivan , jer količina proizvoda kao rezultat reakcije može se samo povećati.

Odnos količine supstance n na zapreminu u kojoj se nalazi ta količina supstance, koja se naziva molarna koncentracija With:

Dakle, koristeći koncept molarne koncentracije i njen matematički izraz, možemo napisati drugi način za određivanje brzine reakcije:

Brzina reakcije je promjena molarne koncentracije tvari kao rezultat kemijske reakcije u jednoj jedinici vremena:

Faktori koji utiču na brzinu reakcije

Često je izuzetno važno znati šta određuje brzinu određene reakcije i kako na nju utjecati. Na primjer, industrija prerade nafte u bukvalno otkucaja za svakih dodatnih pola procenta proizvoda po jedinici vremena. Uostalom, s obzirom na ogromnu količinu prerađene nafte, čak pola procenta se ulije u veliki godišnji finansijski profit. U nekim slučajevima izuzetno je važno usporiti bilo kakvu reakciju, posebno koroziju metala.

Dakle, o čemu zavisi brzina reakcije? Zavisi, začudo, o mnogo različitih parametara.

Da bismo razumjeli ovo pitanje, prije svega, zamislimo šta se događa kao rezultat kemijske reakcije, na primjer:

A + B → C + D

Gore napisana jednačina odražava proces u kojem molekuli tvari A i B, sudarajući se jedni s drugima, formiraju molekule tvari C i D.

To jest, nesumnjivo, da bi se reakcija odvijala, neophodan je barem sudar molekula polaznih tvari. Očigledno, ako povećamo broj molekula po jedinici zapremine, broj sudara će se povećati na isti način kao što će se povećati učestalost vaših sudara sa putnicima u prepunom autobusu u poređenju sa polupraznim.

Drugim riječima, brzina reakcije raste sa povećanjem koncentracije reaktanata.

U slučaju kada su jedan ili više reaktanata plinovi, brzina reakcije raste s povećanjem tlaka, budući da je tlak plina uvijek direktno proporcionalan koncentraciji njegovih sastavnih molekula.

Međutim, sudar čestica je neophodan, ali ne i dovoljan uslov za nastavak reakcije. Činjenica je da je, prema proračunima, broj sudara molekula reagujućih supstanci u njihovoj razumnoj koncentraciji toliko velik da se sve reakcije moraju odvijati u trenu. Međutim, to se u praksi ne dešava. Sta je bilo?

Činjenica je da svaki sudar molekula reaktanata neće nužno biti efikasan. Mnogi sudari su elastični - molekuli se odbijaju jedni od drugih poput loptica. Da bi se reakcija odvijala, molekuli moraju imati dovoljnu kinetičku energiju. Minimalna energija koju molekuli reaktanata moraju imati da bi se reakcija odigrala naziva se energija aktivacije i označava se kao E a. U sistemu koji se sastoji od veliki broj molekula, postoji raspodjela molekula po energiji, neki od njih imaju nisku energiju, neki su visoke i srednje. Od svih ovih molekula, samo mali dio molekula ima energiju veću od energije aktivacije.

Kao što je poznato iz kursa fizike, temperatura je zapravo mjera kinetičke energije čestica koje čine supstancu. Odnosno, što se brže kreću čestice koje čine tvar, to je njena temperatura viša. Dakle, očito, povećanjem temperature mi zapravo rastemo kinetička energija molekula, zbog čega se povećava udio molekula čija energija prelazi E a, a njihov sudar će dovesti do kemijske reakcije.

Činjenica pozitivan uticaj temperaturu na brzinu reakcije u 19. veku empirijski je utvrdio holandski hemičar Van't Hof. Na osnovu svog istraživanja formulisao je pravilo koje i danas nosi njegovo ime, a zvuči ovako:

Brzina bilo koje kemijske reakcije povećava se 2-4 puta s povećanjem temperature za 10 stupnjeva.

Matematički prikaz ovo pravilo napisano kao:

gdje V 2 i V 1 je brzina na temperaturi t 2 i t 1, respektivno, a γ je temperaturni koeficijent reakcije, čija vrijednost najčešće leži u rasponu od 2 do 4.

Često se brzina mnogih reakcija može povećati upotrebom katalizatori.

Katalizatori su tvari koje ubrzavaju reakciju bez trošenja.

Ali kako katalizatori uspijevaju povećati brzinu reakcije?

Prisjetimo se energije aktivacije E a . Molekuli s energijama manjim od energije aktivacije ne mogu međusobno komunicirati u odsustvu katalizatora. Katalizatori mijenjaju putanju po kojoj se reakcija odvija, slično kao što će iskusni vodič prokrčiti rutu ekspedicije ne direktno kroz planinu, već uz pomoć obilaznih staza, zbog čega čak i oni sateliti koji nisu imali dovoljno energija za penjanje na planinu moći će premjestiti na drugu njenu stranu.

Uprkos činjenici da se katalizator ne troši tokom reakcije, on ipak aktivno učestvuje u njoj, formirajući međuspojeve sa reagensima, ali se do kraja reakcije vraća u prvobitno stanje.

Osim gore navedenih faktora koji utječu na brzinu reakcije, ako postoji međusklop između reagujućih supstanci (heterogena reakcija), brzina reakcije ovisit će i o kontaktnoj površini reaktanata. Na primjer, zamislite granulu metalnog aluminija koja je bačena u epruvetu koja sadrži vodeni rastvor hlorovodonične kiseline. Aluminij je aktivan metal koji može reagirati s neoksidirajućim kiselinama. With hlorovodonične kiseline jednačina reakcije izgleda ovako:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminij je čvrsta supstanca, što znači da reagira samo sa hlorovodoničnom kiselinom na svojoj površini. Očigledno, ako povećamo površinu tako što prvo umotamo aluminijsku granulu u foliju, time osiguravamo velika količina atomi aluminija dostupni za reakciju s kiselinom. Kao rezultat toga, brzina reakcije će se povećati. Slično, povećanje površine čvrste tvari može se postići mljevenjem u prah.

Također, miješanje često pozitivno utječe na brzinu heterogene reakcije, u kojoj čvrsta tvar reagira s plinovitom ili tekućinom, što je zbog činjenice da se kao rezultat miješanja nagomilani molekuli produkta reakcije uklanjaju iz reakciona zona i novi dio molekula reagensa se „podiže“.

Posljednja stvar koju treba primijetiti je također ogroman utjecaj na brzinu reakcije i prirodu reagensa. Na primjer, što je alkalni metal niži u periodnom sistemu, to brže reagira s vodom, fluor među svim halogenima najbrže reagira s plinovitom vodonikom, itd.

Ukratko, brzina reakcije ovisi o sljedećim faktorima:

1) koncentracija reagensa: što je veća, to je veća brzina reakcije

2) temperatura: sa povećanjem temperature, brzina bilo koje reakcije se povećava

3) kontaktna površina reaktanata: nego više površine kontakta reagensa, to je veća brzina reakcije

4) miješanje, ako se reakcija odvija između čvrste tvari i tekućine ili plina, miješanje je može ubrzati.

Prilikom definisanja koncepta brzina hemijske reakcije potrebno je razlikovati homogene i heterogene reakcije. Ako se reakcija odvija u homogenom sistemu, na primjer, u otopini ili u mješavini plinova, tada se odvija u cijeloj zapremini sistema. Brzina homogene reakcije naziva se količina supstance koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena u jedinici zapremine sistema. Budući da je odnos broja molova supstance i zapremine u kojoj je raspoređena molarna koncentracija supstance, brzina homogene reakcije se takođe može definisati kao promjena koncentracije u jedinici vremena bilo koje od tvari: početnog reagensa ili produkta reakcije. Kako bi se osiguralo da je rezultat izračuna uvijek pozitivan, bez obzira na to da li ga proizvodi reagens ili proizvod, u formuli se koristi znak "±":

U zavisnosti od prirode reakcije, vreme se može izraziti ne samo u sekundama, kako zahteva SI sistem, već i u minutama ili satima. Tokom reakcije, vrijednost njegove brzine nije konstantna, već se kontinuirano mijenja: smanjuje se, jer se smanjuju koncentracije polaznih tvari. Gornji proračun daje prosječnu vrijednost brzine reakcije u određenom vremenskom intervalu Δτ = τ 2 – τ 1 . Prava (trenutna) brzina je definirana kao granica do koje je omjer Δ With/ Δτ pri Δτ → 0, tj. prava brzina je jednaka vremenskom izvodu koncentracije.

Za reakciju čija jednadžba sadrži stehiometrijske koeficijente koji se razlikuju od jedinice, vrijednosti brzine izražene za različite tvari nisu iste. Na primjer, za reakciju A + 3B \u003d D + 2E, potrošnja supstance A je jedan mol, supstanca B je tri mola, dolazak supstance E je dva mola. Dakle υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) ili υ (E) . = ⅔ υ (AT) .

Ako se reakcija odvija između supstanci koje se nalaze u različitim fazama heterogenog sistema, onda se može odvijati samo na granici ovih faza. Na primjer, interakcija otopine kiseline i komada metala događa se samo na površini metala. Brzina heterogene reakcije naziva se količina tvari koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici međufaza:

.

Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije reaktanata izražava se zakonom djelovanja mase: pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu molarne koncentracije reaktanata podignutih na stepen, jednaka koeficijentima sa formulama ovih supstanci u jednadžbi reakcije. Zatim za reakciju

2A + B → proizvodi

odnos υ ~ · With A 2 With B, a za prelazak na jednakost uvodi se koeficijent proporcionalnosti k, zvao konstanta brzine reakcije:

υ = k· With A 2 With B = k[A] 2 [V]

(molarne koncentracije u formulama mogu se označiti slovom With sa odgovarajućim indeksom i formulom supstance u uglastim zagradama). Fizičko značenje konstante brzine reakcije je brzina reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/l. Dimenzija konstante brzine reakcije zavisi od broja faktora na desnoj strani jednačine i može biti od -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), itd., odnosno tako da se u svakom slučaju u proračunima brzina reakcije izražava u mol l –1 s –1.

Za heterogene reakcije, jednadžba zakona djelovanja mase uključuje koncentracije samo onih tvari koje su u plinovitoj fazi ili u otopini. Koncentracija tvari u čvrstoj fazi je konstantna vrijednost i uključena je u konstantu brzine, na primjer, za proces sagorijevanja uglja C + O 2 = CO 2, zapisuje se zakon djelovanja mase:

υ = kI const = k·,

gdje k= kI konst.

U sistemima u kojima su jedna ili više supstanci gasovi, brzina reakcije takođe zavisi od pritiska. Na primjer, kada vodik interagira s jodnom parom H 2 + I 2 = 2HI, brzina kemijske reakcije bit će određena izrazom:

υ = k··.

Ako se tlak poveća, na primjer, 3 puta, tada će se zapremina koju zauzima sistem smanjiti za istu količinu, a samim tim i koncentracija svake od reagujućih supstanci će se povećati za isti iznos. Brzina reakcije u ovom slučaju će se povećati za 9 puta

Temperaturna zavisnost brzine reakcije opisuje van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 stepeni povećanja temperature, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta. To znači da kako temperatura raste u aritmetička progresija brzina hemijske reakcije raste sa geometrijska progresija. Osnova u formuli progresije je temperaturni koeficijent brzine reakcijeγ, koji pokazuje koliko se puta povećava brzina date reakcije (ili, što je isto, konstanta brzine) sa povećanjem temperature za 10 stepeni. Matematički, van't Hoffovo pravilo se izražava formulama:

ili

gdje i su brzine reakcije, respektivno, na početnoj t 1 i konačno t 2 temperature. Van't Hoffovo pravilo se također može izraziti na sljedeći način:

; ; ; ,

gdje i su, respektivno, brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi t; i iste su vrijednosti na temperaturi t +10n; n je broj intervala od "deset stepeni" ( n =(t 2 –t 1)/10) za koji se temperatura promijenila (može biti cijeli ili razlomak, pozitivan ili negativan).

Primjeri rješavanja problema

Primjer 1 Kako će se promijeniti brzina reakcije 2SO + O 2 = 2SO 2 koja se odvija u zatvorenoj posudi ako se pritisak udvostruči?

Odluka:

Brzina navedene hemijske reakcije određena je izrazom:

υ start = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Povećanje pritiska dovodi do povećanja koncentracije oba reagensa za faktor 2. Imajući to na umu, prepisujemo izraz za zakon masovnog djelovanja:

υ 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ rano

odgovor: Brzina reakcije će se povećati za 8 puta.

Primjer 2 Izračunajte koliko će se puta brzina reakcije povećati ako se temperatura sistema podigne sa 20 °C na 100 °C, uz pretpostavku da je vrijednost temperaturnog koeficijenta brzine reakcije 3.

Odluka:

Omjer brzina reakcije na dvije različite temperature povezan je s temperaturnim koeficijentom i promjenom temperature po formuli:

Obračun:

odgovor: Brzina reakcije će se povećati za 6561 puta.

Primjer 3 Proučavanjem homogene reakcije A + 2B = 3D utvrđeno je da se u roku od 8 minuta nakon reakcije količina supstance A u reaktoru smanjila sa 5,6 mola na 4,4 mola. Zapremina reakcione mase bila je 56 litara. Izračunati prosječna brzina hemijsku reakciju za ispitivani vremenski period za supstance A, B i D.

Odluka:

Koristimo formulu u skladu s definicijom koncepta "prosječne brzine kemijske reakcije" i zamjenu numeričke vrijednosti, dobijanje prosječne brzine za reagens A:

Iz jednačine reakcije proizlazi da je, u poređenju sa brzinom gubitka supstance A, brzina gubitka supstance B dvostruko veća, a brzina povećanja količine proizvoda D tri puta veća. dakle:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

i onda υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2,68 10 -3 = 6, 36 10 -3 mol l -1 min -1;

υ (D)=3 υ (A) = 3 2,68 10 -3 = 8,04 10 -3 mol l -1 min -1

Odgovor: u(A) = 2,68 10 -3 mol l -1 min -1; υ (B) = 6,36 10–3 mol l–1 min–1; υ (D) = 8,04 10–3 mol l–1 min–1.

Primjer 4 Da bi se odredila konstanta brzine homogene reakcije A + 2B → produkti, obavljena su dva eksperimenta pri različitim koncentracijama supstance B i izmjerena je brzina reakcije.

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

Kod homogenih reakcija reakcioni prostor se odnosi na zapreminu reakcione posude, dok se kod heterogenih reakcija odnosi na površinu na kojoj se reakcija odvija. Koncentracija reaktanata se obično izražava u mol/l - broju molova supstance u 1 litri rastvora.

Brzina kemijske reakcije ovisi o prirodi reaktanata, koncentraciji, temperaturi, tlaku, kontaktnoj površini tvari i njenoj prirodi, prisutnosti katalizatora.

Povećanje koncentracije tvari koje ulaze u kemijsku interakciju dovodi do povećanja brzine kemijske reakcije. To je zato što se sve hemijske reakcije odvijaju između određenog broja reagujućih čestica (atoma, molekula, jona). Što je više ovih čestica u zapremini reakcionog prostora, to se češće sudaraju i dolazi do hemijske interakcije. Hemijska reakcija može se odvijati kroz jedan ili više elementarnih činova (sudar). Na osnovu jednadžbe reakcije moguće je napisati izraz za ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata. Ako samo jedan molekul učestvuje u elementarnom činu (tokom reakcije razgradnje), zavisnost će izgledati ovako:

v= k*[A]

Ovo je jednadžba za monomolekularnu reakciju. Kada dva različita molekula interaguju u elementarnom činu, zavisnost ima oblik:

v= k*[A]*[B]

Reakcija se naziva bimolekularna. U slučaju sudara tri molekula vrijedi izraz:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reakcija se naziva trimolekularna. Oznake koeficijenata:

v — brzina reakcije;

[A], [B], [C] su koncentracije reaktanata;

k je koeficijent proporcionalnosti; naziva se konstantom brzine reakcije.

Ako su koncentracije reaktanata jednake jedan (1 mol/l) ili je njihov proizvod jednak jedan, tada v= k.. Konstanta brzine zavisi od prirode reaktanata i temperature. Ovisnost brzine jednostavnih reakcija (tj. reakcija koje se odvijaju kroz jedan elementarni čin) od koncentracije opisuje se zakonom djelovanja mase: brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Na primjer, analizirajmo reakciju 2NO + O 2 = 2NO 2.

U njoj v= k* 2 *

U slučaju kada jednadžba kemijske reakcije ne odgovara elementarnom činu interakcije, već odražava samo odnos između mase izreagovane i formirane tvari, tada stupnjevi koncentracija neće biti jednaki koeficijentima ispred formule odgovarajućih supstanci u jednadžbi reakcije. Za reakciju koja se odvija u nekoliko faza, brzina reakcije je određena brzinom najsporije (ograničavajuće) faze.

Ova ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata vrijedi za plinove i reakcije koje se odvijaju u otopini. Reakcije koje uključuju čvrsta tijela ne poštuju zakon djelovanja mase, budući da se interakcija molekula događa samo na granici. Posljedično, brzina heterogene reakcije također ovisi o veličini i prirodi kontaktne površine faza koje reaguju. Što je veća površina, reakcija će se odvijati brže.

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije određen je van't Hoffovim pravilom: sa porastom temperature na svakih 10 ° C, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta. Matematički, ovo pravilo se prenosi sljedećom jednadžbom:

v t2= v t1*g(t2-t1)/10

gdje v t1 i v t2 — brzine reakcije na temperaturama t2 i t1; g - temperaturni koeficijent reakcije - broj koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s porastom temperature za svakih 10 ° C. Ovako značajna zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature objašnjava se činjenicom da se stvaranje novih supstanci ne dešava pri svakom sudaru reagujućih molekula. Interaguju samo oni molekuli (aktivni molekuli) koji imaju dovoljno energije da razbiju veze u originalnim česticama. Stoga svaku reakciju karakterizira energetska barijera. Da bi ga savladao, potreban je molekul energija aktivacije - neki višak energije koji molekul mora imati da bi njegov sudar s drugim molekulom doveo do stvaranja nove tvari. Sa povećanjem temperature, broj aktivnih molekula se brzo povećava, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije prema van't Hoffovom pravilu. Energija aktivacije za svaku specifičnu reakciju ovisi o prirodi reaktanata.

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 hemijske supstance manifestuje se u niskoj energiji aktivacije reakcija sa njihovim učešćem. 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 katalizatora

Jedan od mnogih efektivna sredstva uticaj na brzinu hemijskih reakcija - upotreba katalizatora. To katalizatori - To su tvari koje mijenjaju brzinu reakcije, a do kraja procesa ostaju nepromijenjene u sastavu i masi. Drugim riječima, u trenutku same reakcije katalizator aktivno učestvuje u kemijskom procesu, ali do kraja reakcije reaktanti mijenjaju svoj hemijski sastav, pretvarajući se u proizvode, a katalizator se oslobađa u svom izvornom obliku. Obično je uloga katalizatora povećanje brzine reakcije, iako neki katalizatori ne ubrzavaju, već usporavaju proces. Fenomen ubrzanja hemijskih reakcija usled prisustva katalizatora naziva se kataliza, i usporavanja inhibicija.

Neke tvari nemaju katalitičko djelovanje, ali njihovi aditivi naglo povećavaju katalitičku sposobnost katalizatora. Takve supstance se nazivaju promoteri. Druge tvari (katalitički otrovi) smanjuju ili čak potpuno blokiraju djelovanje katalizatora, ovaj proces se naziva trovanje katalizatorom.

Postoje dvije vrste katalize: homogena i heterogena. At homogena kataliza reaktanti, proizvodi i katalizator čine jednu fazu (gas ili tekućinu). U ovom slučaju ne postoji interfejs između katalizatora i reaktanata.

Posebnost heterogena kataliza da li su katalizatori (obično čvrste materije) su u drugom faznom stanju od reaktanata i produkta reakcije. Reakcija se obično razvija na površini čvrste tvari.

U homogenoj katalizi, međuprodukti nastaju između katalizatora i reaktanta kao rezultat reakcije sa nižom energijom aktivacije. Kod heterogene katalize, povećanje brzine se objašnjava adsorpcijom reaktanata na površini katalizatora. Kao rezultat toga, njihova koncentracija raste i brzina reakcije se povećava.

Poseban slučaj katalize je autokataliza. Njegovo značenje leži u činjenici da se hemijski proces ubrzava jednim od produkta reakcije.