Reakcja szybkościowa określa się poprzez zmianę stężenia molowego jednego z reagentów:

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

Gdzie C 1 i C 2 to stężenia molowe substancji odpowiednio w czasach t 1 i t 2 (znak (+) - jeśli szybkość jest określona przez produkt reakcji, znak (-) - przez substancję wyjściową).

Reakcje zachodzą, gdy zderzają się cząsteczki reagujących substancji. Jego prędkość zależy od liczby zderzeń i prawdopodobieństwa, że ​​doprowadzą one do transformacji. O liczbie zderzeń decyduje stężenie reagujących substancji, a o prawdopodobieństwie reakcji decyduje energia zderzających się cząsteczek.
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych.
1. Charakter substancji reagujących. Charakter odgrywa dużą rolę wiązania chemiczne oraz strukturę cząsteczek odczynnika. Reakcje przebiegają w kierunku zniszczenia słabszych wiązań i powstania substancji z silniejszymi wiązaniami. Zatem zerwanie wiązań w cząsteczkach H2 i N2 wymaga wysokich energii; takie cząsteczki są lekko reaktywne. Rozerwanie wiązań w cząsteczkach silnie polarnych (HCl, H 2 O) wymaga mniej energii, a szybkość reakcji jest znacznie większa. Reakcje pomiędzy jonami w roztworach elektrolitów zachodzą niemal natychmiast.
Przykłady
Fluor reaguje wybuchowo z wodorem w temp temperatura pokojowa brom reaguje z wodorem powoli i po podgrzaniu.
Tlenek wapnia reaguje energicznie z wodą, wydzielając ciepło; tlenek miedzi - nie reaguje.

2. Koncentracja. Wraz ze wzrostem stężenia (liczba cząstek na jednostkę objętości) coraz częściej dochodzi do zderzeń cząsteczek reagujących substancji - wzrasta szybkość reakcji.
Prawo działania masowego (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Prędkość Reakcja chemiczna jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Stała szybkości reakcji k zależy od rodzaju reagentów, temperatury i katalizatora, ale nie zależy od stężeń reagentów.
Fizyczne znaczenie stałej szybkości jest takie, że jest ona równa szybkości reakcji przy jednostkowych stężeniach reagentów.
W przypadku reakcji heterogenicznych stężenie fazy stałej nie jest uwzględniane w wyrażeniu szybkości reakcji.

3. Temperatura. Na każde 10°C wzrostu temperatury szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy (reguła van't Hoffa). Wraz ze wzrostem temperatury od t 1 do t 2 zmianę szybkości reakcji można obliczyć ze wzoru:

(gdzie Vt 2 i Vt 1 to szybkości reakcji odpowiednio w temperaturach t 2 i t 1; g to współczynnik temperaturowy tej reakcji).
Reguła Van't Hoffa ma zastosowanie tylko w wąskim zakresie temperatur. Dokładniejsze jest równanie Arrheniusa:

• e-Ea/RT

Gdzie
A jest stałą zależną od charakteru reagentów;
R jest uniwersalną stałą gazową;

Ea jest energią aktywacji, tj. energia, jaką muszą posiadać zderzające się cząsteczki, aby zderzenie doprowadziło do przemiany chemicznej.
Wykres energetyczny reakcji chemicznej.

A - odczynniki, B - aktywowany kompleks(stan przejściowy), C - produkty.
Im wyższa energia aktywacji Ea, tym bardziej szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

4. Powierzchnia kontaktu substancji reagujących. W przypadku systemów heterogenicznych (kiedy substancje znajdują się w różnych stany skupienia), im większa powierzchnia styku, tym szybciej zachodzi reakcja. Powierzchnię ciał stałych można zwiększyć poprzez ich rozdrobnienie, a w przypadku substancji rozpuszczalnych poprzez ich rozpuszczenie.

5. Kataliza. Substancje biorące udział w reakcjach i zwiększające ich prędkość, pozostając niezmienione po zakończeniu reakcji, nazywane są katalizatorami. Mechanizm działania katalizatorów związany jest ze spadkiem energii aktywacji reakcji na skutek tworzenia się związków pośrednich. Na kataliza jednorodna odczynniki i katalizator stanowią jedną fazę (są w tym samym stanie skupienia), przy czym kataliza heterogeniczna - różne fazy(są w różnych stanach agregacji). W niektórych przypadkach występowanie niepożądanych procesów chemicznych można gwałtownie spowolnić poprzez dodanie inhibitorów do środowiska reakcji (zjawisko „ kataliza ujemna").

Szybkość reakcji chemicznej rozumiana jest jako zmiana stężenia jednej z reagujących substancji w jednostce czasu przy stałej objętości układu.

Zazwyczaj stężenie wyraża się w mol/l, a czas w sekundach lub minutach. Jeżeli np. początkowe stężenie jednego z reagentów wynosiło 1 mol/l, a po 4 s od rozpoczęcia reakcji wynosiło 0,6 mol/l, to średnia szybkość reakcji wyniesie (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).

Średnią szybkość reakcji oblicza się ze wzoru:

Szybkość reakcji chemicznej zależy od:

Charakter substancji reagujących.

Substancje z wiązaniem polarnym w roztworach oddziałują szybciej, co tłumaczy się tym, że takie substancje tworzą w roztworach jony, które łatwo oddziałują ze sobą.

Reagują z substancjami posiadającymi niepolarne i niskopolarne wiązania kowalencyjne przy różnych prędkościach, zależy to od ich aktywności chemicznej.

H 2 + F 2 = 2HF (ustępuje bardzo szybko wraz z eksplozją w temperaturze pokojowej)

H 2 + Br 2 = 2HBr (uchodzi powoli, nawet po podgrzaniu)

Wartości kontaktu powierzchniowego substancji reagujących (dla substancji niejednorodnych)

Stężenia reagentów

Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężenia reagentów podniesionego do potęgi ich współczynników stechiometrycznych.

Temperatury

Zależność szybkości reakcji od temperatury określa reguła Van't Hoffa:

wraz ze wzrostem temperatury na każde 10 0 szybkość większości reakcji wzrasta 2-4 razy.

Obecność katalizatora

Katalizatory to substancje zmieniające szybkość reakcji chemicznych.

Zjawisko zmiany szybkości reakcji w obecności katalizatora nazywa się kataliza.

Ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia wzrasta szybkość reakcji (w przypadku jednorodności)

Pytanie nr 26. Prawo akcji masowej. Stawka stała. Energia aktywacji.

Prawo akcji masowej.

szybkość, z jaką substancje reagują ze sobą, zależy od ich stężenia

Stawka stała.

współczynnik proporcjonalności w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej, wyrażający zależność szybkości reakcji od stężenia

Stała szybkości zależy od rodzaju reagentów i temperatury, ale nie zależy od ich stężeń.

Energia aktywacji.

energia, jaką należy przekazać cząsteczkom (cząstkom) reagujących substancji, aby zamienić je w substancje aktywne

Energia aktywacji zależy od charakteru reagentów i zmian w obecności katalizatora.

Zwiększanie koncentracji zwiększa Łączna cząsteczki i odpowiednio cząstki aktywne.

Pytanie nr 27. Reakcje odwracalne i nieodwracalne. Równowaga chemiczna, stała równowagi. Zasada Le Chateliera.

Reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i kończą się całkowitą przemianą substancji wyjściowych w końcowe, nazywane są nieodwracalnymi.

Reakcje odwracalne to takie, które zachodzą jednocześnie w dwóch wzajemnie przeciwnych kierunkach.

W równaniach reakcji odwracalnych dwie strzałki skierowane w przeciwne strony są umieszczone pomiędzy lewą i prawą stroną. Przykładem takiej reakcji jest synteza amoniaku z wodoru i azotu:

3H2 + N2 = 2NH3

Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:

Powstałe produkty wytrącają się lub są uwalniane w postaci gazu, na przykład:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

Tworzenie się wody:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Odwracalne reakcje nie osiągają końca i kończą się wraz z zawiązaniem równowaga chemiczna.

Równowaga chemiczna to stan układu reagujących substancji, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Na stan równowagi chemicznej wpływa stężenie reagujących substancji, temperatura, a w przypadku gazów – ciśnienie. Kiedy zmienia się jeden z tych parametrów, równowaga chemiczna zostaje zakłócona.

Stała równowagi.

Najważniejszym parametrem charakteryzującym odwracalną reakcję chemiczną jest stała równowagi K. Jeśli dla rozpatrywanej reakcji odwracalnej zapiszemy warunek równości szybkości reakcji do przodu i do tyłu w stanie równowagi - k1[ A]równy[B]równy = k2[C]równy[ D]równy, skąd [C]równy[D]równy/[A]równy[B]równy = k1/k2 = K, to wartość K nazywa się stała równowagi reakcji chemicznej.

Zatem w równowadze stosunek stężenia produktów reakcji do produktu stężenia reagentów jest stały, jeśli temperatura jest stała (stałe szybkości k1 i k2, a zatem stała równowagi K zależą od temperatury, ale nie zależy od stężenia reagentów). Jeżeli w reakcji bierze udział kilka cząsteczek substancji wyjściowych i powstaje kilka cząsteczek produktu (lub produktów), stężenia substancji w wyrażeniu na stałą równowagi podnosi się do potęg odpowiadających ich współczynnikom stechiometrycznym. Zatem dla reakcji 3H2 + N2 2NH3 wyrażenie na stałą równowagi zapisuje się jako K = 2 równe/3 równe. Opisanej metody wyznaczania stałej równowagi na podstawie szybkości reakcji do przodu i do tyłu nie można zastosować w ogólnym przypadku, ponieważ w przypadku reakcji złożonych zależność szybkości od stężenia zwykle nie jest wyrażana proste równanie lub zupełnie nieznane. Jednakże w termodynamice udowodniono, że ostateczny wzór na stałą równowagi jest poprawny.

W przypadku związków gazowych podczas zapisywania stałej równowagi zamiast stężeń można zastosować ciśnienie; Oczywiście wartość liczbowa stałej może się zmienić, jeśli liczba cząsteczek gazu po prawej i lewej stronie równania nie będzie taka sama.

Pincipa Le Chateliera.

Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie zastosowany jakikolwiek wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która przeciwdziała temu wpływowi.

Na równowagę chemiczną wpływają:

Zmiana temperatury. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej. Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Zmiana ciśnienia. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby cząsteczek. Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby cząsteczek.

Niektóre reakcje chemiczne zachodzą niemal natychmiast (eksplozja mieszaniny tlenu i wodoru, reakcje wymiany jonowej w roztworze wodnym), inne szybko (spalanie substancji, oddziaływanie cynku z kwasem), a inne powoli (rdzewienie żelaza, gnicie pozostałości organicznych ). Wiadomo, że reakcje są tak powolne, że człowiek po prostu ich nie zauważa. Na przykład przemiana granitu w piasek i glinę następuje na przestrzeni tysięcy lat.

Innymi słowy, reakcje chemiczne mogą zachodzić z różnymi prędkość.

Ale co to jest reakcja szybkościowa? Jakie to jest precyzyjna definicja danej wielkości i, co najważniejsze, jej matematyczne wyrażenie?

Szybkość reakcji to zmiana ilości substancji na jednostkę czasu w jednej jednostce objętości. Matematycznie wyrażenie to zapisuje się jako:

Gdzie N 1 IN 2 – ilość substancji (mol) odpowiednio w czasie t 1 i t 2 w układzie objętości V.

To, który znak plus lub minus (±) pojawi się przed wyrażeniem prędkości, zależy od tego, czy mamy na myśli zmianę ilości substancji – produktu czy reagenta.

Oczywiście podczas reakcji odczynniki są zużywane, to znaczy ich ilość maleje, dlatego dla odczynników wyrażenie (n 2 - n 1) zawsze ma wartość mniejszą od zera. Ponieważ prędkość nie może być wartością ujemną, w tym przypadku przed wyrażeniem należy umieścić znak minus.

Jeśli spojrzymy na zmianę ilości produktu, a nie reagenta, wówczas znak minus nie jest wymagany przed wyrażeniem do obliczenia prędkości, ponieważ wyrażenie (n 2 - n 1) w tym przypadku jest zawsze dodatnie, ponieważ ilość produktu w wyniku reakcji może tylko wzrosnąć.

Stosunek ilości substancji N do objętości, w której znajduje się ta ilość substancji, nazywa się stężeniem molowym Z:

Zatem korzystając z pojęcia stężenia molowego i jego matematycznego wyrażenia, możemy napisać inną opcję określania szybkości reakcji:

Szybkość reakcji to zmiana stężenia molowego substancji w wyniku reakcji chemicznej w jednej jednostce czasu:

Czynniki wpływające na szybkość reakcji

Często niezwykle ważne jest, aby wiedzieć, co decyduje o szybkości danej reakcji i jak na nią wpływać. Na przykład przemysł rafinacji ropy naftowej w dosłownie uderzeń na każde dodatkowe pół procenta produktu w jednostce czasu. Przecież przy ogromnej ilości przerabianej ropy nawet pół procenta to duży roczny zysk finansowy. W niektórych przypadkach niezwykle ważne jest spowolnienie niektórych reakcji, w szczególności korozji metali.

Od czego więc zależy szybkość reakcji? Zależy to, co dziwne, od wielu różnych parametrów.

Aby zrozumieć to zagadnienie, najpierw wyobraźmy sobie, co dzieje się w wyniku reakcji chemicznej, na przykład:

A + B → C + D

Zapisane powyżej równanie odzwierciedla proces, w którym cząsteczki substancji A i B zderzając się ze sobą, tworzą cząsteczki substancji C i D.

Oznacza to niewątpliwie, że aby reakcja mogła zajść konieczne jest przynajmniej zderzenie cząsteczek substancji wyjściowych. Oczywiście, jeśli zwiększymy liczbę cząsteczek na jednostkę objętości, liczba zderzeń wzrośnie w taki sam sposób, w jaki wzrośnie częstotliwość Twoich kolizji z pasażerami w zatłoczonym autobusie w porównaniu do w połowie pustego.

Innymi słowy, szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem stężenia reagentów.

W przypadku, gdy jeden lub więcej reagentów jest gazami, szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, ponieważ ciśnienie gazu jest zawsze wprost proporcjonalne do stężenia cząsteczek wchodzących w jego skład.

Jednakże zderzenie cząstek jest warunkiem koniecznym, ale wcale nie wystarczającym, aby reakcja zaszła. Faktem jest, że według obliczeń liczba zderzeń cząsteczek reagujących substancji w ich rozsądnym stężeniu jest tak duża, że ​​wszystkie reakcje muszą zachodzić w jednej chwili. Jednak w praktyce tak się nie dzieje. O co chodzi?

Faktem jest, że nie każde zderzenie cząsteczek reagentów będzie koniecznie skuteczne. Wiele zderzeń ma charakter elastyczny – cząsteczki odbijają się od siebie jak piłki. Aby reakcja mogła zajść, cząsteczki muszą posiadać wystarczającą energię kinetyczną. Minimalna energia, jaką muszą posiadać cząsteczki reagujących substancji, aby reakcja mogła zajść, nazywana jest energią aktywacji i oznaczana jako E a. W systemie składającym się z duża ilość cząsteczki, istnieje rozkład cząsteczek według energii, niektóre z nich mają niską energię, inne mają wysoką i średnią energię. Ze wszystkich tych cząsteczek tylko niewielka część cząsteczek ma energię przekraczającą energię aktywacji.

Jak wiadomo z kursu fizyki, temperatura jest w rzeczywistości miarą energii kinetycznej cząstek tworzących substancję. Oznacza to, że im szybciej poruszają się cząstki tworzące substancję, tym wyższa jest jej temperatura. Zatem, oczywiście, zwiększając temperaturę, zasadniczo wzrastamy energia kinetyczna cząsteczek, w wyniku czego wzrasta udział cząsteczek o energii przekraczającej Ea, a ich zderzenie doprowadzi do reakcji chemicznej.

Fakt pozytywny wpływ Temperatura wpływająca na szybkość reakcji została empirycznie ustalona przez holenderskiego chemika Van't Hoffa w XIX wieku. Na podstawie swoich badań sformułował zasadę, która do dziś nosi jego imię i brzmi następująco:

Szybkość dowolnej reakcji chemicznej wzrasta 2-4 razy wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni.

Pokaz matematyczny tej zasady napisane jako:

Gdzie V 2 I V 1 jest prędkością odpowiednio w temperaturach t 2 i t 1, a γ jest współczynnikiem temperaturowym reakcji, którego wartość najczęściej mieści się w zakresie od 2 do 4.

Często szybkość wielu reakcji można zwiększyć za pomocą katalizatory.

Katalizatory to substancje, które przyspieszają przebieg reakcji, nie ulegając zużyciu.

Ale w jaki sposób katalizatory zwiększają szybkość reakcji?

Pamiętajmy o energii aktywacji E a. Cząsteczki o energii niższej niż energia aktywacji przy braku katalizatora nie mogą ze sobą oddziaływać. Katalizatory zmieniają drogę, po której przebiega reakcja, tak jak doświadczony przewodnik poprowadzi wyprawę nie bezpośrednio przez górę, ale za pomocą objazdów, w wyniku czego nawet ci towarzysze, którzy nie mieli dość energii, aby wspiąć się na górę, góra będzie mogła przejść na inną jej stronę.

Pomimo tego, że katalizator nie ulega zużyciu podczas reakcji, to jednak bierze w niej czynny udział, tworząc z odczynnikami związki pośrednie, jednak pod koniec reakcji powraca do stanu pierwotnego.

Oprócz powyższych czynników wpływających na szybkość reakcji, jeśli istnieje granica między reagującymi substancjami (reakcja heterogeniczna), szybkość reakcji będzie również zależeć od powierzchni kontaktu reagentów. Wyobraźmy sobie na przykład granulkę metalicznego aluminium wrzuconą do probówki zawierającej wodny roztwór kwasu chlorowodorowego. Aluminium jest metalem aktywnym, który może reagować z kwasami nieutleniającymi. Z kwas chlorowodorowy Równanie reakcji jest następujące:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminium jest ciałem stałym, co oznacza, że ​​reakcja z kwasem solnym zachodzi tylko na jego powierzchni. Oczywiście, jeśli zwiększymy powierzchnię, najpierw rozwałkując granulkę aluminiową w folię, zapewnimy w ten sposób duża ilość atomy glinu dostępne w reakcji z kwasem. W rezultacie szybkość reakcji wzrośnie. Podobnie zwiększenie powierzchni ciała stałego można osiągnąć poprzez zmielenie go na proszek.

Również na szybkość reakcji heterogenicznej, w której ciało stałe reaguje z substancją gazową lub ciekłą, często pozytywnie wpływa mieszanie, co wynika z faktu, że w wyniku mieszania nagromadzone cząsteczki produktów reakcji są usuwane z reakcji strefę i „wprowadzana” jest nowa porcja cząsteczek reagenta.

Na koniec należy również zauważyć ogromny wpływ na szybkość reakcji i charakter odczynników. Na przykład, im niżej znajduje się metal alkaliczny w układzie okresowym, tym szybciej reaguje z wodą, fluor, spośród wszystkich halogenów, najszybciej reaguje z gazowym wodorem itp.

Podsumowując wszystkie powyższe, szybkość reakcji zależy od następujących czynników:

1) stężenie odczynników: im wyższe, tym większa szybkość reakcji

2) temperatura: wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość dowolnej reakcji

3) powierzchnia kontaktu substancji reagujących: niż większy obszar kontakt odczynników, tym większa jest szybkość reakcji

4) mieszanie, jeśli zachodzi reakcja pomiędzy ciałem stałym a cieczą lub gazem, mieszanie może ją przyspieszyć.

Podczas definiowania pojęcia szybkość reakcji chemicznej konieczne jest rozróżnienie reakcji jednorodnych i heterogenicznych. Jeżeli reakcja zachodzi w układzie jednorodnym, na przykład w roztworze lub w mieszaninie gazów, to zachodzi ona w całej objętości układu. Szybkość jednorodnej reakcji to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu w jednostkowej objętości układu. Ponieważ stosunek liczby moli substancji do objętości, w której jest ona rozprowadzona, jest stężeniem molowym substancji, szybkość reakcji jednorodnej można również zdefiniować jako zmiana stężenia w jednostce czasu dowolnej substancji: odczynnika początkowego lub produktu reakcji. Aby wynik obliczeń był zawsze dodatni, niezależnie od tego, czy dotyczy on odczynnika, czy produktu, we wzorze stosuje się znak „±”:

W zależności od charakteru reakcji czas można wyrazić nie tylko w sekundach, jak wymaga tego układ SI, ale także w minutach lub godzinach. Podczas reakcji wielkość jej szybkości nie jest stała, ale stale się zmienia: maleje wraz ze spadkiem stężeń substancji wyjściowych. Z powyższego obliczenia wynika średnia wartość szybkości reakcji w pewnym przedziale czasu Δτ = τ 2 – τ 1. Prędkość rzeczywistą (chwilową) definiuje się jako granicę, do której dąży stosunek Δ Z/ Δτ przy Δτ → 0, tj. rzeczywista prędkość jest równa pochodnej stężenia po czasie.

W przypadku reakcji, której równanie zawiera współczynniki stechiometryczne różniące się od jedności, wartości szybkości wyrażone dla różnych substancji nie są takie same. Na przykład dla reakcji A + 3B = D + 2E zużycie substancji A wynosi jeden mol, podaż substancji B wynosi trzy mole, a wkład substancji E wynosi dwa mole. Dlatego υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) lub υ (E) . = ⅔ υ (W) .

Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami znajdującymi się w różnych fazach układu heterogenicznego, to może ona zachodzić jedynie na styku tych faz. Na przykład interakcja między roztworem kwasu a kawałkiem metalu zachodzi tylko na powierzchni metalu. Szybkość reakcji heterogenicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę powierzchni styku:

.

Zależność szybkości reakcji chemicznej od stężenia reagentów wyraża prawo działania mas: w stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń molowych reagentów podniesionych do potęgi, równe współczynnikom ze wzorami tych substancji w równaniu reakcji. Potem dla reakcji

2A + B → produkty

stosunek jest ważny υ ~ · Z 2 · Z B, a do przejścia do równości wprowadza się współczynnik proporcjonalności k, zwany stała szybkości reakcji:

υ = k· Z 2 · Z B = k·[A] 2 ·[B]

(stężenia molowe we wzorach można oznaczyć literą Z z odpowiednim indeksem i wzorem substancji ujętym w nawiasy kwadratowe). Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji to szybkość reakcji przy stężeniach wszystkich reagentów równych 1 mol/l. Wymiar stałej szybkości reakcji zależy od liczby czynników po prawej stronie równania i może wynosić c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2) itd., to znaczy tak, że w każdym przypadku w obliczeniach szybkość reakcji wyraża się w mol · l –1 · s –1.

W przypadku reakcji heterogenicznych równanie prawa działania masy obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub w roztworze. Stężenie substancji w fazie stałej jest wartością stałą i jest uwzględniane w stałej szybkości, na przykład dla procesu spalania węgla C + O 2 = CO 2 zapisano prawo działania masy:

υ = k ja·stała··= k·,

Gdzie k= k ja konst.

W układach, w których jedna lub więcej substancji jest gazem, szybkość reakcji zależy również od ciśnienia. Na przykład, gdy wodór oddziałuje z parami jodu H 2 + I 2 = 2HI, szybkość reakcji chemicznej zostanie określona przez wyrażenie:

υ = k··.

Jeśli ciśnienie zwiększymy np. 3 razy, to objętość zajmowana przez układ zmniejszy się o tę samą ilość, a co za tym idzie, stężenia każdej z reagujących substancji wzrosną o tę samą ilość. Szybkość reakcji w tym przypadku wzrośnie 9 razy

Zależność szybkości reakcji od temperatury opisane przez regułę van't Hoffa: przy każdym wzroście temperatury o 10 stopni szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy. Oznacza to, że wraz ze wzrostem temperatury postęp arytmetyczny szybkość reakcji chemicznej wzrasta w postęp geometryczny. Podstawą formuły progresji jest współczynnik temperaturowy szybkości reakcjiγ, pokazujący, ile razy wzrasta szybkość danej reakcji (lub, co jest tym samym, stała szybkości) wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni. Matematycznie regułę Van't Hoffa wyrażają wzory:

Lub

gdzie i są odpowiednio szybkościami reakcji na początku T 1 i ostateczny T 2 temperatury. Regułę Van't Hoffa można również wyrazić za pomocą następujących relacji:

; ; ; ,

gdzie i oznaczają odpowiednio szybkość i stałą szybkości reakcji w temperaturze T; i – te same wartości w temperaturze T +10N; N– liczba przedziałów „dziesięciostopniowych” ( N =(T 2 –T 1)/10), o który zmieniła się temperatura (może być liczbą całkowitą lub ułamkową, dodatnią lub ujemną).

Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1. Jak zmieni się szybkość reakcji 2CO + O 2 = 2CO 2 zachodzącej w zamkniętym naczyniu, jeśli ciśnienie wzrośnie dwukrotnie?

Rozwiązanie:

Szybkość tej reakcji chemicznej określa wyrażenie:

υ początek = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Wzrost ciśnienia powoduje 2-krotny wzrost stężenia obu odczynników. Biorąc to pod uwagę, przepisujemy wyrażenie prawa działania masowego:

υ 1 = k· 2 · = k·2 2 [CO] 2 ·2[O 2 ] = 8 k·[СО] 2 ·[О 2 ] = 8 υ początek

Odpowiedź: Szybkość reakcji wzrośnie 8 razy.

Przykład 2. Oblicz, ile razy szybkość reakcji wzrośnie, jeśli temperatura układu wzrośnie z 20 °C do 100 °C, przyjmując wartość współczynnika temperaturowego szybkości reakcji równą 3.

Rozwiązanie:

Stosunek szybkości reakcji w dwóch różnych temperaturach jest powiązany ze współczynnikiem temperaturowym i zmianą temperatury według wzoru:

Obliczenie:

Odpowiedź: Szybkość reakcji wzrośnie 6561 razy.

Przykład 3. Badając jednorodną reakcję A + 2B = 3D stwierdzono, że w ciągu 8 minut reakcji ilość substancji A w reaktorze zmniejszyła się z 5,6 mola do 4,4 mola. Objętość masy reakcyjnej wynosiła 56 litrów. Oblicz Średnia prędkość reakcja chemiczna w badanym okresie czasu dla substancji A, B i D.

Rozwiązanie:

Stosujemy wzór zgodny z definicją pojęcia „średnia szybkość reakcji chemicznej” i zastępczy wartości liczbowe, uzyskując średnią prędkość dla odczynnika A:

Z równania reakcji wynika, że ​​w porównaniu z szybkością utraty substancji A, szybkość utraty substancji B jest dwukrotnie większa, a szybkość wzrostu ilości produktu D jest trzykrotnie większa. Stąd:

υ (A) = ½ υ (B) =⅓ υ (D)

i wtedy υ (B) = 2 υ (A) = 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

Odpowiedź: υ(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.

Przykład 4. W celu wyznaczenia stałej szybkości jednorodnej reakcji A + 2B → produktów przeprowadzono dwa doświadczenia przy różnych stężeniach substancji B i zmierzono szybkość reakcji.

Szybkość reakcji chemicznej to zmiana stężenia reagentów w jednostce czasu.

W reakcjach jednorodnych przestrzeń reakcyjna odnosi się do objętości naczynia reakcyjnego, a w reakcjach heterogenicznych do powierzchni, na której zachodzi reakcja. Stężenie reagujących substancji wyraża się zwykle w mol/l – liczba moli substancji w 1 litrze roztworu.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od charakteru reagentów, stężenia, temperatury, ciśnienia, powierzchni styku substancji i jej charakteru oraz obecności katalizatorów.

Wzrost stężenia substancji wchodzących w interakcję chemiczną prowadzi do wzrostu szybkości reakcji chemicznej. Dzieje się tak, ponieważ wszystkie reakcje chemiczne zachodzą pomiędzy pewną liczbą reagujących cząstek (atomów, cząsteczek, jonów). Im więcej tych cząstek znajduje się w objętości przestrzeni reakcyjnej, tym częściej zderzają się i zachodzi interakcja chemiczna. Reakcja chemiczna może zachodzić poprzez jeden lub więcej elementarnych działań (zderzeń). Na podstawie równania reakcji można zapisać wyrażenie na zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów. Jeżeli w akcie elementarnym (podczas reakcji rozkładu) uczestniczy tylko jedna cząsteczka, to zależność będzie miała postać:

w= k*[A]

To jest równanie reakcji monocząsteczkowej. Kiedy dwie różne cząsteczki oddziałują w elementarnym akcie, zależność ma postać:

w= k*[A]*[B]

Reakcja nazywa się dwumolekularną. W przypadku zderzenia trzech cząsteczek obowiązuje wyrażenie:

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

Reakcję nazywa się trójcząsteczkową. Oznaczenia współczynników:

w — szybka reakcja;

[A], [B], [C] to stężenia reagujących substancji;

k – współczynnik proporcjonalności; nazywaną stałą szybkości reakcji.

Jeżeli stężenia reagentów są równe jeden (1 mol/l) lub ich produkt jest równy jeden, to v = k.. Stała szybkości zależy od rodzaju reagentów i temperatury. Zależność szybkości reakcji prostych (tj. reakcji zachodzących w wyniku jednego elementarnego aktu) od stężenia opisuje prawo działania mas: szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężenia reagentów podniesionego do potęgi ich współczynników stechiometrycznych.

Przyjrzyjmy się na przykład reakcji 2NO + O 2 = 2NO 2.

W tym w= k* 2 *

W przypadku, gdy równanie reakcji chemicznej nie odpowiada elementarnemu aktowi interakcji, ale odzwierciedla jedynie związek między masą substancji, które przereagowały, a substancjami powstałymi, wówczas moce stężeń nie będą równe współczynniki występujące przed wzorami odpowiednich substancji w równaniu reakcji. W przypadku reakcji, która zachodzi w kilku etapach, szybkość reakcji zależy od szybkości najwolniejszego (ograniczającego) etapu.

Ta zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów obowiązuje dla gazów i reakcji zachodzących w roztworze. Reakcje z udziałem ciał stałych nie podlegają prawu działania mas, ponieważ oddziaływanie cząsteczek zachodzi tylko na granicy faz. W konsekwencji szybkość reakcji heterogenicznej zależy również od wielkości i charakteru powierzchni styku reagujących faz. Im większa powierzchnia, tym szybciej nastąpi reakcja.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej

Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej określa reguła Van't Hoffa: wraz ze wzrostem temperatury na każde 10 ° C, szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy. Matematycznie regułę tę wyraża następujące równanie:

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

Gdzie v t1 I v t2 — szybkości reakcji w temperaturach t2 i t1; g - temperaturowy współczynnik reakcji - liczba pokazująca, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury na każde 10 ° C. Tak znaczącą zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury tłumaczy się faktem, że powstawanie nowych substancji nie następuje przy każdym zderzeniu reagujących cząsteczek. Oddziałują tylko te cząsteczki (cząsteczki aktywne), które mają energię wystarczającą do rozerwania wiązań w cząstkach pierwotnych. Dlatego każda reakcja charakteryzuje się barierą energetyczną. Aby to pokonać, cząsteczka potrzebuje energia aktywacji - pewna nadwyżka energii, jaką musi posiadać cząsteczka, aby zderzenie z inną cząsteczką doprowadziło do powstania nowej substancji. Wraz ze wzrostem temperatury liczba aktywnych cząsteczek gwałtownie rośnie, co prowadzi do gwałtownego wzrostu szybkości reakcji zgodnie z regułą Van't Hoffa. Energia aktywacji każdej konkretnej reakcji zależy od charakteru reagentów.

Aktywna teoria zderzeń pozwala wyjaśnić wpływ niektórych czynników na szybkość reakcji chemicznej. Główne postanowienia tej teorii:

• Reakcje zachodzą, gdy zderzają się cząstki reagentów o określonej energii.
• Im więcej cząstek reagenta, im bliżej siebie są, tym większe jest prawdopodobieństwo, że zderzą się i zareagują.
• Tylko skuteczne zderzenia prowadzą do reakcji, tj. takie, w których „stare połączenia” ulegają zniszczeniu lub osłabieniu i w związku z tym mogą powstać „nowe”. Aby to zrobić, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.
• Minimalna nadwyżka energii wymagana do skutecznego zderzenia cząstek reagenta nazywa się energia aktywacji Ea.
• Działalność substancje chemiczne objawia się niską energią aktywacji reakcji z nimi związanych. Im niższa energia aktywacji, tym większa szybkość reakcji. Na przykład w reakcjach pomiędzy kationami i anionami energia aktywacji jest bardzo niska, więc takie reakcje zachodzą niemal natychmiast

Wpływ katalizatora

Jeden z najbardziej Skuteczne środki wpływ na szybkość reakcji chemicznych – zastosowanie katalizatorów. DO atalizatory - Są to substancje, które zmieniają szybkość reakcji, ale pod koniec procesu same pozostają niezmienione pod względem składu i masy. Innymi słowy, w momencie samej reakcji katalizator aktywnie uczestniczy w procesie chemicznym, ale pod koniec reakcji odczynniki zmieniają swoje skład chemiczny, zamieniając się w produkty, a katalizator uwalnia się w swojej pierwotnej postaci. Zazwyczaj rolą katalizatora jest zwiększenie szybkości reakcji, chociaż niektóre katalizatory raczej spowalniają proces niż go przyspieszają. Nazywa się zjawisko przyspieszania reakcji chemicznych na skutek obecności katalizatorów kataliza, i spowolnienia - zahamowanie.

Niektóre substancje nie mają działania katalitycznego, ale ich dodatki radykalnie zwiększają zdolność katalityczną katalizatorów. Takie substancje nazywane są promotorzy. Inne substancje (trucizny katalityczne) zmniejszają lub nawet całkowicie blokują działanie katalizatorów, proces ten nazywa się zatrucie katalizatora.

Istnieją dwa rodzaje katalizy: jednorodny I heterogeniczny. Na kataliza jednorodna reagenty, produkty i katalizator tworzą jedną fazę (gaz lub ciecz). W tym przypadku nie ma granicy między katalizatorem a reagentami.

Osobliwość kataliza heterogeniczna czy to katalizatory (zwykle ciała stałe) znajdują się w innym stanie fazowym niż reagenty i produkty reakcji. Reakcja zwykle przebiega na powierzchni ciała stałego.

W katalizie homogenicznej powstają produkty pośrednie pomiędzy katalizatorem a reagentem w wyniku reakcji o niższej energii aktywacji. W katalizie heterogenicznej wzrost szybkości tłumaczy się adsorpcją reagentów na powierzchni katalizatora. W efekcie wzrasta ich stężenie i wzrasta szybkość reakcji.

Szczególnym przypadkiem katalizy jest autokataliza. Oznacza to, że proces chemiczny jest przyspieszany przez jeden z produktów reakcji.