Laju reaksi kimia adalah perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu.

Dalam reaksi homogen, ruang reaksi mengacu pada volume wadah reaksi, sedangkan dalam reaksi heterogen, permukaan tempat reaksi berlangsung. Konsentrasi reaktan biasanya dinyatakan dalam mol/l - jumlah mol zat dalam 1 liter larutan.

Laju reaksi kimia tergantung pada sifat reaktan, konsentrasi, suhu, tekanan, permukaan kontak zat dan sifatnya, keberadaan katalis.

Peningkatan konsentrasi zat yang memasuki interaksi kimia menyebabkan peningkatan laju reaksi kimia. Ini karena semua reaksi kimia terjadi antara sejumlah partikel yang bereaksi (atom, molekul, ion). Semakin banyak partikel ini dalam volume ruang reaksi, semakin sering mereka bertabrakan dan terjadi interaksi kimia. Reaksi kimia dapat berlangsung melalui satu atau lebih tindakan dasar (tumbukan). Berdasarkan persamaan reaksi, dimungkinkan untuk menulis ekspresi ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan. Jika hanya satu molekul berpartisipasi dalam tindakan dasar (selama reaksi dekomposisi), ketergantungan akan terlihat seperti ini:

v= k*[A]

Ini adalah persamaan untuk reaksi monomolekuler. Ketika dua molekul yang berbeda berinteraksi dalam tindakan dasar, ketergantungan memiliki bentuk:

v= k*[A]*[B]

Reaksi tersebut disebut bimolekuler. Dalam kasus tumbukan tiga molekul, ekspresinya valid:

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

Reaksi tersebut disebut trimolekular. Penunjukan koefisien:

v — kecepatan reaksi;

[A], [B], [C] adalah konsentrasi reaktan;

k adalah koefisien proporsionalitas; disebut konstanta laju reaksi.

Jika konsentrasi reaktan sama dengan satu (1 mol/l) atau produknya sama dengan satu, maka v= k.. Konstanta laju tergantung pada sifat reaktan dan suhu. Ketergantungan laju reaksi sederhana (yaitu, reaksi yang terjadi melalui satu tindakan dasar) pada konsentrasi dijelaskan oleh hukum aksi massa: laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan koefisien stoikiometrinya.

Sebagai contoh, mari kita analisis reaksi 2NO + O 2 = 2NO 2.

Di dalam dia v= k* 2 *

Dalam kasus ketika persamaan reaksi kimia tidak sesuai dengan tindakan interaksi dasar, tetapi hanya mencerminkan hubungan antara massa zat yang bereaksi dan zat yang terbentuk, maka derajat konsentrasi tidak akan sama dengan koefisien di depan rumus zat-zat yang bersesuaian dalam persamaan reaksi. Untuk reaksi yang berlangsung dalam beberapa tahap, laju reaksi ditentukan oleh laju tahap paling lambat (pembatas).

Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan ini berlaku untuk gas dan reaksi yang berlangsung dalam larutan. Reaksi yang melibatkan padatan tidak mematuhi hukum aksi massa, karena interaksi molekul hanya terjadi pada antarmuka. Akibatnya, laju reaksi heterogen juga tergantung pada ukuran dan sifat permukaan kontak fase-fase reaksi. Semakin besar permukaan, semakin cepat reaksi akan berlangsung.

Pengaruh suhu terhadap laju reaksi kimia

Pengaruh suhu terhadap laju reaksi kimia ditentukan oleh aturan van't Hoff: dengan kenaikan suhu untuk setiap 10 ° C, laju reaksi meningkat 2-4 kali. Secara matematis, aturan ini disampaikan oleh persamaan berikut:

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

di mana v t1 dan v t2 — laju reaksi pada suhu t2 dan t1; g - koefisien suhu reaksi - angka yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan peningkatan suhu untuk setiap 10 ° C. Ketergantungan yang signifikan dari laju reaksi kimia pada suhu dijelaskan oleh fakta bahwa pembentukan zat baru tidak terjadi dengan setiap tumbukan molekul yang bereaksi. Hanya molekul-molekul yang berinteraksi (molekul aktif) yang memiliki energi yang cukup untuk memutuskan ikatan pada partikel aslinya. Oleh karena itu, setiap reaksi ditandai oleh penghalang energi. Untuk mengatasinya, molekul membutuhkan energi aktivasi - beberapa energi berlebih yang harus dimiliki suatu molekul agar tumbukannya dengan molekul lain mengarah pada pembentukan zat baru. Dengan meningkatnya suhu, jumlah molekul aktif meningkat dengan cepat, yang mengarah pada peningkatan tajam dalam laju reaksi menurut aturan van't Hoff. Energi aktivasi untuk setiap reaksi spesifik tergantung pada sifat reaktan.

Teori tumbukan aktif memungkinkan menjelaskan pengaruh beberapa faktor pada laju reaksi kimia. Ketentuan utama dari teori ini:

• Reaksi terjadi ketika partikel reaktan yang memiliki energi tertentu bertabrakan.
• Semakin banyak partikel reagen, semakin dekat mereka satu sama lain, semakin besar kemungkinan mereka untuk bertabrakan dan bereaksi.
• Hanya tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi, mis. mereka di mana "ikatan lama" dihancurkan atau dilemahkan dan oleh karena itu ikatan "baru" dapat terbentuk. Untuk melakukan ini, partikel harus memiliki energi yang cukup.
• Kelebihan energi minimum yang diperlukan untuk tumbukan efisien partikel reaktan disebut energi aktivasi Ea.
• Aktivitas bahan kimia dimanifestasikan dalam energi aktivasi yang rendah dari reaksi yang melibatkan mereka. Semakin rendah energi aktivasi, semakin tinggi laju reaksi. Misalnya, dalam reaksi antara kation dan anion, energi aktivasinya sangat rendah, sehingga reaksi semacam itu berlangsung hampir seketika.

Pengaruh katalis

Salah satu cara yang paling efektif untuk mempengaruhi laju reaksi kimia adalah penggunaan katalis. Ke katalis - Ini adalah zat yang mengubah laju reaksi, dan pada akhir proses tetap tidak berubah dalam komposisi dan massa. Dengan kata lain, pada saat reaksi itu sendiri, katalis secara aktif berpartisipasi dalam proses kimia, tetapi pada akhir reaksi, reaktan mengubah komposisi kimianya, berubah menjadi produk, dan katalis dilepaskan dalam bentuk aslinya. Biasanya peran katalis adalah untuk meningkatkan laju reaksi, meskipun beberapa katalis tidak mempercepat, tetapi memperlambat proses. Fenomena percepatan reaksi kimia karena adanya katalis disebut katalisis, dan pelambatan inhibisi.

Beberapa zat tidak memiliki efek katalitik, tetapi aditifnya secara tajam meningkatkan kemampuan katalitik katalis. Zat seperti itu disebut promotor. Zat lain (racun katalitik) mengurangi atau bahkan sepenuhnya memblokir aksi katalis, proses ini disebut keracunan katalis.

Ada dua jenis katalisis: homogen dan heterogen. Pada katalisis homogen reaktan, produk dan katalis merupakan satu fase (gas atau cair). Dalam hal ini, tidak ada antarmuka antara katalis dan reaktan.

Keanehan katalisis heterogen adalah bahwa katalis (biasanya padatan) berada dalam keadaan fasa yang berbeda dari reaktan dan produk reaksi. Reaksi biasanya berkembang pada permukaan padatan.

Dalam katalisis homogen, produk antara terbentuk antara katalis dan reaktan sebagai hasil reaksi dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Dalam katalisis heterogen, peningkatan laju dijelaskan oleh adsorpsi reaktan pada permukaan katalis. Akibatnya, konsentrasi mereka meningkat dan laju reaksi meningkat.

Kasus khusus dari katalisis adalah autokatalisis. Maknanya terletak pada kenyataan bahwa proses kimia dipercepat oleh salah satu produk reaksi.

Konsep dasar yang dipelajari:

Laju reaksi kimia

Konsentrasi molar

kinetika

Reaksi homogen dan reaksi heterogen

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia

katalis, penghambat

Katalisis

Reaksi reversibel dan ireversibel

Kesetimbangan kimia

Reaksi kimia adalah reaksi di mana zat lain diperoleh dari satu zat (zat baru terbentuk dari zat asli). Beberapa reaksi kimia berlangsung dalam sepersekian detik (ledakan), sementara yang lain berlangsung dalam hitungan menit, hari, tahun, dekade, dll.

Misalnya: reaksi pembakaran bubuk mesiu terjadi seketika dengan penyalaan dan ledakan, dan reaksi penggelapan perak atau karat besi (korosi) berlangsung sangat lambat sehingga hanya mungkin mengikuti hasilnya setelah waktu yang lama.

Untuk mengkarakterisasi kecepatan reaksi kimia, konsep laju reaksi kimia digunakan - .

Laju reaksi kimia adalah perubahan konsentrasi salah satu reaktan reaksi per satuan waktu.

Rumus untuk menghitung laju reaksi kimia adalah:

υ =	dari 2 hingga 1	=	s
t2 – t1	t

c 1 - konsentrasi molar zat pada waktu awal t 1

c 2 - konsentrasi molar zat pada waktu awal t 2

karena laju reaksi kimia ditandai dengan perubahan konsentrasi molar zat yang bereaksi (zat awal), maka t 2 > t 1, dan c 2 > c 1 (konsentrasi zat awal berkurang saat reaksi berlangsung ).

Konsentrasi molar (s) adalah jumlah zat per satuan volume. Satuan pengukuran konsentrasi molar adalah [mol/l].

Cabang ilmu kimia yang mempelajari laju reaksi kimia disebut kinetika kimia. Mengetahui hukumnya, seseorang dapat mengontrol proses kimia, mengaturnya dengan kecepatan tertentu.

Ketika menghitung laju reaksi kimia, harus diingat bahwa reaksi dibagi menjadi homogen dan heterogen.

Reaksi homogen- reaksi yang terjadi dalam lingkungan yang sama (yaitu, reaktan berada dalam keadaan agregasi yang sama; misalnya: gas + gas, cair + cair).

reaksi heterogen- ini adalah reaksi yang terjadi antara zat dalam media yang tidak homogen (ada antarmuka fase, yaitu zat yang bereaksi berada dalam keadaan agregasi yang berbeda; contoh: gas + cair, cair + padat).

Rumus di atas untuk menghitung laju reaksi kimia hanya berlaku untuk reaksi homogen. Jika reaksi heterogen, maka hanya dapat terjadi pada antarmuka antara reaktan.

Untuk reaksi heterogen, laju dihitung dengan rumus:

- perubahan jumlah zat

S adalah luas antarmuka

t adalah selang waktu selama reaksi berlangsung

Laju reaksi kimia tergantung pada berbagai faktor: sifat reaktan, konsentrasi zat, suhu, katalis atau inhibitor.

Ketergantungan laju reaksi pada sifat reaktan.

Mari kita analisis ketergantungan laju reaksi ini misalnya: kami memasukkan dua tabung reaksi, yang berisi jumlah yang sama dari larutan asam klorida (HCl), butiran logam dari area yang sama: di tabung reaksi pertama, butiran besi (Fe), dan yang kedua - magnesium (Mg) granul. Sebagai hasil pengamatan, menurut laju evolusi hidrogen (H 2), dapat dilihat bahwa magnesium bereaksi dengan asam klorida lebih cepat daripada besi.. Laju reaksi kimia ini dipengaruhi oleh sifat logam (yaitu magnesium adalah logam yang lebih reaktif daripada besi dan karena itu bereaksi lebih kuat dengan asam).

Ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reaktan.

Semakin tinggi konsentrasi zat (awal) yang bereaksi, semakin cepat reaksi berlangsung. Sebaliknya, semakin rendah konsentrasi reaktan, semakin lambat reaksinya.

Contoh: kita akan menuangkan larutan pekat asam klorida (HCl) ke dalam satu tabung reaksi, dan larutan asam klorida encer ke tabung lain. Kami memasukkan kedua tabung reaksi butiran seng (Zn). Kami mengamati, dengan laju evolusi hidrogen, bahwa reaksi akan berlangsung lebih cepat di tabung reaksi pertama, karena konsentrasi asam klorida di dalamnya lebih besar daripada di tabung reaksi kedua.

Untuk menentukan ketergantungan laju reaksi kimia, hukum aksi massa (bertindak) : laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan, diambil dalam pangkat yang sama dengan koefisiennya.

Misalnya, untuk reaksi yang berjalan sesuai dengan skema: nA + mB → D , laju reaksi kimia ditentukan oleh rumus:

ch.r. = k C (A) n C (B) m , di mana

x.r - laju reaksi kimia

C(A)- TETAPI

CV) - konsentrasi molar suatu zat PADA

n dan m - koefisien mereka

k- konstanta laju reaksi kimia (nilai referensi).

Hukum aksi massa tidak berlaku untuk zat yang berada dalam keadaan padat, karena konsentrasinya konstan (karena fakta bahwa mereka hanya bereaksi di permukaan, yang tetap tidak berubah).

Contoh: untuk reaksi 2 Cu + O 2 \u003d 2 CuO laju reaksi ditentukan dengan rumus:

ch.r. \u003d k C (O 2)

MASALAH: Konstanta laju reaksi 2A + B = D adalah 0,005. hitung laju reaksi pada konsentrasi molar zat A \u003d 0,6 mol / l, zat B \u003d 0,8 mol / l.

Ketergantungan laju reaksi kimia pada suhu.

Ketergantungan ini ditentukan aturan van't Hoff (1884): dengan peningkatan suhu untuk setiap 10 ° C, laju reaksi kimia meningkat rata-rata 2-4 kali.

Jadi, interaksi hidrogen (H2) dan oksigen (O2) hampir tidak terjadi pada suhu kamar, sehingga laju reaksi kimia ini sangat rendah. Tetapi pada suhu 500 C kira-kira reaksi ini berlangsung dalam 50 menit, dan pada suhu 700 C kira-kira - hampir seketika.

Rumus untuk menghitung laju reaksi kimia menurut aturan van't Hoff:

dimana: t 1 dan t 2 adalah laju reaksi kimia pada t 2 dan t 1

adalah koefisien suhu, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan peningkatan suhu sebesar 10 ° C.

Perubahan laju reaksi:

2. Substitusikan data dari rumusan masalah ke dalam rumus:

Ketergantungan laju reaksi pada zat khusus - katalis dan inhibitor.

Katalisator Suatu zat yang meningkatkan laju reaksi kimia tetapi tidak ikut serta di dalamnya.

penghambat Suatu zat yang memperlambat reaksi kimia tetapi tidak mengambil bagian di dalamnya.

Contoh: dalam tabung reaksi dengan larutan hidrogen peroksida 3% (H 2 O 2), yang dipanaskan, mari tambahkan serpihan yang membara - tidak akan menyala, karena laju reaksi penguraian hidrogen peroksida menjadi air (H 2 O) dan oksigen (O 2) sangat rendah, dan oksigen yang dihasilkan tidak cukup untuk melakukan reaksi kualitatif terhadap oksigen (pemeliharaan pembakaran). Sekarang mari kita masukkan sedikit bubuk hitam mangan (IV) oksida (MnO 2) ke dalam tabung reaksi dan kita akan melihat bahwa evolusi cepat gelembung gas (oksigen) telah dimulai, dan obor yang membara dimasukkan ke dalam tabung reaksi menyala terang. . MnO 2 adalah katalis untuk reaksi ini, ia mempercepat laju reaksi, tetapi tidak berpartisipasi di dalamnya (ini dapat dibuktikan dengan menimbang katalis sebelum dan sesudah reaksi - massanya tidak akan berubah).

Laju reaksi kimia tergantung pada banyak faktor, termasuk sifat reaktan, konsentrasi reaktan, suhu, dan keberadaan katalis. Mari kita pertimbangkan faktor-faktor ini.

1). Sifat reaktan. Jika terjadi interaksi antara zat dengan ikatan ionik, maka reaksi berlangsung lebih cepat daripada antara zat dengan ikatan kovalen.

2.) Konsentrasi reaktan. Agar reaksi kimia dapat berlangsung, molekul-molekul reaktan harus bertumbukan. Artinya, molekul harus datang begitu dekat satu sama lain sehingga atom dari satu partikel mengalami aksi medan listrik yang lain. Hanya dalam kasus ini transisi elektron dan penataan ulang atom yang sesuai dimungkinkan, sebagai akibatnya molekul zat baru terbentuk. Jadi, laju reaksi kimia sebanding dengan jumlah tumbukan yang terjadi antara molekul, dan jumlah tumbukan, pada gilirannya, sebanding dengan konsentrasi reaktan. Berdasarkan bahan eksperimental, ilmuwan Norwegia Guldberg dan Waage dan, terlepas dari mereka, ilmuwan Rusia Beketov pada tahun 1867 merumuskan hukum dasar kinetika kimia - hukum aksi massa(ZDM): pada suhu konstan, laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk konsentrasi reaktan dengan pangkat koefisien stoikiometrinya. Untuk kasus umum:

hukum aksi massa berbentuk:

Hukum aksi massa untuk reaksi tertentu disebut persamaan kinetika utama reaksi. Dalam persamaan kinetika dasar, k adalah konstanta laju reaksi, yang bergantung pada sifat reaktan dan suhu.

Sebagian besar reaksi kimia bersifat reversibel. Selama reaksi tersebut, produk mereka, ketika mereka menumpuk, bereaksi satu sama lain untuk membentuk zat awal:

Laju reaksi maju:

Tingkat umpan balik:

Pada saat kesetimbangan:

Dari sini, hukum aksi massa dalam keadaan setimbang akan berbentuk:

,

dimana K adalah tetapan kesetimbangan reaksi.

3) Pengaruh suhu terhadap laju reaksi. Laju reaksi kimia, sebagai suatu peraturan, meningkat ketika suhu terlampaui. Mari kita pertimbangkan ini dengan menggunakan contoh interaksi hidrogen dengan oksigen.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Pada 20 0 C, laju reaksi hampir nol dan dibutuhkan 54 miliar tahun untuk interaksi melewati 15%. Pada 500 0 C, dibutuhkan 50 menit untuk membentuk air, dan pada 700 0 C, reaksi berlangsung seketika.

Ketergantungan laju reaksi pada suhu dinyatakan aturan van't Hoff: dengan kenaikan suhu 10 tentang laju reaksi meningkat 2 - 4 kali. Aturan Van't Hoff ditulis:

4) Pengaruh katalis. Laju reaksi kimia dapat dikendalikan dengan katalis- zat yang mengubah laju reaksi dan tetap tidak berubah setelah reaksi. Perubahan laju reaksi dengan adanya katalis disebut katalisis. Membedakan positif(laju reaksi meningkat) dan negatif(laju reaksi menurun) katalisis. Terkadang katalis terbentuk selama reaksi, proses seperti itu disebut autokatalitik. Membedakan katalisis homogen dan heterogen.

Pada homogen Dalam katalisis, katalis dan reaktan berada dalam fase yang sama. Sebagai contoh:

Pada heterogen Dalam katalisis, katalis dan reaktan berada dalam fase yang berbeda. Sebagai contoh:

Katalisis heterogen dikaitkan dengan proses enzimatik. Semua proses kimia yang terjadi pada organisme hidup dikatalisis oleh enzim, yang merupakan protein dengan fungsi khusus tertentu. Dalam larutan di mana proses enzimatik berlangsung, tidak ada media heterogen yang khas, karena tidak adanya antarmuka fase yang jelas. Proses seperti itu disebut sebagai katalisis mikroheterogen.

Kimia fisik: catatan kuliah Berezovchuk A V

2. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia

Untuk reaksi homogen dan heterogen:

1) konsentrasi zat yang bereaksi;

2) suhu;

3) katalis;

4) penghambat.

Hanya untuk heterogen:

1) laju suplai reaktan ke antarmuka;

2) luas permukaan.

Faktor utama - sifat zat yang bereaksi - sifat ikatan antara atom-atom dalam molekul pereaksi.

NO 2 - oksida nitrat (IV) - ekor rubah, CO - karbon monoksida, karbon monoksida.

Jika mereka dioksidasi dengan oksigen, maka dalam kasus pertama reaksi akan berlangsung secara instan, ada baiknya membuka sumbat kapal, dalam kasus kedua reaksi diperpanjang dalam waktu.

Konsentrasi reaktan akan dibahas di bawah ini.

Opalescence biru menunjukkan momen pengendapan belerang, semakin tinggi konsentrasinya, semakin tinggi lajunya.

Beras. sepuluh

Semakin besar konsentrasi Na 2 S 2 O 3, semakin sedikit waktu yang dibutuhkan untuk reaksi. Grafik (Gbr. 10) menunjukkan hubungan yang berbanding lurus. Ketergantungan kuantitatif dari laju reaksi pada konsentrasi reaktan dinyatakan oleh MMA (hukum aksi massa), yang menyatakan: laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan.

Jadi, hukum dasar kinetika adalah hukum yang ditetapkan secara eksperimental: laju reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan, contoh: (yaitu untuk reaksi)

Untuk reaksi ini H 2 + J 2 = 2HJ - laju dapat dinyatakan dalam perubahan konsentrasi zat apa pun. Jika reaksi berlangsung dari kiri ke kanan, maka konsentrasi H2 dan J2 akan berkurang, konsentrasi HJ akan meningkat selama reaksi berlangsung. Untuk laju reaksi sesaat, Anda dapat menulis ekspresi:

kurung siku menunjukkan konsentrasi.

arti fisik k– molekul berada dalam gerakan terus menerus, bertabrakan, berhamburan, menabrak dinding kapal. Agar reaksi kimia pembentukan HJ terjadi, molekul H2 dan J2 harus bertumbukan. Jumlah tumbukan seperti itu akan semakin besar, semakin banyak molekul H 2 dan J 2 yang terkandung dalam volume, yaitu, semakin besar nilai [Н 2 ] dan . Tetapi molekul-molekul bergerak dengan kecepatan yang berbeda, dan energi kinetik total dari dua molekul yang bertabrakan akan berbeda. Jika molekul H 2 dan J 2 tercepat bertabrakan, energinya bisa sangat tinggi sehingga molekul pecah menjadi atom yodium dan hidrogen, yang terbang terpisah dan kemudian berinteraksi dengan molekul H 2 + J 2 lainnya. ? 2H+2J, lalu H + J2 ? HJ + J. Jika energi tumbukan molekul lebih kecil, tetapi cukup besar untuk melemahkan ikatan H - H dan J - J, reaksi pembentukan hidrogen yodium akan terjadi:

Untuk sebagian besar molekul yang bertabrakan, energinya kurang dari yang diperlukan untuk melemahkan ikatan di H 2 dan J 2 . Molekul-molekul tersebut "diam-diam" bertabrakan dan juga "diam-diam" membubarkan, tetap seperti apa adanya, H 2 dan J 2 . Jadi, tidak semua, tetapi hanya sebagian dari tumbukan yang mengarah ke reaksi kimia. Koefisien proporsionalitas (k) menunjukkan jumlah tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi pada konsentrasi [H 2 ] = = 1 mol. Nilai k–kecepatan konstan. Bagaimana kecepatannya bisa konstan? Ya, kelajuan gerak lurus beraturan disebut besaran vektor konstan yang sama dengan rasio gerak benda untuk periode waktu tertentu dengan nilai interval ini. Tapi molekul bergerak secara acak, jadi bagaimana kecepatannya bisa konstan? Tapi kecepatan konstan hanya bisa berada pada suhu konstan. Ketika suhu naik, proporsi molekul cepat yang tumbukannya menyebabkan reaksi meningkat, yaitu, konstanta laju meningkat. Tetapi kenaikan konstanta laju tidak terbatas. Pada suhu tertentu, energi molekul akan menjadi sangat besar sehingga hampir semua tumbukan reaktan akan efektif. Ketika dua molekul cepat bertabrakan, reaksi sebaliknya akan terjadi.

Suatu saat akan datang ketika laju pembentukan 2HJ dari H2 dan J2 dan dekomposisi akan sama, tetapi ini sudah merupakan kesetimbangan kimia. Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan dapat ditelusuri dengan menggunakan reaksi tradisional dari interaksi larutan natrium tiosulfat dengan larutan asam sulfat.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reaksi (1) berlangsung hampir seketika. Laju reaksi (2) tergantung pada suhu konstan pada konsentrasi reaktan H 2 S 2 O 3 . Reaksi inilah yang kami amati - dalam hal ini, laju diukur dengan waktu dari awal penuangan larutan hingga munculnya opalescence. Di dalam artikel L. M. Kuznetsova reaksi interaksi natrium tiosulfat dengan asam klorida dijelaskan. Dia menulis bahwa ketika solusi dikeringkan, opalescence (kekeruhan) terjadi. Tetapi pernyataan L. M. Kuznetsova ini salah, karena opalescence dan clouding adalah hal yang berbeda. Opalescence (dari opal dan Latin escentia- akhiran yang berarti tindakan lemah) - hamburan cahaya oleh media keruh karena ketidakhomogenan optiknya. hamburan cahaya- penyimpangan sinar cahaya yang merambat dalam medium ke segala arah dari arah aslinya. Partikel koloid mampu menghamburkan cahaya (efek Tyndall-Faraday) - ini menjelaskan opalescence, sedikit kekeruhan dari larutan koloid. Saat melakukan percobaan ini, perlu memperhitungkan opalesensi biru, dan kemudian koagulasi suspensi koloid belerang. Kepadatan yang sama dari suspensi dicatat oleh hilangnya pola yang tampak (misalnya, kisi-kisi di bagian bawah cangkir), diamati dari atas melalui lapisan larutan. Waktu dihitung oleh stopwatch dari saat pengurasan.

Larutan Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O dan H 2 SO 4.

Yang pertama dibuat dengan melarutkan 7,5 g garam dalam 100 ml H 2 O, yang sesuai dengan konsentrasi 0,3 M. Untuk menyiapkan larutan H 2 SO 4 dengan konsentrasi yang sama, perlu mengukur 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 dan larutkan dalam 120 ml H 2 O. Tuang larutan Na 2 S 2 O 3 yang sudah disiapkan ke dalam tiga gelas: gelas pertama - 60 ml, gelas kedua - 30 ml, gelas ketiga - 10 ml. Tambahkan 30 ml H2O suling ke gelas kedua, dan 50 ml ke gelas ketiga. Jadi, di ketiga gelas akan ada 60 ml cairan, tetapi yang pertama konsentrasi garam bersyarat = 1, di gelas kedua - , dan gelas ketiga - 1/6. Setelah larutan disiapkan, tuangkan 60 ml larutan H 2 SO 4 ke dalam gelas pertama dengan larutan garam dan nyalakan stopwatch, dll. Mengingat laju reaksi menurun dengan pengenceran larutan Na 2 S 2 O 3, maka dapat ditentukan sebagai nilai yang berbanding terbalik dengan waktu v= satu/? dan buatlah grafik dengan memplot konsentrasi pada absis dan laju reaksi pada ordinat. Dari kesimpulan ini - laju reaksi tergantung pada konsentrasi zat. Data yang diperoleh tercantum pada Tabel 3. Eksperimen ini dapat dilakukan dengan menggunakan buret, namun hal ini membutuhkan banyak latihan dari pelaku, karena jadwal yang terkadang tidak tepat.

Tabel 3

Kecepatan dan waktu reaksi

Hukum Guldberg-Waage dikonfirmasi - profesor kimia Gulderg dan ilmuwan muda Waage).

Pertimbangkan faktor berikutnya - suhu.

Dengan meningkatnya suhu, laju sebagian besar reaksi kimia meningkat. Ketergantungan ini dijelaskan oleh aturan van't Hoff: "Ketika suhu naik untuk setiap 10 ° C, laju reaksi kimia meningkat 2-4 kali."

di mana ? – koefisien suhu, menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan peningkatan suhu sebesar 10 ° C;

v 1 - laju reaksi pada suhu t1 ;

v2 - laju reaksi pada suhu t2.

Misalnya, reaksi pada suhu 50 °C berlangsung dalam dua menit, berapa lama proses akan berakhir pada suhu 70 °C jika koefisien suhu ? = 2?

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

Bahkan sedikit peningkatan suhu menyebabkan peningkatan tajam dalam laju reaksi tumbukan molekul aktif. Menurut teori aktivasi, hanya molekul-molekul yang berpartisipasi dalam proses, yang energinya lebih besar dari energi rata-rata molekul dengan nilai tertentu. Kelebihan energi ini adalah energi aktivasi. Arti fisiknya adalah energi yang diperlukan untuk tumbukan aktif molekul (penataan ulang orbital). Jumlah partikel aktif, dan karenanya laju reaksi, meningkat dengan suhu sesuai dengan hukum eksponensial, menurut persamaan Arrhenius, yang mencerminkan ketergantungan konstanta laju pada suhu

di mana TETAPI - faktor proporsionalitas Arrhenius;

k– konstanta Boltzmann;

E A - energi aktivasi;

R- konstanta gas;

T- suhu.

Katalis adalah zat yang mempercepat laju reaksi tetapi tidak dikonsumsi sendiri.

Katalisis- fenomena perubahan laju reaksi dengan adanya katalis. Membedakan katalisis homogen dan heterogen. Homogen- jika reaktan dan katalis berada dalam keadaan agregasi yang sama. Heterogen- jika reaktan dan katalis berada dalam keadaan agregasi yang berbeda. Tentang katalisis lihat secara terpisah (lebih lanjut).

penghambat Suatu zat yang memperlambat laju reaksi.

Faktor selanjutnya adalah luas permukaan. Semakin besar permukaan reaktan, semakin besar kecepatannya. Pertimbangkan, misalnya, pengaruh tingkat dispersi pada laju reaksi.

CaCO 3 - marmer. Kami menurunkan ubin marmer menjadi asam klorida HCl, tunggu lima menit, itu akan larut sepenuhnya.

Marmer bubuk - kami akan melakukan prosedur yang sama dengannya, itu larut dalam tiga puluh detik.

Persamaan untuk kedua proses adalah sama.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ?.

Jadi, saat menambahkan marmer bubuk, waktunya lebih sedikit daripada saat menambahkan marmer ubin, dengan massa yang sama.

Dengan peningkatan antarmuka antara fase, laju reaksi heterogen meningkat.

Dari buku Fisika Kimia: Catatan Kuliah penulis Berezovchuk A V

2. Persamaan isoterm reaksi kimia Jika reaksi berlangsung bolak-balik, maka ?G= 0. 0 dan Anda dapat menghitung perubahannya?G. di mana? - reaksi berjalan - nilai yang menunjukkan berapa banyak mol yang telah berubah selama reaksi. Saya cn - mencirikan

Dari buku The New Book of Facts. Jilid 3 [Fisika, kimia dan teknologi. Sejarah dan arkeologi. Aneka ragam] pengarang Kondrashov Anatoly Pavlovich

3. Persamaan isobar, isobar reaksi kimia Ketergantungan K pada suhu Persamaan isobar: Persamaan isobar: Mereka menentukan arah aliran

Dari buku Neutrino - partikel hantu atom penulis Asimov Isaac

1. Konsep kinetika kimia Kinetika adalah ilmu tentang laju reaksi kimia Laju reaksi kimia adalah jumlah interaksi dasar kimia yang terjadi per satuan waktu per satuan volume (homogen) atau per satuan permukaan

Dari buku Energi Atom untuk Keperluan Militer pengarang Smith Henry Dewolf

8. Faktor-faktor yang mempengaruhi tegangan lebih hidrogen. Tegangan lebih oksigen Faktor-faktor yang mempengaruhi ?H2:1) ?arus (kerapatan arus). Ketergantungan pada rapat arus dijelaskan oleh persamaan Tafel; 2) sifat bahan katoda adalah seri dalam urutan menaik?,? - tegangan lebih. Dalam persamaan Tafel

Dari buku History of Physics Course pengarang Stepanovich Kudryavtsev Pavel

Dari buku Apa itu teori relativitas pengarang Landau Lev Davidovich

Reaksi Nuklir dan Muatan Listrik Ketika fisikawan mulai memahami struktur atom dengan lebih jelas pada 1990-an, mereka menemukan bahwa setidaknya beberapa bagiannya membawa muatan listrik. Misalnya, elektron yang mengisi daerah terluar atom

Dari buku Fisika di Setiap Langkah pengarang Perelman Yakov Isidorovich

REAKSI NUKLIR METODE BOM NUKLIR1.40. Cockcroft dan Walton menghasilkan proton dengan energi yang cukup tinggi dengan mengionisasi gas hidrogen dan kemudian mempercepat ion di pembangkit tegangan tinggi dengan transformator dan penyearah. Metode serupa dapat

Dari buku 50 tahun fisika Soviet pengarang Leshkovtsev Vladimir Alekseevich

MASALAH REAKSI RANTAI 2.3. Prinsip pengoperasian bom atom atau pembangkit listrik menggunakan fisi uranium cukup sederhana. Jika satu neutron menyebabkan fisi, yang menghasilkan pelepasan beberapa neutron baru, maka jumlah fisi bisa sangat cepat

Dari buku The New Mind of the King [Pada komputer, pemikiran dan hukum fisika] penulis Penrose Roger

PRODUK REAKSI DAN MASALAH PEMISAHAN 8.16. Di pabrik Hanford, proses produksi plutonium dibagi menjadi dua bagian utama: produksi aktualnya di boiler dan pemisahannya dari blok uranium di mana ia dibentuk. Mari kita beralih ke bagian kedua dari proses.

Dari buku Tentang siapa apel itu jatuh pengarang Kesselman Vladimir Samuilovich

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI PEMISAHAN ISOTOPE 9.2. Menurut definisi, isotop suatu unsur berbeda dalam massanya, tetapi tidak dalam sifat kimianya. Lebih tepatnya, meskipun massa inti isotop dan strukturnya berbeda, muatan inti sama, dan karena itu kulit elektron terluar

Dari buku penulis

Implementasi reaksi berantai fisi inti Sekarang pertanyaan tentang reaksi berantai fisi dan kemungkinan memperoleh energi ledakan destruktif fisi muncul dengan sekuat tenaga. Pertanyaan ini secara fatal terkait dengan perang dunia yang dilancarkan oleh Nazi Jerman pada 1 September

Dari buku penulis

Dan kecepatan itu relatif! Ini mengikuti dari prinsip relativitas gerak yang masuk akal untuk berbicara tentang gerak lurus dan seragam dari suatu benda dengan kecepatan tertentu, tanpa menunjukkan laboratorium istirahat mana yang kecepatannya diukur, seperti mengatakan

Dari buku penulis

Kecepatan suara Pernahkah Anda melihat penebang pohon menebang pohon dari kejauhan? Atau mungkin Anda melihat seorang tukang kayu bekerja di kejauhan, memalu paku? Anda mungkin telah memperhatikan hal yang sangat aneh di sini: pukulan tidak terdengar ketika kapak menabrak pohon atau

Dari buku penulis

REAKSI TERMONUKLIR TERKENDALI Reaksi termonuklir tak terkendali terjadi selama ledakan bom hidrogen. Mereka mengarah pada pelepasan sejumlah besar energi nuklir, disertai dengan ledakan yang sangat merusak. Sekarang tugas para ilmuwan adalah menemukan cara

Dari buku penulis

Dari buku penulis

Dalam Labirin Pembelahan Pada tahun 1938, ilmuwan Jerman Otto Hahn dan Fritz Strassmann (1902–1980) membuat penemuan yang menakjubkan. Mereka menemukan bahwa membombardir uranium dengan neutron terkadang menghasilkan inti sekitar dua kali lebih ringan dari inti uranium asli. Lebih jauh

DEFINISI

Kinetika kimia- studi tentang laju dan mekanisme reaksi kimia.

Studi tentang laju reaksi, memperoleh data tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia, serta mempelajari mekanisme reaksi kimia dilakukan secara eksperimental.

DEFINISI

Laju reaksi kimia- perubahan konsentrasi salah satu reaktan atau produk reaksi per satuan waktu dengan volume konstan sistem.

Laju reaksi homogen dan heterogen ditentukan secara berbeda.

Definisi ukuran laju reaksi kimia dapat ditulis dalam bentuk matematika. Biarkan - laju reaksi kimia dalam sistem homogen, n B - jumlah mol salah satu zat yang dihasilkan dari reaksi, V - volume sistem, - waktu. Kemudian dalam batas:

Persamaan ini dapat disederhanakan - rasio jumlah zat terhadap volume adalah konsentrasi molar zat n B / V \u003d c B, dari mana dn B / V \u003d dc B dan akhirnya:

Dalam praktiknya, konsentrasi satu atau lebih zat diukur pada interval waktu tertentu. Konsentrasi zat awal menurun seiring waktu, sedangkan konsentrasi produk meningkat (Gbr. 1).

Beras. 1. Perubahan konsentrasi zat awal (a) dan produk reaksi (b) dengan waktu

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia adalah: sifat reaktan, konsentrasinya, suhu, keberadaan katalis dalam sistem, tekanan dan volume (dalam fase gas).

Pengaruh konsentrasi pada laju reaksi kimia dikaitkan dengan hukum dasar kinetika kimia - hukum aksi massa (LMA): laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan yang dinaikkan ke kekuatan koefisien stoikiometrinya. PDM tidak memperhitungkan konsentrasi zat dalam fase padat dalam sistem heterogen.

Untuk reaksi mA + nB = pC + qD, ekspresi matematika dari MAP akan ditulis:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n ,

di mana k adalah konstanta laju reaksi kimia, yang merupakan laju reaksi kimia pada konsentrasi reaktan 1 mol/l. Berbeda dengan laju reaksi kimia, k tidak bergantung pada konsentrasi reaktan. Semakin tinggi k, semakin cepat reaksi berlangsung.

Ketergantungan laju reaksi kimia pada suhu ditentukan oleh aturan van't Hoff. Aturan Van't Hoff: dengan setiap kenaikan suhu sepuluh derajat, laju sebagian besar reaksi kimia meningkat sekitar 2 hingga 4 kali lipat. Ekspresi matematika:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

dimana koefisien suhu van't Hoff, menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan kenaikan suhu sebesar 10 o C.

Molekulitas dan orde reaksi

Molekularitas reaksi ditentukan oleh jumlah minimum molekul yang secara bersamaan berinteraksi (berpartisipasi dalam tindakan elementer). Membedakan:

- reaksi monomolekul (reaksi penguraian dapat berfungsi sebagai contoh)

N 2 O 5 \u003d 2NO 2 + 1 / 2O 2

K × C, -dC/dt = kC

Namun, tidak semua reaksi yang mengikuti persamaan ini bersifat monomolekuler.

- bimolekular

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

K × C 1 × C 2 , -dC/dt = k × C 1 × C 2

- trimolekul (sangat jarang).

Molekuleritas suatu reaksi ditentukan oleh mekanisme sebenarnya. Tidak mungkin untuk menentukan molekularitasnya dengan menulis persamaan reaksi.

Orde reaksi ditentukan oleh bentuk persamaan kinetika reaksi. Ini sama dengan jumlah eksponen derajat konsentrasi dalam persamaan ini. Sebagai contoh:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - urutan ketiga

Orde reaksi dapat berupa pecahan. Dalam hal ini, ditentukan secara eksperimental. Jika reaksi berlangsung dalam satu tahap, maka orde reaksi dan molekularitasnya bertepatan, jika dalam beberapa tahap, maka orde ditentukan oleh tahap yang paling lambat dan sama dengan molekuleritas reaksi ini.

Contoh pemecahan masalah

CONTOH 1

Latihan	Reaksi berlangsung menurut persamaan 2A + B = 4C. Konsentrasi awal zat A adalah 0,15 mol/l, dan setelah 20 detik menjadi 0,12 mol/l. Hitung laju reaksi rata-rata.
Keputusan	Mari kita tuliskan rumus untuk menghitung laju rata-rata reaksi kimia: ARTIKEL TERKAIT Masukan peta situs ` Tentang situs