Laju reaksi kimia tergantung pada faktor-faktor berikut:
1) Sifat reaktan.
2) Permukaan kontak reagen.
3) Konsentrasi reaktan.
4) Suhu.
5) Adanya katalis.
Laju reaksi heterogen juga tergantung pada:
a) besarnya permukaan pemisahan fase (dengan peningkatan permukaan pemisahan fase, laju reaksi heterogen meningkat);
b) laju suplai reaktan ke antarmuka dan laju pelepasan produk reaksi darinya.
Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia:
1. Sifat reagen. Peran penting dimainkan oleh sifat ikatan kimia dalam senyawa, struktur molekulnya. Misalnya, pelepasan hidrogen oleh seng dari larutan asam klorida terjadi jauh lebih cepat daripada dari larutan asam asetat, karena polaritas ikatan H-C1 lebih besar daripada ikatan O-H dalam molekul CH3COOH, di lain kata, karena fakta bahwa Hcl - elektrolit kuat, dan CH 3 COOH adalah elektrolit lemah dalam larutan berair.
2. Permukaan kontak reagen Semakin besar permukaan kontak reaktan, semakin cepat reaksi berlangsung. Permukaan padatan dapat ditingkatkan dengan menggilingnya, dan untuk zat terlarut dengan melarutkannya. Reaksi dalam larutan berlangsung hampir seketika.
3. Konsentrasi reagen. Agar interaksi terjadi, partikel reaktan dalam sistem homogen harus bertumbukan. Dengan peningkatan konsentrasi reaktan laju reaksi meningkat. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa dengan peningkatan jumlah zat per satuan volume, jumlah tumbukan antara partikel zat yang bereaksi meningkat. Jumlah tumbukan sebanding dengan jumlah partikel reaktan dalam volume reaktor, yaitu konsentrasi molarnya.
Secara kuantitatif, ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan dinyatakan: hukum aksi massa (Guldberg dan Waage, Norwegia, 1867): laju reaksi kimia sebanding dengan produk dari konsentrasi reaktan.
Untuk reaksi:
aA + bB cC + dD
laju reaksi menurut hukum aksi massa sama dengan:
= k[A]a[B]b ,(9)
di mana [A] dan [B] adalah konsentrasi zat awal;
k-konstanta laju reaksi, yang sama dengan laju reaksi pada konsentrasi reaktan [A] = [B] = 1 mol/l.
Konstanta laju reaksi tergantung pada sifat reaktan, suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasi zat.
Ekspresi (9) disebut persamaan kinetika reaksi. Persamaan kinetik mencakup konsentrasi zat gas dan zat terlarut, tetapi tidak termasuk konsentrasi padatan:
2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g); υ = k 2 · [O2];
CuO (tv.) + H 2 (g) \u003d Cu (tv) + H 2 O (g); = k.
Menurut persamaan kinetik, adalah mungkin untuk menghitung bagaimana laju reaksi berubah dengan perubahan konsentrasi reaktan.
Pengaruh katalis.
5. Suhu reaksi. Teori tumbukan aktif
Agar tindakan dasar interaksi kimia terjadi, partikel-partikel yang bereaksi harus saling bertabrakan. Namun, tidak setiap tumbukan menghasilkan interaksi kimia. Interaksi kimia terjadi ketika partikel mendekat pada jarak di mana redistribusi kerapatan elektron dan munculnya ikatan kimia baru dimungkinkan. Partikel yang berinteraksi harus memiliki energi yang cukup untuk mengatasi gaya tolak menolak yang muncul di antara kulit elektronnya.
keadaan transisi- keadaan sistem, di mana penghancuran dan pembuatan koneksi seimbang. Sistem berada dalam keadaan transisi untuk waktu yang singkat (10 -15 detik). Energi yang diperlukan untuk membawa sistem ke keadaan transisi disebut energi aktivasi. Dalam reaksi bertingkat yang mencakup beberapa keadaan transisi, energi aktivasi sesuai dengan nilai energi tertinggi. Setelah mengatasi keadaan transisi, molekul-molekul terbang terpisah lagi dengan penghancuran ikatan lama dan pembentukan ikatan baru atau dengan transformasi ikatan asli. Kedua opsi itu mungkin, karena terjadi dengan pelepasan energi. Ada zat yang dapat mengurangi energi aktivasi untuk reaksi tertentu.
Molekul aktif A 2 dan B 2 pada tumbukan bergabung menjadi kompleks aktif antara A 2 ... B 2 dengan melemahnya dan kemudian putusnya ikatan A-A dan B-B dan penguatan ikatan A-B.
"Energi aktivasi" dari reaksi pembentukan NI (168 kJ/mol) jauh lebih kecil daripada energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan pada molekul H2 dan I2 awal (571 kJ/mol). Oleh karena itu, jalur reaksi melalui formasi kompleks aktif (diaktifkan) energi lebih menguntungkan daripada jalan melalui pemutusan lengkap ikatan dalam molekul asli. Sebagian besar reaksi terjadi melalui pembentukan kompleks aktif antara. Ketentuan teori kompleks aktif dikembangkan oleh G. Eyring dan M. Polyani pada tahun 30-an abad XX.
Energi aktivasi menyatakan kelebihan energi kinetik partikel relatif terhadap energi rata-rata yang diperlukan untuk transformasi kimia partikel yang bertabrakan. Reaksi dicirikan oleh nilai energi aktivasi yang berbeda (E a). Dalam kebanyakan kasus, energi aktivasi reaksi kimia antara molekul netral berkisar antara 80 hingga 240 kJ/mol. Untuk nilai proses biokimia E a sering lebih rendah - hingga 20 kJ / mol. Hal ini dapat dijelaskan oleh fakta bahwa sebagian besar proses biokimia berlangsung melalui tahap kompleks enzim-substrat. Hambatan energi membatasi reaksi. Karena ini, pada prinsipnya, kemungkinan reaksi (pada Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.
Agar reaksi terjadi, molekul harus berorientasi dengan cara tertentu dan memiliki energi yang cukup pada tumbukan. Probabilitas orientasi yang tepat dalam tumbukan dicirikan oleh: entropi aktivasi ∆S a. Redistribusi kerapatan elektron dalam kompleks aktif didukung oleh kondisi bahwa, pada tumbukan, molekul A2 dan B2 berorientasi, seperti yang ditunjukkan pada Gambar. 3a, sedangkan dengan orientasi yang ditunjukkan pada Gambar. 3b, kemungkinan reaksi masih jauh lebih kecil - pada Gambar. 3c.
Beras. Gambar 3. Orientasi yang menguntungkan (a) dan tidak menguntungkan (b, c) molekul A 2 dan B 2 pada tumbukan
Persamaan yang mencirikan ketergantungan laju dan reaksi pada suhu, energi aktivasi dan entropi aktivasi memiliki bentuk:
(10)
di mana k- konstanta laju reaksi;
TETAPI- dalam pendekatan pertama, jumlah total tumbukan antara molekul per satuan waktu (detik) per satuan volume;
e- dasar logaritma natural;
R- konstanta gas universal;
T- suhu mutlak;
E a- energi aktivasi;
∆S a- perubahan entropi aktivasi.
Persamaan (11) diturunkan oleh Arrhenius pada tahun 1889. Pengganda praeksponensial TETAPI sebanding dengan jumlah total tumbukan antar molekul per satuan waktu. Dimensinya bertepatan dengan dimensi konstanta laju dan bergantung pada orde total reaksi.
Eksponen sama dengan fraksi tumbukan aktif dari jumlah totalnya, yaitu molekul yang bertabrakan harus memiliki energi interaksi yang cukup. Probabilitas orientasi yang diinginkan pada saat tumbukan sebanding dengan .
Ketika membahas hukum aksi massa untuk kecepatan (9), secara khusus ditetapkan bahwa konstanta laju adalah nilai konstanta yang tidak bergantung pada konsentrasi reagen. Diasumsikan bahwa semua transformasi kimia berlangsung pada suhu konstan. Pada saat yang sama, laju transformasi kimia dapat berubah secara signifikan dengan penurunan atau peningkatan suhu. Dari sudut pandang hukum aksi massa, perubahan kecepatan ini disebabkan oleh ketergantungan suhu dari konstanta laju, karena konsentrasi reaktan hanya berubah sedikit karena ekspansi termal atau kontraksi cairan.
Fakta yang paling terkenal adalah bahwa laju reaksi meningkat dengan meningkatnya suhu. Jenis ketergantungan suhu pada kecepatan ini disebut normal (Gbr. 3a). Jenis ketergantungan ini adalah karakteristik dari semua reaksi sederhana.
Beras. 3. Jenis ketergantungan suhu dari laju reaksi kimia: a - normal;
b - tidak normal; c - enzimatik
Namun, transformasi kimia sekarang dikenal, yang lajunya berkurang dengan meningkatnya suhu, jenis ketergantungan suhu dari laju ini disebut ganjil . Contohnya adalah reaksi fase gas nitrogen (II) oksida dengan bromin (Gbr. 3b).
Yang menarik bagi dokter adalah ketergantungan suhu dari laju reaksi enzimatik, mis. reaksi yang melibatkan enzim. Hampir semua reaksi yang terjadi di dalam tubuh termasuk dalam kelas ini. Misalnya, dalam dekomposisi hidrogen peroksida dengan adanya enzim katalase, laju dekomposisi tergantung pada suhu. Dalam kisaran 273-320 Ke ketergantungan suhu adalah normal. Saat suhu meningkat, kecepatan meningkat, dan saat suhu menurun, kecepatan menurun. Ketika suhu naik di atas 320 Ke ada penurunan anomali tajam dalam tingkat dekomposisi peroksida. Gambaran serupa terjadi untuk reaksi enzimatik lainnya (Gbr. 3c).
Dari persamaan Arrhenius untuk k jelas bahwa, karena T termasuk dalam eksponen, laju reaksi kimia sangat sensitif terhadap perubahan suhu. Ketergantungan laju reaksi homogen pada suhu dapat dinyatakan dengan aturan van't Hoff, yang menyatakan: dengan peningkatan suhu untuk setiap 10 °, laju reaksi meningkat 2-4 kali; Bilangan yang menunjukkan berapa kali laju reaksi tertentu bertambah dengan kenaikan suhu 10 ° disebut koefisien suhu laju reaksi -γ.
Aturan ini secara matematis dinyatakan dengan rumus berikut:
(12)
di mana adalah koefisien suhu, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan peningkatan suhu sebesar 10 0; 1 -t1 ; 2 - laju reaksi pada suhu t2.
Saat suhu naik dalam deret aritmatika, kecepatannya meningkat secara eksponensial.
Misalnya, jika = 2,9, maka dengan peningkatan suhu sebesar 100 °, laju reaksi meningkat dengan faktor 2,9 10, yaitu. 40 ribu kali. Penyimpangan dari aturan ini adalah reaksi biokimia, yang lajunya meningkat sepuluh kali lipat dengan sedikit peningkatan suhu. Aturan ini hanya berlaku dalam perkiraan kasar. Reaksi yang melibatkan molekul besar (protein) ditandai dengan koefisien suhu yang besar. Laju denaturasi protein (ovalbumin) meningkat 50 kali lipat dengan kenaikan suhu 10 °C. Setelah mencapai maksimum tertentu (50-60 °C), laju reaksi menurun tajam sebagai akibat dari denaturasi termal protein.
Untuk banyak reaksi kimia, hukum aksi massa untuk kecepatan tidak diketahui. Dalam kasus seperti itu, ekspresi berikut dapat digunakan untuk menggambarkan ketergantungan suhu dari tingkat konversi:
pra-eksponen dengan tidak tergantung pada suhu, tetapi tergantung pada konsentrasi. Satuan ukuran adalah mol/l∙s.
Ketergantungan teoretis memungkinkan untuk menghitung sebelumnya kecepatan pada suhu berapa pun jika energi aktivasi dan pra-eksponensial diketahui. Dengan demikian, pengaruh suhu pada laju transformasi kimia diprediksi.
Reaksi kompleks
Prinsip kemerdekaan. Semua yang dibahas di atas mengacu pada reaksi yang relatif sederhana, tetapi apa yang disebut reaksi kompleks sering dijumpai dalam kimia. Reaksi-reaksi ini termasuk yang dibahas di bawah ini. Ketika menurunkan persamaan kinetik untuk reaksi ini, prinsip independensi digunakan: jika beberapa reaksi terjadi dalam sistem, maka masing-masing reaksi tidak bergantung pada yang lain dan lajunya sebanding dengan produk konsentrasi reaktannya.
Reaksi Paralel adalah reaksi yang berlangsung serentak dalam beberapa arah.
Dekomposisi termal kalium klorat terjadi secara bersamaan dalam dua reaksi: 
Reaksi berturut-turut adalah reaksi yang berlangsung dalam beberapa tahap. Ada banyak reaksi seperti itu dalam kimia.
.
Reaksi terkait. Jika beberapa reaksi berlangsung dalam sistem dan salah satunya tidak dapat terjadi tanpa yang lain, maka reaksi ini disebut terkonjugasi , dan fenomena itu sendiri dengan induksi .
2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.
Reaksi ini praktis tidak diamati dalam kondisi normal, tetapi jika FeO ditambahkan ke sistem, maka reaksi berikut terjadi:
FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O
dan reaksi pertama menyertainya. Alasan untuk ini adalah pembentukan dalam reaksi kedua produk antara yang terlibat dalam reaksi pertama:
FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;
HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.
Induksi kimia- fenomena di mana satu reaksi kimia (sekunder) bergantung pada yang lain (primer).
A+ PADA- utama reaksi,
A + C- sekunder reaksi,
maka A adalah aktivator, PADA- induktor, C - akseptor.
Selama induksi kimia, berbeda dengan katalisis, konsentrasi semua peserta dalam reaksi menurun.
Faktor induksi ditentukan dari persamaan berikut:
.
Bergantung pada nilai faktor induksi, kasus-kasus berikut mungkin terjadi.
saya> 0 - proses memudar. Laju reaksi menurun seiring waktu.
Saya < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличивается со временем.
Fenomena induksi penting karena dalam beberapa kasus energi reaksi primer dapat mengimbangi energi yang dikeluarkan dalam reaksi sekunder. Untuk alasan ini, misalnya, secara termodinamika memungkinkan untuk mensintesis protein dengan polikondensasi asam amino.
Reaksi berantai. Jika reaksi kimia berlangsung dengan pembentukan partikel aktif (ion, radikal), yang, memasuki reaksi berikutnya, menyebabkan munculnya partikel aktif baru, maka urutan reaksi seperti itu disebut reaksi berantai.
Pembentukan radikal bebas dikaitkan dengan pengeluaran energi untuk memutuskan ikatan dalam suatu molekul. Energi ini dapat diberikan ke molekul dengan penerangan, pelepasan listrik, pemanasan, penyinaran dengan neutron, partikel dan . Untuk melakukan reaksi berantai pada suhu rendah, inisiator dimasukkan ke dalam campuran yang bereaksi - zat yang mudah membentuk radikal: uap natrium, peroksida organik, yodium, dll.
Reaksi pembentukan hidrogen klorida dari senyawa sederhana, diaktifkan oleh cahaya.
Reaksi total:
H2 + C1 2 2HC1.
Tahap terpisah:
l 2 2Сl∙ fotoaktivasi klorin (inisiasi)
Cl + H 2 \u003d Hcl + H pengembangan rantai
H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl , dll.
H + Cl \u003d Hcl sirkuit terbuka
Di sini H∙ dan l∙ adalah partikel aktif (radikal).
Tiga kelompok langkah dasar dapat dibedakan dalam mekanisme reaksi ini. Yang pertama adalah reaksi fotokimia asal rantai. Molekul klorin, setelah menyerap kuantum cahaya, berdisosiasi menjadi atom bebas dengan reaktivitas tinggi. Jadi, ketika rantai berinti, atom atau radikal bebas terbentuk dari molekul jenuh valensi. Proses pembangkitan rantai juga disebut inisiasi. Atom klorin, yang memiliki elektron tidak berpasangan, dapat bereaksi dengan molekul hidrogen, membentuk molekul hidrogen klorida dan atom hidrogen. Hidrogen atom, pada gilirannya, berinteraksi dengan molekul klorin, sebagai akibatnya molekul hidrogen klorida dan klorin atom terbentuk kembali, dll.
Proses-proses ini, dicirikan oleh pengulangan tahap dasar yang sama (tautan) dan dilanjutkan dengan pelestarian radikal bebas, mengarah pada konsumsi zat awal dan pembentukan produk reaksi. Gugus reaksi ini disebut reaksi pengembangan (atau kelanjutan) dari rantai.
Langkah dalam reaksi berantai di mana radikal bebas dihancurkan disebut pemutusan rantai. Pemutusan rantai dapat terjadi sebagai akibat dari rekombinasi radikal bebas, jika energi yang dilepaskan dalam kasus ini dapat diberikan ke beberapa benda ketiga: dinding pembuluh atau molekul pengotor lembam (tahap 4, 5). Itulah sebabnya laju reaksi berantai sangat sensitif terhadap keberadaan pengotor, terhadap bentuk dan dimensi bejana, terutama pada tekanan rendah.
Jumlah mata rantai dasar dari saat rantai lahir sampai putus disebut panjang rantai. Dalam contoh yang sedang dipertimbangkan, hingga 105 molekul HCl terbentuk untuk setiap kuantum cahaya.
Reaksi berantai, di mana tidak ada "perkalian" jumlah radikal bebas, disebut tidak bercabang atau reaksi berantai sederhana . Dalam setiap tahap dasar dari proses rantai tidak bercabang, satu radikal "melahirkan" satu molekul produk reaksi dan hanya satu radikal baru (Gbr. 41).
 |
Contoh lain dari reaksi berantai sederhana: a) klorinasi hidrokarbon parafin Cl + CH 4 → CH 3 + HC1; CH 3 + Cl - → CH 3 Cl + Cl dst.; b) reaksi polimerisasi radikal, misalnya, polimerisasi vinil asetat dengan adanya benzoil peroksida, yang mudah terurai menjadi radikal; c) interaksi hidrogen dengan bromin, berlangsung menurut mekanisme yang mirip dengan reaksi klorin dengan hidrogen, hanya dengan panjang rantai yang lebih pendek karena endotermisitasnya.
Jika dua atau lebih partikel aktif muncul sebagai akibat dari tindakan pertumbuhan, maka reaksi berantai ini bercabang.
Pada tahun 1925, N. N. Semenov dan rekan-rekannya menemukan reaksi yang mengandung tahap-tahap dasar, sebagai akibatnya tidak hanya satu, tetapi beberapa partikel, atom, atau radikal yang aktif secara kimia, muncul. Munculnya beberapa radikal bebas baru menyebabkan munculnya beberapa rantai baru, yaitu satu rantai garpu. Proses seperti itu disebut reaksi berantai bercabang (Gbr. 42).
Contoh proses rantai bercabang tinggi adalah oksidasi hidrogen pada tekanan rendah dan suhu sekitar 900 °C. Mekanisme reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.
1. Inisiasi rantai H2 + O2 OH∙ + OH∙
2. OH + H 2 → H 2 O + H pengembangan rantai
3. H + O 2 → OH + O: percabangan rantai
4. O: + H2 → OH + H
5. OH + H 2 → H 2 O + H kelanjutan rantai
6. H∙ + H∙ + dinding → H 2 sirkuit terbuka pada dinding kapal
7. H + O 2 + M → HO 2 + M pemutusan rantai secara massal.
M adalah molekul inert. Radikal HO 2 , yang terbentuk selama tumbukan rangkap tiga, tidak aktif dan tidak dapat melanjutkan rantai.
Pada tahap pertama proses, radikal hidroksil terbentuk, yang menyediakan pengembangan rantai sederhana. Pada tahap ketiga, sebagai hasil interaksi dengan molekul awal satu radikal, dua radikal terbentuk, dan atom oksigen memiliki dua valensi bebas. Ini memberikan percabangan rantai.
Sebagai hasil dari percabangan rantai, laju reaksi meningkat dengan cepat pada periode waktu awal, dan proses berakhir dengan ledakan penyalaan rantai. Namun, reaksi berantai bercabang berakhir dengan ledakan hanya jika laju percabangan lebih besar dari laju pemutusan rantai. Jika tidak, prosesnya lambat.
Ketika kondisi reaksi berubah (perubahan tekanan, suhu, komposisi campuran, ukuran dan kondisi dinding bejana reaksi, dll.), transisi dari reaksi lambat ke ledakan dapat terjadi dan sebaliknya. Jadi, dalam reaksi berantai ada keadaan (kritis) yang membatasi di mana penyalaan berantai terjadi, dari mana seseorang harus membedakan pengapian termal yang terjadi dalam reaksi eksotermik sebagai akibat dari pemanasan yang terus meningkat dari campuran yang bereaksi dengan penghilangan panas yang buruk.
Menurut mekanisme rantai bercabang, uap teroksidasi dari belerang, fosfor, karbon monoksida (II), karbon disulfida, dll. terjadi.
Teori modern proses rantai dikembangkan oleh pemenang Hadiah Nobel (1956) akademisi Soviet N. N. Semenov dan ilmuwan Inggris Hinshelwood.
Reaksi berantai harus dibedakan dari reaksi katalitik, meskipun yang terakhir juga bersifat siklik. Perbedaan paling signifikan antara reaksi berantai dan reaksi katalitik adalah bahwa dengan mekanisme rantai, reaksi dapat berlangsung ke arah peningkatan energi sistem karena reaksi spontan. Katalis tidak menyebabkan reaksi yang tidak mungkin terjadi secara termodinamika. Selain itu, dalam reaksi katalitik tidak ada langkah proses seperti nukleasi rantai dan pemutusan rantai.
reaksi polimerisasi. Kasus khusus dari reaksi berantai adalah reaksi polimerisasi.
Polimerisasi adalah proses di mana reaksi partikel aktif (radikal, ion) dengan senyawa dengan berat molekul rendah (monomer) disertai dengan penambahan berurutan yang terakhir dengan peningkatan panjang rantai material (panjang molekul), yaitu, dengan pembentukan polimer.
Monomer adalah senyawa organik, sebagai aturan, mengandung ikatan tak jenuh (ganda, rangkap tiga) dalam komposisi molekul.
Tahapan utama dari proses polimerisasi:
1. Inisiasi(di bawah aksi cahaya, panas, dll.):
A A→A" + A"- dekomposisi homolitik dengan pembentukan radikal (partikel tak jenuh valensi aktif).
A: B→ A - + B +- dekomposisi heterolitik dengan pembentukan ion.
2. Pertumbuhan rantai: A "+ M→ SAYA"
(atau A - + M→ SAYA", atau PADA + + M→ VM +).
3. Sirkuit terbuka: AM" + AM"→ polimer
(atau AM" + B +→ polimer, VM + + A"→ polimer).
Kecepatan proses rantai selalu lebih besar daripada proses non-rantai.
Objektif: studi tentang laju reaksi kimia dan ketergantungannya pada berbagai faktor: sifat reaktan, konsentrasi, suhu.
Reaksi kimia berlangsung pada tingkat yang berbeda. Laju reaksi kimia disebut perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu. Ini sama dengan jumlah aksi interaksi per satuan waktu per satuan volume untuk reaksi yang terjadi dalam sistem homogen (untuk reaksi homogen), atau per unit antarmuka untuk reaksi yang terjadi dalam sistem heterogen (untuk reaksi heterogen).
Laju reaksi rata-rata v cf. dalam selang waktu dari t1 sebelum t2 ditentukan oleh hubungan:
di mana Dari 1 dan Dari 2 adalah konsentrasi molar setiap peserta dalam reaksi pada titik waktu t1 dan t2 masing-masing.
Tanda “–” di depan pecahan mengacu pada konsentrasi zat awal, Dengan < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔDengan > 0.
Faktor utama yang mempengaruhi laju reaksi kimia adalah: sifat reaktan, konsentrasinya, tekanan (jika gas terlibat dalam reaksi), suhu, katalis, area antarmuka untuk reaksi heterogen.
Sebagian besar reaksi kimia adalah proses kompleks yang terjadi dalam beberapa tahap, yaitu terdiri dari beberapa proses dasar. Reaksi dasar atau reaksi sederhana adalah reaksi yang terjadi dalam satu tahap.
Untuk reaksi elementer, ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi dinyatakan oleh hukum aksi massa.
Pada suhu konstan, laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan, diambil dalam pangkat yang sama dengan koefisien stoikiometrik.
Untuk reaksi umum
a A + b B ... → c C,
menurut hukum aksi massa v dinyatakan dengan relasi
v = K∙s(A) a c(B) b,
di mana c(A) dan c(B) adalah konsentrasi molar reaktan A dan B;
Ke adalah konstanta laju reaksi ini, sama dengan v, jika c(A)=1 dan c(B) b=1, dan tergantung pada sifat reaktan, suhu, katalis, luas permukaan antarmuka untuk reaksi heterogen.
Menyatakan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi disebut persamaan kinetik.
Dalam kasus reaksi kompleks, hukum aksi massa berlaku untuk setiap tahap individu.
Untuk reaksi heterogen, persamaan kinetik hanya mencakup konsentrasi zat gas dan zat terlarut; ya, untuk membakar batu bara
C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)
persamaan kecepatan memiliki bentuk
v \u003d K s (O 2)
Beberapa kata tentang molekuleritas dan orde kinetika reaksi.
konsep "molekularitas reaksi" hanya berlaku untuk reaksi sederhana. Molekularitas reaksi mencirikan jumlah partikel yang berpartisipasi dalam interaksi elementer.
Ada reaksi mono-, bi- dan trimolekul, di mana satu, dua dan tiga partikel, masing-masing, berpartisipasi. Probabilitas tumbukan simultan dari tiga partikel kecil. Proses dasar interaksi lebih dari tiga partikel tidak diketahui. Contoh reaksi elementer:
N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (monomolekuler)
H 2 + I 2 → 2HI (bimolekuler)
2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolekuler)
Molekuleritas reaksi sederhana bertepatan dengan orde kinetik keseluruhan reaksi. Orde reaksi menentukan sifat ketergantungan laju pada konsentrasi.
Orde kinetik keseluruhan (total) dari suatu reaksi adalah jumlah eksponen pada konsentrasi reaktan dalam persamaan laju reaksi, ditentukan secara eksperimental.
Ketika suhu naik, laju sebagian besar reaksi kimia meningkat. Ketergantungan laju reaksi pada suhu kira-kira ditentukan oleh aturan van't Hoff.
Untuk setiap kenaikan suhu 10 derajat, laju sebagian besar reaksi meningkat dengan faktor 2-4.
di mana dan adalah laju reaksi, masing-masing, pada suhu t2 dan t1 (t2>t1);
adalah koefisien suhu dari laju reaksi, ini adalah angka yang menunjukkan berapa kali laju reaksi kimia meningkat dengan peningkatan suhu sebesar 10 0.
Menggunakan aturan van't Hoff, hanya mungkin untuk memperkirakan pengaruh suhu pada laju reaksi. Deskripsi yang lebih akurat tentang ketergantungan laju reaksi suhu dapat dilakukan dalam kerangka teori aktivasi Arrhenius.
Salah satu cara mempercepat reaksi kimia adalah katalisis, yang dilakukan dengan bantuan zat (katalis).
Katalis- ini adalah zat yang mengubah laju reaksi kimia karena partisipasi berulang dalam interaksi kimia antara dengan reagen reaksi, tetapi setelah setiap siklus interaksi antara mereka mengembalikan komposisi kimianya.
Mekanisme kerja katalis direduksi menjadi penurunan energi aktivasi reaksi, yaitu penurunan perbedaan antara energi rata-rata molekul aktif (kompleks aktif) dan energi rata-rata molekul zat awal. Ini meningkatkan laju reaksi kimia.
Reaksi kimia berlangsung pada kecepatan yang berbeda: pada kecepatan rendah - selama pembentukan stalaktit dan stalagmit, pada kecepatan rata-rata - saat memasak makanan, secara instan - selama ledakan. Reaksi dalam larutan berair sangat cepat.
Menentukan laju reaksi kimia, serta menjelaskan ketergantungannya pada kondisi proses, adalah tugas kinetika kimia - ilmu tentang hukum yang mengatur jalannya reaksi kimia dalam waktu.
Jika reaksi kimia terjadi dalam medium homogen, misalnya dalam larutan atau dalam fasa gas, maka interaksi zat-zat yang bereaksi terjadi di seluruh volume. Reaksi seperti ini disebut homogen.
(v homog) didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu per satuan volume:
di mana n adalah perubahan jumlah mol satu zat (paling sering yang awal, tetapi juga bisa menjadi produk reaksi); t - interval waktu (s, min); V adalah volume gas atau larutan (l).
Karena rasio jumlah zat terhadap volume adalah konsentrasi molar C, maka
Jadi, laju reaksi homogen didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi salah satu zat per satuan waktu:
jika volume sistem tidak berubah.
Jika reaksi terjadi antara zat-zat dalam keadaan agregasi yang berbeda (misalnya, antara padat dan gas atau cair), atau antara zat yang tidak dapat membentuk medium homogen (misalnya, antara cairan yang tidak bercampur), maka itu hanya terjadi pada permukaan kontak zat. Reaksi seperti ini disebut heterogen.
Didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu per satuan permukaan.
di mana S adalah luas permukaan kontak zat (m 2, cm 2).
Perubahan jumlah zat yang menentukan laju reaksi adalah faktor eksternal yang diamati oleh peneliti. Faktanya, semua proses dilakukan di tingkat mikro. Jelas, agar beberapa partikel bereaksi, mereka pertama-tama harus bertabrakan, dan bertabrakan secara efektif: tidak menyebar seperti bola ke arah yang berbeda, tetapi sedemikian rupa sehingga "ikatan lama" dalam partikel dihancurkan atau melemah dan " yang baru" dapat terbentuk. ", dan untuk ini partikel harus memiliki energi yang cukup.
Data yang dihitung menunjukkan bahwa, misalnya, dalam gas, tumbukan molekul pada tekanan atmosfer adalah dalam miliaran per 1 detik, yaitu, semua reaksi seharusnya berlangsung seketika. Tapi tidak. Ternyata hanya sebagian kecil dari molekul yang memiliki energi yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan yang efektif.
Energi berlebih minimum yang harus dimiliki partikel (atau pasangan partikel) agar tumbukan efektif terjadi disebut energi aktivasi ea.
Jadi, pada saat semua partikel masuk ke dalam reaksi, terdapat penghalang energi yang sama dengan energi aktivasi E a . Ketika kecil, ada banyak partikel yang bisa mengatasinya, dan laju reaksinya tinggi. Jika tidak, "dorongan" diperlukan. Saat Anda membawa korek api untuk menyalakan lampu spiritus, Anda memberikan energi tambahan E a yang diperlukan untuk tumbukan efektif molekul alkohol dengan molekul oksigen (mengatasi penghalang).
Laju reaksi kimia tergantung pada banyak faktor. Yang utama adalah: sifat dan konsentrasi reaktan, tekanan (dalam reaksi yang melibatkan gas), suhu, aksi katalis dan permukaan reaktan dalam kasus reaksi heterogen.
Suhu
Ketika suhu naik, dalam banyak kasus laju reaksi kimia meningkat secara signifikan. Pada abad ke-19 Kimiawan Belanda J. X. Van't Hoff merumuskan aturan:
Peningkatan suhu untuk setiap 10 ° C menyebabkan peningkatankecepatan reaksi 2-4 kali(nilai ini disebut koefisien suhu reaksi).
Dengan peningkatan suhu, kecepatan rata-rata molekul, energinya, dan jumlah tumbukan sedikit meningkat, tetapi proporsi molekul "aktif" yang berpartisipasi dalam tumbukan efektif yang mengatasi penghalang energi reaksi meningkat tajam. Secara matematis, ketergantungan ini dinyatakan dengan hubungan:
di mana v t 1 dan v t 2 masing-masing adalah laju reaksi pada suhu t 2 akhir dan t 1 awal, dan adalah koefisien suhu laju reaksi, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan setiap kenaikan 10 ° C dalam suhu.
Namun, untuk meningkatkan laju reaksi, peningkatan suhu tidak selalu dapat diterapkan, karena bahan awal dapat mulai terurai, pelarut atau zat itu sendiri dapat menguap, dll.
Reaksi endoterm dan eksoterm
Reaksi metana dengan oksigen atmosfer diketahui disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas. Oleh karena itu, digunakan dalam kehidupan sehari-hari untuk memasak, memanaskan air, dan memanaskan. Gas alam yang dipasok ke rumah melalui pipa adalah 98% metana. Reaksi kalsium oksida (CaO) dengan air juga disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas.
Apa yang bisa dikatakan fakta-fakta ini? Ketika ikatan kimia baru terbentuk dalam produk reaksi, lagi energi dari yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia dalam reaktan. Kelebihan energi dilepaskan dalam bentuk panas dan terkadang cahaya.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energi (cahaya, panas));
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energi (panas)).
Reaksi seperti itu harus berjalan dengan mudah (seperti batu dengan mudah menggelinding ke bawah).
Reaksi yang melepaskan energi disebut eksotermik(dari bahasa Latin "exo" - keluar).
Misalnya, banyak reaksi redoks bersifat eksoterm. Salah satu reaksi indah ini adalah oksidasi-reduksi intramolekul yang terjadi di dalam garam yang sama - amonium dikromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energi).
Hal lain adalah reaksi balik. Mereka mirip dengan menggulingkan batu ke atas bukit. Masih tidak mungkin untuk memperoleh metana dari CO 2 dan air, dan diperlukan pemanasan yang kuat untuk mendapatkan kapur CaO dari kalsium hidroksida Ca (OH) 2. Reaksi seperti itu hanya terjadi dengan aliran energi yang konstan dari luar:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energi (panas))
Hal ini menunjukkan bahwa pemutusan ikatan kimia dalam Ca(OH) 2 membutuhkan lebih banyak energi daripada yang dapat dilepaskan selama pembentukan ikatan kimia baru dalam molekul CaO dan H 2 O.
Reaksi yang menyerap energi disebut ENDOTERMIK(dari "endo" - di dalam).
Konsentrasi reaktan
Perubahan tekanan dengan partisipasi zat gas dalam reaksi juga menyebabkan perubahan konsentrasi zat ini.
Agar interaksi kimia terjadi antara partikel, mereka harus bertumbukan secara efektif. Semakin besar konsentrasi reaktan, semakin banyak tumbukan dan, karenanya, semakin tinggi laju reaksi. Misalnya, asetilena terbakar sangat cepat dalam oksigen murni. Ini mengembangkan suhu yang cukup untuk melelehkan logam. Berdasarkan sejumlah besar bahan eksperimental, pada tahun 1867 orang Norwegia K. Guldenberg dan P. Waage, dan terlepas dari mereka pada tahun 1865, ilmuwan Rusia N. I. Beketov merumuskan hukum dasar kinetika kimia, yang menetapkan ketergantungan reaksi kecepatan pada konsentrasi zat yang bereaksi.
Laju reaksi kimia sebanding dengan produk dari konsentrasi reaktan, diambil dengan pangkat yang sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi.
Hukum ini disebut juga hukum aksi massa.
Untuk reaksi A + B \u003d D, hukum ini akan dinyatakan sebagai berikut:
Untuk reaksi 2A + B = D, hukum ini dinyatakan sebagai berikut:
Disini C A, C B adalah konsentrasi zat A dan B (mol / l); k 1 dan k 2 - koefisien proporsionalitas, yang disebut konstanta laju reaksi.
Arti fisik dari konstanta laju reaksi tidak sulit untuk ditetapkan - secara numerik sama dengan laju reaksi di mana konsentrasi reaktan adalah 1 mol / l atau produknya sama dengan satu. Dalam hal ini, jelas bahwa konstanta laju reaksi hanya bergantung pada suhu dan tidak bergantung pada konsentrasi zat.
Hukum aksi massa tidak memperhitungkan konsentrasi reaktan dalam keadaan padat, karena mereka bereaksi pada permukaan dan konsentrasinya biasanya konstan.
Misalnya, untuk reaksi pembakaran batubara, ekspresi laju reaksi harus ditulis sebagai berikut:
yaitu, laju reaksi hanya sebanding dengan konsentrasi oksigen.
Jika persamaan reaksi hanya menjelaskan keseluruhan reaksi kimia, yang berlangsung dalam beberapa tahap, maka laju reaksi semacam itu dapat bergantung secara kompleks pada konsentrasi zat awal. Ketergantungan ini ditentukan secara eksperimental atau teoritis berdasarkan mekanisme reaksi yang diusulkan.
Aksi katalis
Dimungkinkan untuk meningkatkan laju reaksi dengan menggunakan zat khusus yang mengubah mekanisme reaksi dan mengarahkannya ke jalur yang lebih disukai secara energetik dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Mereka disebut katalis (dari katalisis Latin - penghancuran).
Katalis bertindak sebagai pemandu yang berpengalaman, membimbing sekelompok wisatawan tidak melalui jalan tinggi di pegunungan (mengatasinya membutuhkan banyak usaha dan waktu dan tidak dapat diakses oleh semua orang), tetapi di sepanjang jalan memutar yang diketahuinya, di mana Anda dapat mengatasi gunung lebih mudah dan lebih cepat.
Benar, di jalan memutar Anda tidak bisa mendapatkan tempat yang mengarah ke jalur utama. Tapi terkadang itulah yang Anda butuhkan! Beginilah cara kerja katalis, yang disebut selektif. Jelas bahwa tidak perlu membakar amonia dan nitrogen, tetapi oksida nitrat (II) digunakan dalam produksi asam nitrat.
Katalis- Ini adalah zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia dan mengubah kecepatan atau arahnya, tetapi pada akhir reaksi tetap tidak berubah secara kuantitatif dan kualitatif.
Mengubah laju reaksi kimia atau arahnya dengan bantuan katalis disebut katalisis. Katalis banyak digunakan di berbagai industri dan transportasi (konverter katalitik yang mengubah nitrogen oksida dalam gas buang mobil menjadi nitrogen yang tidak berbahaya).
Ada dua jenis katalisis.
katalisis homogen, di mana baik katalis dan reaktan berada dalam keadaan agregasi (fase) yang sama.
katalisis heterogen dimana katalis dan reaktan berada dalam fase yang berbeda. Misalnya, dekomposisi hidrogen peroksida dengan adanya katalis mangan (IV) oksida padat:
Katalis itu sendiri tidak dikonsumsi sebagai hasil dari reaksi, tetapi jika zat lain teradsorpsi pada permukaannya (mereka disebut racun katalitik), maka permukaan menjadi tidak dapat dioperasikan, dan regenerasi katalis diperlukan. Oleh karena itu, sebelum melakukan reaksi katalitik, bahan awal dimurnikan secara menyeluruh.
Misalnya, dalam produksi asam sulfat dengan metode kontak, katalis padat digunakan - vanadium (V) oksida V 2 O 5:
Dalam produksi metanol, katalis padat "seng-kromium" digunakan (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Katalis biologis - enzim - bekerja sangat efektif. Secara kimiawi, ini adalah protein. Berkat mereka, reaksi kimia kompleks berlangsung dengan kecepatan tinggi pada organisme hidup pada suhu rendah.
Zat menarik lainnya diketahui - inhibitor (dari bahasa Latin inhibere - untuk menunda). Mereka bereaksi dengan partikel aktif pada tingkat tinggi untuk membentuk senyawa tidak aktif. Akibatnya, reaksi melambat tajam dan kemudian berhenti. Inhibitor sering secara khusus ditambahkan ke berbagai zat untuk mencegah proses yang tidak diinginkan.
Misalnya, larutan hidrogen peroksida distabilkan dengan inhibitor.
Sifat reaktan (komposisi, struktur)
Berarti energi aktivasi adalah faktor yang mempengaruhi sifat zat yang bereaksi terhadap laju reaksi.
Jika energi aktivasi rendah (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Jika energi aktivasinya tinggi(> 120 kJ/mol), ini berarti bahwa hanya sebagian kecil dari tumbukan antara partikel yang berinteraksi yang menghasilkan reaksi. Oleh karena itu, laju reaksi semacam itu sangat lambat. Misalnya, kemajuan reaksi sintesis amonia pada suhu biasa hampir tidak mungkin diperhatikan.
Jika energi aktivasi reaksi kimia memiliki nilai antara (40120 kJ/mol), maka laju reaksi tersebut akan menjadi rata-rata. Reaksi tersebut termasuk interaksi natrium dengan air atau etil alkohol, penghilangan warna air brom dengan etilen, interaksi seng dengan asam klorida, dll.
Permukaan kontak reaktan
Laju reaksi yang terjadi pada permukaan zat, yaitu, heterogen, tergantung, hal-hal lain dianggap sama, pada sifat-sifat permukaan ini. Diketahui bahwa bubuk kapur larut lebih cepat dalam asam klorida daripada kapur dengan massa yang sama.
Kenaikan laju reaksi terutama disebabkan oleh peningkatan permukaan kontak zat awal, serta sejumlah alasan lain, misalnya, pelanggaran struktur kisi kristal "benar". Ini mengarah pada fakta bahwa partikel pada permukaan kristal mikro yang terbentuk jauh lebih reaktif daripada partikel yang sama pada permukaan "halus".
Dalam industri, untuk melakukan reaksi heterogen, "bed terfluidisasi" digunakan untuk meningkatkan permukaan kontak reaktan, penyediaan bahan awal dan penghilangan produk. Misalnya, dalam produksi asam sulfat dengan bantuan "bed terfluidisasi", pirit dipanggang.
Bahan referensi untuk lulus tes:
tabel periodik
tabel kelarutan
Saat mendefinisikan konsep laju reaksi kimia perlu dibedakan antara reaksi homogen dan reaksi heterogen. Jika reaksi berlangsung dalam sistem homogen, misalnya, dalam larutan atau campuran gas, maka itu terjadi di seluruh volume sistem. Laju reaksi homogen disebut jumlah zat yang masuk ke dalam suatu reaksi atau terbentuk sebagai hasil reaksi per satuan waktu dalam satuan volume sistem. Karena rasio jumlah mol suatu zat dengan volume yang didistribusikan adalah konsentrasi molar zat, laju reaksi homogen juga dapat didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi per satuan waktu dari salah satu zat: reagen awal atau produk reaksi. Untuk memastikan bahwa hasil perhitungan selalu positif, terlepas dari apakah itu diproduksi oleh reagen atau produk, tanda “±” digunakan dalam rumus:
Bergantung pada sifat reaksi, waktu dapat dinyatakan tidak hanya dalam detik, seperti yang dipersyaratkan oleh sistem SI, tetapi juga dalam menit atau jam. Selama reaksi, nilai lajunya tidak konstan, tetapi terus berubah: ia menurun, karena konsentrasi zat awal berkurang. Perhitungan di atas memberikan nilai rata-rata laju reaksi selama selang waktu tertentu = 2 – 1 . Kecepatan sebenarnya (seketika) didefinisikan sebagai batas di mana rasio Dengan/ pada → 0, yaitu kecepatan sebenarnya sama dengan turunan waktu dari konsentrasi.
Untuk reaksi yang persamaannya mengandung koefisien stoikiometrik yang berbeda dari satu, nilai laju yang dinyatakan untuk zat yang berbeda tidak sama. Misalnya, untuk reaksi A + 3B \u003d D + 2E, konsumsi zat A adalah satu mol, zat B adalah tiga mol, kedatangan zat E adalah dua mol. Jadi υ (A) = υ (B) = υ (D)= υ (E) atau υ (E) . = υ (PADA) .
Jika reaksi berlangsung antara zat-zat yang berada dalam fase yang berbeda dari sistem heterogen, maka itu hanya dapat terjadi pada antarmuka antara fase-fase ini. Misalnya, interaksi larutan asam dan sepotong logam hanya terjadi pada permukaan logam. Laju reaksi heterogen disebut jumlah zat yang masuk ke dalam reaksi atau terbentuk sebagai hasil reaksi per satuan waktu per satuan antarmuka antara fase:
.
Ketergantungan laju reaksi kimia pada konsentrasi reaktan dinyatakan oleh hukum aksi massa: pada suhu konstan, laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi molar reaktan yang dipangkatkan sama dengan koefisien dalam rumus zat-zat ini dalam persamaan reaksi. Kemudian untuk reaksi
2A + B → produk
rasio υ ~ · Dengan A 2 Dengan B, dan untuk transisi menuju kesetaraan, koefisien proporsionalitas diperkenalkan k, ditelepon konstanta laju reaksi:
υ = k· Dengan A 2 Dengan B = k[A] 2 [V]
(konsentrasi molar dalam rumus dapat dilambangkan dengan huruf Dengan dengan indeks yang sesuai, dan rumus zat yang diapit dalam tanda kurung siku). Arti fisika dari konstanta laju reaksi adalah laju reaksi pada konsentrasi semua reaktan sama dengan 1 mol/L. Dimensi konstanta laju reaksi tergantung pada jumlah faktor di sisi kanan persamaan dan dapat dari -1; s -1 (l/mol); s -1 (l 2 / mol 2), dll., yaitu, dalam hal apa pun, dalam perhitungan, laju reaksi dinyatakan dalam mol l -1 s -1.
Untuk reaksi heterogen, persamaan hukum aksi massa mencakup konsentrasi hanya zat-zat yang berada dalam fase gas atau dalam larutan. Konsentrasi suatu zat dalam fase padat adalah nilai konstan dan termasuk dalam konstanta laju, misalnya untuk proses pembakaran batubara C + O 2 = CO 2, hukum aksi massa ditulis:
υ = kI konstan = k·,
di mana k= kI konst.
Dalam sistem di mana satu atau lebih zat adalah gas, laju reaksi juga tergantung pada tekanan. Misalnya, ketika hidrogen berinteraksi dengan uap yodium H 2 + I 2 \u003d 2HI, laju reaksi kimia akan ditentukan oleh ekspresi:
υ = k··.
Jika tekanan dinaikkan, misalnya 3 kali, maka volume yang ditempati oleh sistem akan berkurang dengan jumlah yang sama, dan, akibatnya, konsentrasi masing-masing zat yang bereaksi akan meningkat dengan jumlah yang sama. Laju reaksi dalam hal ini akan meningkat 9 kali
Ketergantungan suhu dari laju reaksi dijelaskan oleh aturan van't Hoff: untuk setiap kenaikan suhu 10 derajat, laju reaksi meningkat 2-4 kali. Ini berarti bahwa ketika suhu meningkat secara eksponensial, laju reaksi kimia meningkat secara eksponensial. Basis dalam rumus progresi adalah koefisien suhu laju reaksi, menunjukkan berapa kali laju reaksi yang diberikan meningkat (atau, yang sama, konstanta laju) dengan peningkatan suhu sebesar 10 derajat. Secara matematis, aturan van't Hoff dinyatakan dengan rumus:
atau 
di mana dan adalah laju reaksi, masing-masing, pada awal t 1 dan terakhir t 2 suhu. Aturan Van't Hoff juga dapat dinyatakan sebagai berikut:
; 
; 
; 
,
dimana dan masing-masing adalah laju dan konstanta laju reaksi pada suhu t; dan merupakan nilai yang sama pada suhu t +10n; n adalah jumlah interval "sepuluh derajat" ( n =(t 2 –t 1)/10) di mana suhu telah berubah (bisa berupa bilangan bulat atau pecahan, positif atau negatif).
Contoh pemecahan masalah
Contoh 1 Bagaimana laju reaksi 2СО + 2 = 2СО 2 yang berlangsung dalam bejana tertutup akan berubah jika tekanannya digandakan?
Keputusan:
Laju reaksi kimia tertentu ditentukan oleh ekspresi:
υ mulai = k· [CO] 2 · [O 2 ].
Peningkatan tekanan menyebabkan peningkatan konsentrasi kedua reagen dengan faktor 2. Dengan mengingat hal ini, kami menulis ulang ekspresi untuk hukum aksi massa:
υ 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ lebih awal
Menjawab: Laju reaksi akan meningkat 8 kali lipat.
Contoh 2 Hitung berapa kali laju reaksi akan meningkat jika suhu sistem dinaikkan dari 20 °C menjadi 100 °C, dengan asumsi nilai koefisien suhu laju reaksi menjadi 3.
Keputusan:
Rasio laju reaksi pada dua suhu yang berbeda terkait dengan koefisien suhu dan perubahan suhu dengan rumus:
Perhitungan:
Menjawab: Laju reaksi akan meningkat 6561 kali.
Contoh 3 Ketika mempelajari reaksi homogen A + 2B = 3D, ditemukan bahwa dalam waktu 8 menit reaksi, jumlah zat A dalam reaktor berkurang dari 5,6 mol menjadi 4,4 mol. Volume massa reaksi adalah 56 liter. Hitung laju rata-rata reaksi kimia selama periode waktu yang dipelajari untuk zat A, B, dan D.
Keputusan:
Kami menggunakan rumus sesuai dengan definisi konsep "laju rata-rata reaksi kimia" dan menggantikan nilai numerik, memperoleh laju rata-rata untuk reagen A:
Dari persamaan reaksi dapat disimpulkan bahwa, dibandingkan dengan laju kehilangan zat A, laju kehilangan zat B dua kali lebih besar, dan laju peningkatan jumlah produk D tiga kali lebih besar. Karena itu:
υ (A) = υ (B)= υ (D)
lalu υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2.68 10 -3 \u003d 6. 36 10 -3 mol l -1 menit -1;
υ (D)=3 υ (A) = 3 2,68 10 -3 = 8,04 10 -3 mol l -1 menit -1
Jawaban: u(A) = 2,68 10 -3 mol l -1 menit -1; υ (B) = 6,36 10–3 mol l-1 menit-1; υ (D) = 8,04 10–3 mol l-1 menit-1.
Contoh 4 Untuk menentukan konstanta laju reaksi homogen produk A + 2B →, dua percobaan dilakukan pada konsentrasi zat B yang berbeda dan laju reaksi diukur.
Laju reaksi kimia dipahami sebagai perubahan konsentrasi salah satu zat yang bereaksi per satuan waktu dengan volume sistem yang konstan.
Biasanya, konsentrasi dinyatakan dalam mol/L dan waktu dalam detik atau menit. Jika, misalnya, konsentrasi awal salah satu reaktan adalah 1 mol/l, dan setelah 4 detik dari awal reaksi menjadi 0,6 mol/l, maka laju reaksi rata-rata akan sama dengan (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).
Laju reaksi rata-rata dihitung dengan rumus:
Laju reaksi kimia tergantung pada:
Sifat reaktan.
Zat dengan ikatan polar dalam larutan berinteraksi lebih cepat, hal ini disebabkan zat tersebut dalam larutan membentuk ion yang mudah berinteraksi satu sama lain.
Zat dengan ikatan kovalen non-polar dan rendah-polar bereaksi pada tingkat yang berbeda, ini tergantung pada aktivitas kimianya.
H 2 + F 2 = 2HF (berlangsung sangat cepat dengan ledakan pada suhu kamar)
H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (berjalan lambat, bahkan saat dipanaskan)
Nilai kontak permukaan reaktan (untuk heterogen)
Konsentrasi reaktan
Laju reaksi berbanding lurus dengan produk konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan koefisien stoikiometrinya.
suhu
Ketergantungan laju reaksi pada suhu ditentukan oleh aturan van't Hoff:
dengan kenaikan suhu untuk setiap 10 0 laju sebagian besar reaksi meningkat 2-4 kali.
Kehadiran katalis
Katalis adalah zat yang mengubah laju reaksi kimia.
Perubahan laju reaksi dengan adanya katalis disebut katalisis.
Tekanan
Dengan peningkatan tekanan, laju reaksi meningkat (untuk homogen)
Soal nomor 26. hukum aksi massa. Kecepatan konstan. Energi aktivasi.
hukum aksi massa.
laju di mana zat bereaksi satu sama lain tergantung pada konsentrasinya
Kecepatan konstan.
koefisien proporsionalitas dalam persamaan kinetik reaksi kimia, yang menyatakan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi
Konstanta laju bergantung pada sifat reaktan dan suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasinya.
Energi aktivasi.
energi yang harus diberikan kepada molekul (partikel) zat yang bereaksi untuk mengubahnya menjadi aktif
Energi aktivasi tergantung pada sifat reaktan dan perubahan dengan adanya katalis.
Peningkatan konsentrasi meningkatkan jumlah total molekul, dan, karenanya, partikel aktif.
Soal nomor 27. Reaksi reversibel dan ireversibel. Kesetimbangan kimia, konstanta kesetimbangan. Prinsip Le Chatelier.
Reaksi yang berlangsung hanya dalam satu arah dan berakhir dengan transformasi lengkap bahan awal menjadi bahan akhir disebut ireversibel.
Reaksi reversibel adalah reaksi yang secara bersamaan berlangsung dalam dua arah yang saling berlawanan.
Dalam persamaan reaksi reversibel, dua panah yang menunjuk ke arah yang berlawanan ditempatkan di antara sisi kiri dan kanan. Contoh dari reaksi tersebut adalah sintesis amonia dari hidrogen dan nitrogen:
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3
Tidak dapat diubah adalah reaksi seperti itu, selama di mana:
Produk yang dihasilkan mengendap, atau dilepaskan sebagai gas, misalnya:
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Pembentukan air:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
Reaksi reversibel tidak mencapai akhir dan berakhir dengan pembentukan kesetimbangan kimia.
Kesetimbangan kimia adalah keadaan sistem zat yang bereaksi di mana laju reaksi maju dan reaksi balik adalah sama.
Keadaan kesetimbangan kimia dipengaruhi oleh konsentrasi zat yang bereaksi, suhu, dan untuk gas - tekanan. Ketika salah satu parameter ini berubah, kesetimbangan kimia terganggu.
konstanta keseimbangan.
Parameter terpenting yang mencirikan reaksi kimia reversibel adalah konstanta kesetimbangan K. Jika kita menulis untuk reaksi reversibel yang dianggap A + D C + D kondisi persamaan laju reaksi maju dan reaksi balik dalam keadaan setimbang - k1[A] sama[B]sama = k2[C]sama[ D] sama, dimana [C] sama dengan [D] sama / [A] sama dengan [B] sama = k1/k2 = K, maka nilai K disebut kesetimbangan konstanta reaksi kimia.
Jadi, pada kesetimbangan, rasio konsentrasi produk reaksi terhadap produk konsentrasi reaktan adalah konstan jika suhunya konstan (konstanta laju k1 dan k2 dan, akibatnya, konstanta kesetimbangan K bergantung pada suhu, tetapi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan). Jika beberapa molekul zat awal berpartisipasi dalam reaksi dan beberapa molekul produk (atau produk) terbentuk, konsentrasi zat dalam ekspresi konstanta kesetimbangan dinaikkan ke pangkat yang sesuai dengan koefisien stoikiometrinya. Jadi untuk reaksi 3H2 + N2 2NH3, persamaan konstanta kesetimbangan ditulis sebagai K = 2 sama / 3 sama. Metode yang dijelaskan untuk menurunkan konstanta kesetimbangan, berdasarkan laju reaksi maju dan reaksi balik, tidak dapat digunakan dalam kasus umum, karena untuk reaksi kompleks ketergantungan laju pada konsentrasi biasanya tidak dinyatakan dengan persamaan sederhana atau tidak diketahui sama sekali. Namun demikian, dalam termodinamika terbukti bahwa rumus akhir untuk konstanta kesetimbangan ternyata benar.
Untuk senyawa gas, tekanan dapat digunakan sebagai ganti konsentrasi saat menulis konstanta kesetimbangan; Jelas, nilai numerik dari konstanta dapat berubah dalam hal ini jika jumlah molekul gas di sisi kanan dan kiri persamaan tidak sama.
Prinsip Le Chatelier.
Jika pengaruh eksternal diberikan pada sistem dalam kesetimbangan, maka kesetimbangan bergeser ke arah reaksi yang melawan pengaruh ini.
Keseimbangan kimia dipengaruhi oleh:
Perubahan suhu. Ketika suhu naik, kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm. Ketika suhu menurun, kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.
Perubahan tekanan. Ketika tekanan meningkat, kesetimbangan bergeser ke arah penurunan jumlah molekul. Ketika tekanan berkurang, kesetimbangan bergeser ke arah peningkatan jumlah molekul.
