Konsep "kecepatan" cukup umum dalam literatur. Diketahui dari fisika bahwa semakin besar jarak yang ditempuh oleh suatu benda material (seseorang, kereta api, pesawat ruang angkasa) dalam jangka waktu tertentu, semakin tinggi kecepatan benda tersebut.

Tetapi bagaimana mengukur kecepatan reaksi kimia yang "tidak kemana-mana" dan tidak melewati jarak apa pun? Untuk menjawab pertanyaan ini, perlu diketahui apa selalu Perubahan dalam setiap reaksi kimia? Karena reaksi kimia apa pun adalah proses perubahan suatu zat, zat asli menghilang di dalamnya, berubah menjadi produk reaksi. Jadi, selama reaksi kimia, jumlah zat selalu berubah, jumlah partikel zat awal berkurang, dan karenanya konsentrasi (C).

Tugas ujian. Laju reaksi kimia sebanding dengan perubahan:

1. konsentrasi suatu zat per satuan waktu;
2. jumlah zat per satuan volume;
3. massa materi per satuan volume;
4. volume zat selama reaksi.

Sekarang bandingkan jawaban Anda dengan jawaban yang benar:

laju reaksi kimia sama dengan perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu

di mana Dari 1 dan Dari 0- konsentrasi reaktan, akhir dan awal, masing-masing; t1 dan t2- waktu percobaan, interval waktu akhir dan awal, masing-masing.

Pertanyaan. Nilai mana yang menurut Anda lebih besar? Dari 1 atau Dari 0? t1 atau t0?

Karena reaktan selalu dikonsumsi dalam reaksi tertentu, maka

Dengan demikian, rasio besaran-besaran ini selalu negatif, dan kecepatan tidak boleh bernilai negatif. Oleh karena itu, tanda minus muncul dalam rumus, yang secara bersamaan menunjukkan bahwa kecepatan setiap reaksi dari waktu ke waktu (dalam kondisi konstan) selalu berkurang.

Jadi laju reaksi kimia adalah:

Timbul pertanyaan, dalam satuan apa konsentrasi reaktan (C) harus diukur dan mengapa? Untuk menjawabnya, Anda perlu memahami kondisi apa itu utama untuk setiap reaksi kimia berlangsung.

Agar partikel bereaksi, mereka setidaknya harus bertumbukan. Jadi semakin tinggi jumlah partikel * (jumlah mol) per satuan volume, semakin sering mereka bertabrakan, semakin tinggi kemungkinan reaksi kimia.

* Baca pelajaran 29.1 tentang apa itu “tahi lalat”.

Oleh karena itu, ketika mengukur laju proses kimia, seseorang menggunakan konsentrasi molar zat dalam campuran yang bereaksi.

Konsentrasi molar suatu zat menunjukkan berapa mol zat yang terkandung dalam 1 liter larutan.

Jadi, semakin besar konsentrasi molar zat yang bereaksi, semakin banyak partikel per satuan volume, semakin sering mereka bertumbukan, semakin tinggi (ceteris paribus) laju reaksi kimia. Oleh karena itu, hukum dasar kinetika kimia (ini adalah ilmu tentang laju reaksi kimia) adalah hukum aksi massa.

Laju reaksi kimia berbanding lurus dengan produk dari konsentrasi reaktan.

Untuk reaksi tipe A + B → ... secara matematis, hukum ini dapat dinyatakan sebagai berikut:

Jika reaksinya lebih kompleks, misalnya 2A + B → atau, yang sama, A + A + B → ..., maka

Jadi, eksponen muncul dalam persamaan kecepatan « dua» , yang sesuai dengan koefisien 2 dalam persamaan reaksi. Untuk persamaan yang lebih kompleks, eksponen besar biasanya tidak digunakan. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa kemungkinan tumbukan simultan, katakanlah, tiga molekul A dan dua molekul B sangat kecil. Oleh karena itu, banyak reaksi berlangsung dalam beberapa tahap, di mana tidak lebih dari tiga partikel bertabrakan, dan setiap tahap proses berlangsung pada laju tertentu. Kecepatan ini dan persamaan kinetik kecepatan untuk itu ditentukan secara eksperimental.

Persamaan laju reaksi kimia di atas (3) atau (4) hanya berlaku untuk homogen reaksi, yaitu, untuk reaksi seperti itu ketika zat yang bereaksi tidak berbagi permukaan. Misalnya, reaksi berlangsung dalam larutan berair, dan kedua reaktan sangat larut dalam air atau untuk campuran gas apa pun.

Hal lain adalah ketika heterogen reaksi. Dalam hal ini, ada antarmuka antara reaktan, misalnya, karbon dioksida gas bereaksi dengan air larutan alkali. Dalam hal ini, setiap molekul gas memiliki kemungkinan yang sama untuk masuk ke dalam reaksi, karena molekul-molekul ini bergerak dengan cepat dan acak. Bagaimana dengan partikel cair? Partikel-partikel ini bergerak sangat lambat, dan partikel-partikel alkali yang "di bagian bawah" hampir tidak memiliki kesempatan untuk bereaksi dengan karbon dioksida jika larutan tidak terus-menerus diaduk. Hanya partikel-partikel yang "terletak di permukaan" yang akan bereaksi. Sehingga untuk heterogen reaksi -

laju reaksi tergantung pada ukuran area antarmuka, yang meningkat dengan penggilingan.

Oleh karena itu, sangat sering zat yang bereaksi dihancurkan (misalnya, dilarutkan dalam air), makanan dikunyah secara menyeluruh, dan selama proses memasak mereka digiling, melewati penggiling daging, dll. Produk makanan yang tidak digiling praktis tidak cerna!

Jadi, dengan kecepatan maksimum (ceteris paribus), reaksi homogen berlangsung dalam larutan dan antara gas (jika gas-gas ini bereaksi pada n.a.), apalagi, dalam larutan di mana molekul-molekulnya terletak "berdampingan", dan penggilingannya sama dengan dalam gas (dan bahkan lebih!), - laju reaksi lebih tinggi.

Tugas ujian. Manakah dari reaksi berikut yang berlangsung paling cepat pada suhu kamar?

1. karbon dengan oksigen;
2. besi dengan asam klorida;
3. besi dengan larutan asam asetat
4. larutan basa dan asam sulfat.

Dalam hal ini, Anda perlu menemukan proses mana yang homogen.

Perlu dicatat bahwa laju reaksi kimia antara gas atau reaksi heterogen di mana gas terlibat juga tergantung pada tekanan, karena dengan meningkatnya tekanan, gas dikompresi dan konsentrasi partikel meningkat (lihat rumus 2). Laju reaksi di mana gas tidak berpartisipasi tidak dipengaruhi oleh perubahan tekanan.

Tugas ujian. Laju reaksi kimia antara larutan asam dan besi tidak terpengaruh

1. konsentrasi asam;
2. menggiling besi;
3. suhu reaksi;
4. peningkatan tekanan.

Akhirnya, laju reaksi juga tergantung pada reaktivitas zat. Misalnya, jika oksigen bereaksi dengan suatu zat, maka, ceteris paribus, laju reaksi akan lebih tinggi daripada ketika zat yang sama berinteraksi dengan nitrogen. Faktanya adalah bahwa reaktivitas oksigen jauh lebih tinggi daripada nitrogen. Kami akan mempertimbangkan alasan fenomena ini di bagian Tutorial selanjutnya (pelajaran 14).

Tugas ujian. Reaksi kimia antara asam klorida dan

1. tembaga;
2. besi;
3. magnesium;
4. seng.

Perlu dicatat bahwa tidak setiap tumbukan molekul mengarah pada interaksi kimianya (reaksi kimia). Dalam campuran gas hidrogen dan oksigen, dalam kondisi normal, ada beberapa miliar tumbukan per detik. Tetapi tanda-tanda pertama reaksi (tetesan air) akan muncul dalam labu hanya setelah beberapa tahun. Dalam kasus seperti itu, reaksi dikatakan praktis tidak pergi. Tapi dia bisa jadi, jika tidak, bagaimana menjelaskan fakta bahwa ketika campuran ini dipanaskan hingga 300 ° C, labu dengan cepat berkabut, dan pada suhu 700 ° C ledakan yang mengerikan akan bergemuruh! Tidak heran campuran hidrogen dan oksigen disebut "gas eksplosif".

Pertanyaan. Menurut Anda mengapa laju reaksi meningkat secara dramatis ketika dipanaskan?

Laju reaksi meningkat karena, pertama, jumlah tumbukan partikel meningkat, dan kedua, jumlah aktif tabrakan. Ini adalah tumbukan aktif partikel yang menyebabkan interaksi mereka. Agar tumbukan seperti itu terjadi, partikel harus memiliki sejumlah energi.

Energi yang harus dimiliki partikel agar reaksi kimia dapat terjadi disebut energi aktivasi.

Energi ini digunakan untuk mengatasi gaya tolak menolak antara elektron terluar atom dan molekul dan untuk menghancurkan ikatan kimia "lama".

Timbul pertanyaan: bagaimana cara meningkatkan energi partikel yang bereaksi? Jawabannya sederhana - untuk meningkatkan suhu, karena dengan peningkatan suhu, kecepatan pergerakan partikel meningkat, dan, akibatnya, energi kinetiknya.

aturan Van't Hoff*:

untuk setiap kenaikan suhu 10 derajat, laju reaksi meningkat 2-4 kali.

VANT HOFF Jacob Hendrik(08/30/1852–03/01/1911) - ahli kimia Belanda. Salah satu pendiri kimia fisik dan stereokimia. Hadiah Nobel Kimia No. 1 (1901).

Perlu dicatat bahwa aturan ini (bukan hukum!) Ditetapkan secara eksperimental untuk reaksi yang "nyaman" untuk pengukuran, yaitu untuk reaksi yang berlangsung tidak terlalu cepat atau terlalu lambat dan pada suhu yang dapat diakses oleh peneliti (tidak terlalu tinggi dan tidak terlalu rendah).

Pertanyaan. Bagaimana menurut Anda, bagaimana cara memasak kentang secepat mungkin: merebusnya atau menggorengnya dalam lapisan minyak?

Untuk memahami dengan benar arti dari fenomena yang dijelaskan, kita dapat membandingkan molekul yang bereaksi dengan sekelompok siswa yang akan melompat tinggi. Jika mereka diberi penghalang setinggi 1 m, maka siswa harus menyebar dengan benar (menaikkan "suhu") mereka untuk mengatasi penghalang. Namun demikian, akan selalu ada siswa ("molekul tidak aktif") yang tidak akan mampu mengatasi penghalang ini.

Apa yang harus dilakukan? Jika Anda mematuhi prinsip: "Orang pintar tidak akan menanjak, orang pintar akan melewati gunung", maka Anda cukup menurunkan penghalang, katakanlah, hingga 40 cm, maka setiap siswa akan dapat mengatasi penghalang. Pada tingkat molekuler, ini berarti: Untuk meningkatkan laju reaksi, perlu untuk menurunkan energi aktivasi dalam sistem ini..

Dalam proses kimia nyata, fungsi ini dilakukan oleh katalis.

Katalisator adalah zat yang mengubah laju reaksi kimia sambil tetap tidak berubah menjelang akhir reaksi kimia.

Katalisator terlibat dalam reaksi kimia, berinteraksi dengan satu atau lebih zat awal. Dalam hal ini, senyawa antara terbentuk, dan energi aktivasi berubah. Jika senyawa antara lebih aktif (kompleks aktif), maka energi aktivasi berkurang dan laju reaksi meningkat.

Misalnya, reaksi antara SO2 dan O2 sangat lambat, dalam kondisi normal praktis tidak pergi. Tetapi dengan adanya NO, laju reaksi meningkat secara dramatis. TIDAK pertama sangat cepat bereaksi dengan O2

menghasilkan nitrogen dioksida cepat bereaksi dengan sulfur oksida (IV):

Tugas 5.1. Gunakan contoh ini untuk menunjukkan zat mana yang merupakan katalis dan mana yang merupakan kompleks aktif.

Sebaliknya, jika lebih banyak senyawa pasif terbentuk, maka energi aktivasi dapat meningkat sedemikian rupa sehingga reaksi praktis tidak akan terjadi pada kondisi tertentu. Katalis seperti itu disebut penghambat.

Dalam praktiknya, kedua jenis katalis digunakan. Jadi katalis organik khusus - enzim- berpartisipasi dalam semua proses biokimia: pencernaan makanan, kontraksi otot, respirasi. Hidup tidak mungkin tanpa enzim!

Inhibitor diperlukan untuk melindungi produk logam dari korosi, produk makanan yang mengandung lemak dari oksidasi (tengik). Beberapa obat juga mengandung inhibitor yang menghambat fungsi vital mikroorganisme dan dengan demikian menghancurkannya.

Katalisis bisa homogen atau heterogen. Contoh katalisis homogen adalah efek NO (ini adalah katalis) pada oksidasi belerang dioksida. Contoh katalisis heterogen adalah aksi tembaga yang dipanaskan pada alkohol:

Reaksi ini berlangsung dalam dua tahap:

Tugas 5.2. Zat apa yang menjadi katalis dalam kasus ini? Mengapa jenis katalisis ini disebut heterogen?

Dalam praktiknya, katalisis heterogen paling sering digunakan, di mana zat padat berfungsi sebagai katalis: logam, oksidanya, dll. Pada permukaan zat ini ada titik khusus (tempat kisi kristal), di mana, pada kenyataannya, reaksi katalitik terjadi. Jika titik-titik ini ditutup dengan benda asing, maka katalisis berhenti. Zat ini, yang merusak katalis, disebut racun katalitik. zat lain - promotor- sebaliknya, mereka meningkatkan aktivitas katalitik.

Katalis dapat mengubah arah reaksi kimia, yaitu dengan mengubah katalis, dapat diperoleh produk reaksi yang berbeda. Jadi, butadiena dapat diperoleh dari alkohol C 2 H 5 OH dengan adanya seng dan aluminium oksida, dan etilen dapat diperoleh dengan adanya asam sulfat pekat.

Jadi, selama reaksi kimia, energi sistem berubah. Jika selama reaksi energi dilepaskan dalam bentuk kehangatan Q, proses seperti itu disebut eksotermis:

Untuk akhir proses termal panas diserap, yaitu efek termal Q< 0 .

Tugas 5.3. Tentukan proses yang diusulkan mana yang eksoterm dan mana yang endoterm:

Persamaan reaksi kimia di mana efek termal, disebut persamaan reaksi termokimia. Untuk menyusun persamaan seperti itu, perlu untuk menghitung efek termal per 1 mol reaktan.

Tugas. Saat membakar 6 g magnesium, 153,5 kJ panas dilepaskan. Tulis persamaan termokimia untuk reaksi ini.

Keputusan. Mari kita buat persamaan reaksi dan tunjukkan LEBIH dari rumus yang diberikan:

Mengkompilasi proporsi, kami menemukan efek termal yang diinginkan dari reaksi:

Persamaan termokimia untuk reaksi ini adalah:

Tugas seperti itu diberikan dalam tugas mayoritas pilihan ujian! Sebagai contoh.

Tugas ujian. Menurut persamaan reaksi termokimia

jumlah kalor yang dilepaskan selama pembakaran 8 g metana adalah:

Reversibilitas proses kimia. Prinsip Le Chatelier

* LE CHATELIER Henri Louis(10/8/1850–09/17/1936) - ahli kimia fisik dan metalurgi Prancis. Merumuskan hukum umum perpindahan kesetimbangan (1884).

Reaksi bersifat reversibel dan ireversibel.

ireversibel disebut reaksi yang tidak ada kondisi di mana proses sebaliknya mungkin terjadi.

Contoh dari reaksi tersebut adalah reaksi yang terjadi ketika susu menjadi asam, atau ketika potongan daging yang lezat dibakar. Sama seperti tidak mungkin memasukkan kembali daging cincang melalui penggiling daging (dan mendapatkan sepotong daging lagi), juga tidak mungkin untuk "menghidupkan kembali" potongan daging atau membuat susu segar.

Tetapi mari kita ajukan pertanyaan sederhana kepada diri kita sendiri: apakah prosesnya tidak dapat diubah:

Untuk menjawab pertanyaan ini, mari kita coba mengingat apakah mungkin untuk melakukan proses sebaliknya? Ya! Penguraian batugamping (kapur) untuk mendapatkan kapur tohor CaO digunakan dalam skala industri:

Jadi, reaksinya reversibel, karena ada kondisi di mana keduanya proses:

Selain itu, ada kondisi di mana laju reaksi maju sama dengan laju reaksi balik.

Di bawah kondisi ini, kesetimbangan kimia ditetapkan. Pada saat ini, reaksi tidak berhenti, tetapi jumlah partikel yang diperoleh sama dengan jumlah partikel yang terdekomposisi. Jadi dalam keadaan kesetimbangan kimia, konsentrasi partikel yang bereaksi tidak berubah. Misalnya, untuk proses kita pada saat kesetimbangan kimia

tanda berarti konsentrasi kesetimbangan.

Timbul pertanyaan, apa yang akan terjadi pada kesetimbangan jika suhu dinaikkan atau diturunkan, atau kondisi lain diubah? Pertanyaan ini dapat dijawab dengan mengetahui Prinsip Le Chatelier:

jika kita mengubah kondisi (t, p, c) di mana sistem berada dalam keadaan setimbang, maka keseimbangan akan bergeser ke arah proses yang menolak perubahan.

Dengan kata lain, sistem keseimbangan selalu menentang pengaruh apa pun dari luar, seperti anak yang berubah-ubah menentang kehendak orang tuanya, yang melakukan "segalanya sebaliknya".

Pertimbangkan sebuah contoh. Biarkan kesetimbangan ditetapkan dalam reaksi memperoleh amonia:

pertanyaan. Apakah jumlah mol gas yang bereaksi sama sebelum dan sesudah reaksi? Jika reaksi berlangsung dalam volume tertutup, ketika tekanannya lebih besar: sebelum atau sesudah reaksi?

Jelas, proses ini terjadi dengan penurunan jumlah molekul gas, yang berarti bahwa tekanan berkurang selama reaksi langsung. PADA membalik reaksi - sebaliknya, tekanan dalam campuran meningkat.

Mari kita bertanya pada diri sendiri apa yang akan terjadi jika dalam sistem ini menaikkan tekanan? Menurut prinsip Le Chatelier, reaksi yang "melakukan sebaliknya", yaitu. menurunkan tekanan. Ini adalah reaksi langsung: lebih sedikit molekul gas - lebih sedikit tekanan.

Jadi, pada promosi tekanan, kesetimbangan bergeser ke arah proses langsung, di mana tekanannya turun karena jumlah molekul berkurang gas.

Tugas ujian. Pada promosi tekanan menggeser keseimbangan Baik dalam sistem:

Jika sebagai akibat dari reaksi jumlah molekul gas tidak berubah, maka perubahan tekanan tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan.

Tugas ujian. Perubahan tekanan mempengaruhi pergeseran kesetimbangan dalam sistem:

Posisi kesetimbangan reaksi ini dan reaksi lainnya tergantung pada konsentrasi zat yang bereaksi: dengan meningkatkan konsentrasi zat awal dan mengurangi konsentrasi zat yang dihasilkan, kita selalu menggeser kesetimbangan ke arah reaksi langsung (ke kanan).

Tugas ujian.

akan bergeser ke kiri ketika:

1. peningkatan tekanan;
2. menurunkan suhu;
3. peningkatan konsentrasi CO;
4. penurunan konsentrasi CO.

Proses sintesis amoniak bersifat eksotermik, yaitu disertai dengan pelepasan panas, yaitu, kenaikan suhu dalam campuran.

Pertanyaan. Bagaimana keseimbangan akan bergeser dalam sistem ini ketika menurunkan suhu?

Berdebat sama, kami melakukannya kesimpulan: saat menurunkan suhu, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan amonia, karena panas dilepaskan dalam reaksi ini, dan suhu naik.

Pertanyaan. Bagaimana laju reaksi kimia akan berubah ketika suhu menurun?

Jelas bahwa dengan penurunan suhu, laju kedua reaksi akan menurun tajam, yaitu, seseorang harus menunggu sangat lama ketika kesetimbangan yang diinginkan tercapai. Apa yang harus dilakukan? Dalam hal ini, perlu katalisator. Meskipun dia tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan, tetapi mempercepat timbulnya keadaan ini.

Tugas ujian. Kesetimbangan kimia dalam sistem

bergeser ke arah pembentukan produk reaksi pada:

1. peningkatan tekanan;
2. kenaikan suhu;
3. Penurunan tekanan;
4. penggunaan katalis.

temuan

Laju reaksi kimia tergantung pada:

• sifat partikel yang bereaksi;
• konsentrasi atau area antarmuka reaktan;
• suhu;
• keberadaan katalis.

Kesetimbangan terjadi ketika laju reaksi maju sama dengan laju proses sebaliknya. Dalam hal ini, konsentrasi kesetimbangan reaktan tidak berubah. Keadaan kesetimbangan kimia tergantung pada kondisi dan mematuhi prinsip Le Chatelier.

Laju reaksi kimia

Laju reaksi kimia- perubahan jumlah salah satu zat yang bereaksi per satuan waktu dalam satuan ruang reaksi. Ini adalah konsep kunci dari kinetika kimia. Laju reaksi kimia selalu positif, oleh karena itu, jika ditentukan oleh zat awal (konsentrasinya berkurang selama reaksi), maka nilai yang dihasilkan dikalikan dengan 1.

Misalnya untuk reaksi:

ekspresi untuk kecepatan akan terlihat seperti ini:

. Laju reaksi kimia pada setiap titik waktu sebanding dengan konsentrasi reaktan, dipangkatkan sama dengan koefisien stoikiometrinya.

Untuk reaksi elementer, eksponen pada nilai konsentrasi masing-masing zat sering kali sama dengan koefisien stoikiometrinya; untuk reaksi kompleks, aturan ini tidak diperhatikan. Selain konsentrasi, faktor-faktor berikut mempengaruhi laju reaksi kimia:

• sifat reaktan,
• adanya katalis
• suhu (aturan van't Hoff),
• tekanan,
• luas permukaan reaktan.

Jika kita perhatikan reaksi kimia paling sederhana A + B → C, maka kita perhatikan bahwa instan laju reaksi kimia tidak konstan.

literatur

• Kubasov A. A. Kinetika dan katalisis kimia.
• Prigogine I., Defey R. Termodinamika kimia. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 hal.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Model kinetika reaksi katalitik, Novosibirsk: Nauka (Cabang Siberia), 1983.- 255 hal.

Yayasan Wikimedia. 2010 .

Lihat apa "Laju reaksi kimia" di kamus lain:

Konsep dasar kinetika kimia. Untuk reaksi homogen sederhana, laju reaksi kimia diukur dengan perubahan jumlah mol zat yang bereaksi (pada volume konstan sistem) atau dengan perubahan konsentrasi salah satu zat awal ... Kamus Ensiklopedis Besar

LAJU REAKSI KIMIA- konsep dasar kimia. kinetika, menyatakan rasio jumlah zat yang bereaksi (dalam mol) dengan lamanya waktu selama interaksi terjadi. Karena konsentrasi reaktan berubah selama interaksi, laju biasanya ... Ensiklopedia Politeknik Hebat

laju reaksi kimia- nilai yang mencirikan intensitas reaksi kimia. Laju pembentukan produk reaksi adalah jumlah produk ini sebagai hasil reaksi per satuan waktu per satuan volume (jika reaksinya homogen) atau per ... ...

Konsep dasar kinetika kimia. Untuk reaksi homogen sederhana, laju reaksi kimia diukur dengan perubahan jumlah mol zat yang bereaksi (pada volume konstan sistem) atau dengan perubahan konsentrasi salah satu zat awal ... kamus ensiklopedis

Nilai yang mencirikan intensitas reaksi kimia (Lihat Reaksi Kimia). Laju pembentukan produk reaksi adalah jumlah produk yang dihasilkan dari reaksi per satuan waktu dalam satuan volume (jika ... ...

Utama konsep kimia. kinetika. Untuk reaksi homogen sederhana S. x. R. diukur dengan perubahan jumlah mol zat yang direaksikan dalam va (pada volume sistem yang konstan) atau dengan perubahan konsentrasi salah satu produk awal masuk atau reaksi (jika volume sistem ...

Untuk reaksi kompleks yang terdiri dari beberapa. tahapan (reaksi sederhana, atau dasar), mekanismenya adalah serangkaian tahapan, sebagai akibatnya tahap awal dalam va diubah menjadi produk. Perantara di dalam Anda dalam reaksi ini dapat bertindak sebagai molekul, ... ... Ilmu pengetahuan Alam. kamus ensiklopedis

- (Reaksi substitusi nukleofilik bahasa Inggris) reaksi substitusi di mana serangan dilakukan oleh reagen nukleofil yang membawa pasangan elektron yang tidak digunakan bersama. Gugus pergi dalam reaksi substitusi nukleofilik disebut nukleofug. Semua ... Wikipedia

Transformasi satu zat menjadi zat lain yang berbeda dari aslinya dalam komposisi atau struktur kimia. Jumlah total atom dari setiap unsur yang diberikan, serta unsur-unsur kimia itu sendiri yang membentuk zat, tetap dalam R. x. tidak berubah; ini R.x ... Ensiklopedia Besar Soviet

kecepatan menggambar- kecepatan linier gerakan logam di pintu keluar dari cetakan, m/s. Pada mesin gambar modern, kecepatan menggambar mencapai 50-80 m/s. Namun, bahkan selama penarikan kawat, kecepatan biasanya tidak melebihi 30–40 m/s. Pada… … Kamus Ensiklopedis Metalurgi

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).

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 langkah 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 suatu 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 tingkat yang berbeda. Beberapa dari mereka benar-benar selesai dalam sepersekian detik, yang lain dilakukan dalam hitungan menit, jam, hari; reaksi diketahui yang membutuhkan beberapa tahun untuk melanjutkan. Selain itu, reaksi yang sama dapat berlangsung cepat dalam kondisi tertentu, misalnya, pada suhu tinggi, dan lambat di bawah kondisi lain, misalnya, pada pendinginan; dalam hal ini, perbedaan laju reaksi yang sama bisa sangat besar.

Ketika mempertimbangkan pertanyaan tentang laju reaksi kimia, perlu untuk membedakan antara reaksi yang terjadi dalam sistem homogen (reaksi homogen) dan reaksi yang terjadi dalam sistem heterogen (reaksi heterogen).

DEFINISI

sistem Dalam kimia, merupakan kebiasaan untuk merujuk pada suatu zat atau sekumpulan zat yang sedang dipertimbangkan. Dalam hal ini, sistem bertentangan dengan lingkungan eksternal - zat yang mengelilingi sistem.

Ada sistem yang homogen dan heterogen. homogen disebut sistem yang terdiri dari satu fasa, heterogen- sistem yang terdiri dari beberapa fase. fase disebut bagian dari sistem, dipisahkan dari bagian lain oleh antarmuka, ketika melewati properti yang berubah secara tiba-tiba.

Contoh sistem homogen dapat berupa campuran gas apa pun (9 semua gas larut satu sama lain tanpa batas pada tekanan yang tidak terlalu tinggi) atau larutan beberapa zat dalam satu pelarut.

Contoh sistem heterogen meliputi sistem berikut: air dengan es, larutan jenuh dengan sedimen, batubara dan belerang di udara.

Jika reaksi berlangsung dalam sistem yang homogen, maka itu terjadi di seluruh volume sistem ini. Jika reaksi berlangsung antara zat-zat yang membentuk sistem heterogen, maka reaksi tersebut hanya dapat berlangsung pada antarmuka fase-fase yang membentuk sistem tersebut. Dalam hal ini, laju reaksi homogen dan laju reaksi heterogen didefinisikan secara berbeda.

DEFINISI

Laju reaksi homogen disebut jumlah zat yang masuk ke dalam suatu reaksi atau yang terbentuk selama reaksi per satuan waktu dalam satuan volume sistem.

Laju reaksi heterogen disebut jumlah zat yang masuk ke dalam suatu reaksi atau terbentuk selama reaksi per satuan waktu per satuan luas permukaan fase.

Kedua definisi tersebut dapat dituliskan dalam bentuk matematika. Mari kita perkenalkan notasi: homogen - laju reaksi dalam sistem homogen; h etero gen - laju reaksi dalam sistem heterogen n - jumlah mol salah satu zat yang dihasilkan dari reaksi; V adalah volume sistem; t-waktu; S adalah luas permukaan fase tempat reaksi berlangsung; - tanda kenaikan (Δn = n 2 -n 1; t = t 2 -t 1). Kemudian

homogen = n / (V× t);

heterogen = n / (S × t).

Persamaan pertama dapat disederhanakan. Rasio jumlah zat (n) dengan volume (V) sistem adalah konsentrasi molar (c) zat: c=n/V, dari mana c=Δn/V dan akhirnya:

homogen = c / t.

Contoh pemecahan masalah

CONTOH 1

Latihan	Buatlah rumus untuk dua oksida besi jika fraksi massa besi di dalamnya adalah 77,8% dan 70,0%.
Keputusan	Temukan fraksi massa di masing-masing oksida tembaga: 1 (O) \u003d 100% - 1 (Fe) \u003d 100% - 77,8% \u003d 22,2%; 2 (O) \u003d 100% - 2 (Fe) \u003d 100% - 70,0% \u003d 30,0%. Mari kita nyatakan jumlah mol unsur-unsur yang membentuk senyawa sebagai "x" (besi) dan "y" (oksigen). Kemudian, rasio molar akan terlihat seperti ini (nilai massa atom relatif yang diambil dari Tabel Periodik D.I. Mendeleev dibulatkan menjadi bilangan bulat): x:y \u003d 1 (Fe) / Ar (Fe) : 1 (O) / Ar (O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1: 1. Jadi rumus oksida besi pertama adalah FeO. x:y \u003d 2 (Fe) / Ar (Fe) : 2 (O) / Ar (O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2: 3. Jadi rumus oksida besi kedua adalah Fe 2 O 3 .
Menjawab	FeO, Fe2O3

CONTOH 2

Latihan	Buatlah rumus senyawa hidrogen, iod dan oksigen, jika fraksi massa unsur-unsur di dalamnya: (H) = 2,2%, (I) = 55,7%, (O) = 42,1%.
Keputusan	Fraksi massa unsur X dalam molekul komposisi HX dihitung dengan rumus berikut: (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Mari kita nyatakan jumlah mol unsur-unsur yang membentuk senyawa sebagai "x" (hidrogen), "y" (yodium), "z" (oksigen). Kemudian, rasio molar akan terlihat seperti ini (nilai massa atom relatif yang diambil dari Tabel Periodik D.I. Mendeleev akan dibulatkan menjadi bilangan bulat): x:y:z = (H)/Ar(H) : (I)/Ar(I) : (O)/Ar(O); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42.1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1:6 Jadi rumus untuk menggabungkan hidrogen, yodium dan oksigen akan terlihat seperti H 5 IO 6.
Menjawab	H5IO6