Viteza unei reacții chimice depinde de următorii factori:

1) Natura reactanților.

2) Suprafața de contact a reactivilor.

3) Concentrația reactanților.

4) Temperatura.

5) Prezența catalizatorilor.

Viteza reacțiilor eterogene depinde și de:

a) dimensiunea suprafeței de separare a fazelor (cu creșterea suprafeței de separare a fazelor, viteza reacțiilor eterogene crește);

b) viteza de alimentare cu reactanți la interfață și viteza de îndepărtare a produselor de reacție de pe aceasta.

Factori care afectează viteza unei reacții chimice:

1. Natura reactivilor. Un rol important îl joacă natura legăturilor chimice din compuși, structura moleculelor acestora. De exemplu, eliberarea de hidrogen de către zinc dintr-o soluție de acid clorhidric are loc mult mai rapid decât dintr-o soluție de acid acetic, deoarece polaritatea legăturii H-C1 este mai mare decât legătura O-H din molecula CH3COOH, în alte cazuri. cuvinte, datorită faptului că Hcl - un electrolit puternic și CH 3 COOH este un electrolit slab într-o soluție apoasă.

2. Suprafața de contact a reactivului. Cu cât suprafața de contact a reactanților este mai mare, cu atât reacția are loc mai rapid. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora. Reacțiile în soluții au loc aproape instantaneu.

3. Concentrația de reactivi. Pentru ca o interacțiune să aibă loc, particulele de reactanți dintr-un sistem omogen trebuie să se ciocnească. Cu o crestere concentrațiile reactanților viteza reacțiilor crește. Acest lucru se explică prin faptul că, odată cu creșterea cantității de substanță pe unitatea de volum, crește numărul de ciocniri între particulele substanțelor care reacţionează. Numărul de ciocniri este proporțional cu numărul de particule de reactanți din volumul reactorului, adică cu concentrațiile molare ale acestora.

Cantitativ, se exprimă dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților legea maselor care actioneaza (Guldberg și Waage, Norvegia, 1867): viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

Pentru reactie:

aA + bB ↔ cC + dD

viteza de reacție în conformitate cu legea acțiunii masei este egală cu:

υ = k[A]υ a[B]υ b ,(9)

unde [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor inițiale;

k-constanta vitezei de reacție, care este egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți [A] = [B] = 1 mol/l.

Constanta vitezei de reacție depinde de natura reactanților, de temperatură, dar nu depinde de concentrația de substanțe.

Se numește expresia (9). ecuația cinetică a reacției. Ecuațiile cinetice includ concentrațiile de substanțe gazoase și dizolvate, dar nu includ concentrațiile de solide:

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g); υ = k 2 · [02];

CuO (tv.) + H2 (g) \u003d Cu (tv) + H2O (g); υ = k.

Conform ecuațiilor cinetice, este posibil să se calculeze modul în care se modifică viteza de reacție cu o modificare a concentrației reactanților.

Influența catalizatorului.

5. Temperatura de reacție. Teoria coliziunilor active

Pentru ca un act elementar de interacțiune chimică să aibă loc, particulele care reacţionează trebuie să se ciocnească unele de altele. Cu toate acestea, nu orice coliziune are ca rezultat o interacțiune chimică. Interacțiunea chimică are loc atunci când particulele se apropie la distanțe la care este posibilă redistribuirea densității electronice și apariția unor noi legături chimice. Particulele care interacționează trebuie să aibă suficientă energie pentru a depăși forțele de respingere care apar între învelișurile lor de electroni.

stare de tranziție- starea sistemului, în care sunt echilibrate distrugerea și crearea unei conexiuni. Sistemul este în stare de tranziție pentru un timp scurt (10 -15 s). Se numește energia necesară pentru a aduce sistemul într-o stare de tranziție energie activatoare. În reacțiile în mai multe etape care includ mai multe stări de tranziție, energia de activare corespunde celei mai mari valori energetice. După depășirea stării de tranziție, moleculele zboară din nou odată cu distrugerea legăturilor vechi și formarea altora noi sau cu transformarea legăturilor originale. Ambele opțiuni sunt posibile, deoarece apar odată cu eliberarea de energie. Există substanțe care pot reduce energia de activare pentru o anumită reacție.

Moleculele active A 2 și B 2 la ciocnire se combină într-un complex activ intermediar A 2 ... B 2 cu slăbirea și apoi ruperea legăturilor A-A și B-B și întărirea legăturilor A-B.

„Energia de activare” a reacției de formare a HI (168 kJ/mol) este mult mai mică decât energia necesară pentru a rupe complet legătura în moleculele inițiale de H2 și I2 (571 kJ/mol). Prin urmare, calea de reacție prin formațiune complex activ (activat). energetic mai favorabil decât calea prin ruperea completă a legăturilor din moleculele originale. Marea majoritate a reacțiilor apar prin formarea de complecși activi intermediari. Prevederile teoriei complexului activ au fost dezvoltate de G. Eyring și M. Polyani în anii 30 ai secolului XX.

Energie activatoare reprezintă excesul de energie cinetică a particulelor în raport cu energia medie necesară pentru transformarea chimică a particulelor care se ciocnesc. Reacțiile sunt caracterizate de diferite valori ale energiei de activare (E a).În majoritatea cazurilor, energia de activare a reacțiilor chimice între molecule neutre variază între 80 și 240 kJ/mol. Pentru valorile proceselor biochimice E a adesea mai scăzut - până la 20 kJ / mol. Acest lucru poate fi explicat prin faptul că marea majoritate a proceselor biochimice trec prin stadiul complexelor enzimă-substrat. Barierele energetice limitează reacția. Datorită acestui fapt, în principiu, posibile reacții (la Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Pentru ca o reacție să aibă loc, moleculele trebuie să fie orientate într-un anumit mod și să aibă suficientă energie la ciocnire. Probabilitatea unei orientări corecte într-o coliziune este caracterizată de entropia de activare ∆S a. Redistribuirea densității electronilor în complexul activ este favorizată de condiția ca, la ciocnire, moleculele A2 și B2 să fie orientate, așa cum se arată în Fig. 3a, în timp ce cu orientarea prezentată în Fig. 3b, probabilitatea de reacție este încă mult mai mică - în Fig. 3c.

Orez. Fig. 3. Orientarea favorabilă (a) și nefavorabilă (b, c) a moleculelor A 2 și B 2 în timpul unei coliziuni

Ecuația care caracterizează dependența vitezei și reacției de temperatură, energia de activare și entropia de activare are forma:

(10)

Unde k- constanta vitezei de reacție;

DAR- în prima aproximare, numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp (secundă) pe unitatea de volum;

e- baza logaritmilor naturali;

R- constanta universala a gazului;

T- temperatura absolută;

E a- energie activatoare;

∆S a- modificarea entropiei de activare.

Ecuația (11) a fost derivată de Arrhenius în 1889. Multiplicator preexponenţial DAR proporțional cu numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp. Dimensiunea sa coincide cu dimensiunea constantei de viteză și depinde de ordinea totală a reacției.

Expozant este egală cu fracția de coliziuni active din numărul lor total, adică moleculele care se ciocnesc trebuie să aibă suficientă energie de interacțiune. Probabilitatea orientării lor dorite în momentul impactului este proporțională cu .

Când s-a discutat despre legea acțiunii masei pentru viteza (9), s-a stipulat în mod special că constanta de viteză este o valoare constantă care nu depinde de concentrațiile de reactivi. S-a presupus că toate transformările chimice au loc la o temperatură constantă. În același timp, viteza de transformare chimică se poate modifica semnificativ odată cu scăderea sau creșterea temperaturii. Din punctul de vedere al legii acțiunii masei, această modificare a vitezei se datorează dependenței de temperatură a constantei de viteză, deoarece concentrațiile reactanților se modifică doar ușor din cauza dilatației sau contracției termice a lichidului.

Cel mai cunoscut fapt este că viteza reacțiilor crește odată cu creșterea temperaturii. Acest tip de dependență de temperatură a vitezei se numește normal (Fig. 3a). Acest tip de dependență este caracteristic tuturor reacțiilor simple.

Orez. 3. Tipuri de dependenţă de temperatură a vitezei reacţiilor chimice: a - normal;

b - anormal; c - enzimatic

Cu toate acestea, transformările chimice sunt acum bine cunoscute, a căror rată scade odată cu creșterea temperaturii, acest tip de dependență de temperatură a ratei se numește anormal . Un exemplu este reacția în fază gazoasă a oxidului de azot (II) cu brom (Fig. 3b).

Un interes deosebit pentru medici este dependența de temperatură a vitezei reacțiilor enzimatice, adică reacții care implică enzime. Aproape toate reacțiile care apar în organism aparțin acestei clase. De exemplu, în descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența enzimei catalaze, viteza de descompunere depinde de temperatură. În intervalul 273-320 La dependența de temperatură este normală. Pe măsură ce temperatura crește, viteza crește, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta scade. Când temperatura crește peste 320 La există o scădere bruscă anormală a vitezei de descompunere a peroxidului. O imagine similară are loc pentru alte reacții enzimatice (Fig. 3c).

Din ecuația lui Arrhenius pentru k este clar că, din moment ce T inclusă în exponent, viteza unei reacții chimice este foarte sensibilă la schimbările de temperatură. Dependența vitezei unei reacții omogene de temperatură poate fi exprimată prin regula van't Hoff, conform căreia cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 °, viteza de reacție crește de 2-4 ori; numărul care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții odată cu creșterea temperaturii cu 10 ° se numește coeficientul de temperatură al vitezei de reacție -γ.

Această regulă este exprimată matematic prin următoarea formulă:

(12)

unde γ este coeficientul de temperatură, care arată de câte ori crește viteza de reacție odată cu creșterea temperaturii cu 10 0; υ 1 -t1; υ 2 - viteza de reacție la temperatură t2.

Pe măsură ce temperatura crește într-o progresie aritmetică, viteza crește exponențial.

De exemplu, dacă γ = 2,9, atunci cu o creștere a temperaturii cu 100 ° viteza de reacție crește cu un factor de 2,9 10, adică. de 40 de mii de ori. Abaterile de la această regulă sunt reacții biochimice, a căror viteză crește de zece ori cu o ușoară creștere a temperaturii. Această regulă este valabilă doar într-o aproximare aproximativă. Reacțiile care implică molecule mari (proteine) sunt caracterizate printr-un coeficient mare de temperatură. Rata denaturarii proteinelor (ovalbumina) creste de 50 de ori cu o crestere a temperaturii de 10 °C. După atingerea unui anumit maxim (50-60 °C), viteza de reacție scade brusc ca urmare a denaturarii termice a proteinei.

Pentru multe reacții chimice, legea acțiunii masei pentru viteză este necunoscută. În astfel de cazuri, următoarea expresie poate fi utilizată pentru a descrie dependența de temperatură a ratei de conversie:

pre-exponent A cu nu depinde de temperatura, ci depinde de concentratie. Unitatea de măsură este mol/l∙s.

Dependența teoretică face posibilă precalcularea vitezei la orice temperatură dacă se cunosc energia de activare și pre-exponențiala. Astfel, efectul temperaturii asupra vitezei de transformare chimică este prezis.

Reacții complexe

Principiul independenței. Tot ce s-a discutat mai sus se referea la reacții relativ simple, dar așa-numitele reacții complexe sunt adesea întâlnite în chimie. Aceste reacții includ pe cele discutate mai jos. La derivarea ecuațiilor cinetice pentru aceste reacții, se utilizează principiul independenței: dacă în sistem au loc mai multe reacții, atunci fiecare dintre ele este independentă de celelalte și viteza sa este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților săi.

Reacții paralele sunt reacţii care au loc simultan în mai multe direcţii.

Descompunerea termică a cloratului de potasiu are loc simultan în două reacții:

Reacții succesive sunt reacții care au loc în mai multe etape. Există multe astfel de reacții în chimie.

.

Reacții asociate. Dacă în sistem au loc mai multe reacții și una dintre ele nu poate avea loc fără cealaltă, atunci aceste reacții sunt numite conjugat , și fenomenul în sine prin inducție .

2HI + H2CrO4 → I2 + Cr2O3 + H2O.

Această reacție practic nu este observată în condiții normale, dar dacă FeO este adăugat în sistem, atunci are loc următoarea reacție:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

și prima reacție merge împreună cu ea. Motivul pentru aceasta este formarea în a doua reacție a produselor intermediare implicate în prima reacție:

FeO2 + H2CrO4 → Cr2O3 + Fe5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Inducția chimică- un fenomen în care o reacție chimică (secundară) depinde de alta (primară).

A+ LA- primar reacţie,

A + C- secundar reacţie,

atunci A este un activator, LA- inductor, C - acceptor.

În timpul inducției chimice, spre deosebire de cataliză, concentrațiile tuturor participanților la reacție scad.

Factorul de inducție se determină din următoarea ecuație:

.

În funcție de valoarea factorului de inducție, sunt posibile următoarele cazuri.

eu> 0 - proces de estompare. Viteza de reacție scade cu timpul.

eu < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Fenomenul de inducție este important deoarece în unele cazuri energia reacției primare poate compensa energia cheltuită în reacția secundară. Din acest motiv, de exemplu, este posibilă din punct de vedere termodinamic sintetizarea proteinelor prin policondensarea aminoacizilor.

Reacții în lanț. Dacă o reacție chimică are loc cu formarea de particule active (ioni, radicali), care, intrând în reacții ulterioare, provoacă apariția de noi particule active, atunci o astfel de secvență de reacții se numește reacție în lanț.

Formarea radicalilor liberi este asociată cu consumul de energie pentru a rupe legăturile dintr-o moleculă. Această energie poate fi transmisă moleculelor prin iluminare, descărcare electrică, încălzire, iradiere cu neutroni, particule α și β. Pentru a efectua reacții în lanț la temperaturi scăzute, în amestecul de reacție se introduc inițiatori - substanțe care formează cu ușurință radicali: vapori de sodiu, peroxizi organici, iod etc.

Reacția de formare a clorurii de hidrogen din compuși simpli, activată de lumină.

Reacția totală:

H2 + C122HC1.

Etape separate:

Сl 2 2Сl∙ fotoactivarea clorului (inițierea)

Cl ∙ + H 2 \u003d Hcl + H ∙ dezvoltarea lanțului

H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl ∙ etc.

H ∙ + Cl ∙ \u003d Hcl circuit deschis

Aici H∙ și Сl∙ sunt particule active (radicali).

În acest mecanism de reacție pot fi distinse trei grupuri de etape elementare. Prima este o reacție fotochimică originea lanțului. Moleculele de clor, după ce au absorbit o cantitate de lumină, se disociază în atomi liberi cu o reactivitate ridicată. Astfel, atunci când un lanț este nucleat, din molecule saturate de valență se formează atomi liberi sau radicali. Procesul de generare a lanțului se mai numește iniţiere. Atomii de clor, având electroni nepereche, sunt capabili să reacționeze cu hidrogenul molecular, formând molecule de acid clorhidric și hidrogen atomic. Hidrogenul atomic, la rândul său, interacționează cu o moleculă de clor, în urma căreia se formează din nou o moleculă de clorură de hidrogen și clorul atomic etc.

Aceste procese, caracterizate prin repetarea acelorași etape elementare (legături) și care se procedează la conservarea radicalilor liberi, duc la consumul de substanțe inițiale și formarea produselor de reacție. Aceste grupuri de reacții se numesc reacţii de dezvoltare (sau continuare) a lanţului.

Etapa din reacția în lanț în care radicalii liberi sunt distruși se numește ruperea lanțului. Terminarea lanțului poate apărea ca urmare a recombinării radicalilor liberi, dacă energia eliberată în acest caz poate fi dată unui al treilea corp: peretele vasului sau moleculele de impurități inerte (etapele 4, 5). De aceea, viteza reacțiilor în lanț este foarte sensibilă la prezența impurităților, la forma și dimensiunile vasului, în special la presiuni scăzute.

Numărul de verigi elementare din momentul nașterii lanțului și până la ruperea lui se numește lungimea lanțului. În exemplul luat în considerare, se formează până la 105 molecule de HCI pentru fiecare cuantă de lumină.

Se numesc reacții în lanț, în timpul cărora nu există „multiplicarea” numărului de radicali liberi neramificată sau reacții simple în lanț . În fiecare etapă elementară a procesului cu lanț neramificat, un radical „da naștere” la o moleculă a produsului de reacție și la un singur radical nou (Fig. 41).

Alte exemple de reacții în lanț simple: a) clorurarea hidrocarburilor parafinice Cl ∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ etc.; b) reacții de polimerizare radicalică, de exemplu, polimerizarea acetatului de vinil în prezența peroxidului de benzoil, care se descompune ușor în radicali; c) interacţiunea hidrogenului cu bromul, decurgând după un mecanism asemănător reacţiei clorului cu hidrogenul, numai cu lungimea lanţului mai scurtă datorită endotermicităţii sale.

Dacă două sau mai multe particule active apar ca urmare a actului de creștere, atunci această reacție în lanț este ramificată.

În 1925, N. N. Semenov și colaboratorii săi au descoperit reacții care conțin etape elementare, în urma cărora apar nu una, ci mai multe particule, atomi sau radicali activi chimic. Apariția mai multor noi radicali liberi duce la apariția mai multor lanțuri noi, adică. furci cu un lanț. Astfel de procese sunt numite reacții în lanț ramificat (Fig. 42).

Un exemplu de proces cu lanț foarte ramificat este oxidarea hidrogenului la presiuni scăzute și la o temperatură de aproximativ 900°C. Mecanismul de reacție poate fi scris după cum urmează.

1. iniţierea lanţului H 2 + O 2 OH∙ + OH∙

2. OH ​​​​∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ dezvoltarea lanțului

3. H ∙ + O 2 → OH ∙ + O: ramificare a lanțului

4. O: + H2 → OH ∙ + H ∙

5. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ continuarea lanțului

6. H∙ + H∙ + perete → H 2 circuit deschis pe peretele vasului

7. H ∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M terminație de lanț în vrac.

M este o moleculă inertă. Radicalul HO 2 ∙, care se formează în timpul unei triple coliziuni, este inactiv și nu poate continua lanțul.

În prima etapă a procesului, se formează radicali hidroxil, care asigură dezvoltarea unui lanț simplu. În a treia etapă, ca urmare a interacțiunii cu molecula inițială a unui radical, se formează doi radicali, iar atomul de oxigen are două valențe libere. Aceasta asigură ramificarea lanțului.

Ca urmare a ramificării lanțului, viteza de reacție crește rapid în perioada inițială de timp, iar procesul se termină cu o aprindere-explozie în lanț. Cu toate acestea, reacțiile în lanț ramificat se termină într-o explozie numai atunci când viteza de ramificare este mai mare decât rata de terminare a lanțului. În caz contrar, procesul este lent.

Când se modifică condițiile de reacție (modificări ale presiunii, temperaturii, compoziției amestecului, mărimii și stării pereților vasului de reacție etc.), poate avea loc o tranziție de la o reacție lentă la o explozie și invers. Astfel, în reacțiile în lanț există stări limitative (critice) în care are loc aprinderea în lanț, de care ar trebui să se distingă aprinderea termică care are loc în reacțiile exoterme ca urmare a încălzirii tot mai mari a amestecului de reacție cu îndepărtare slabă a căldurii.

Conform mecanismului cu lanț ramificat, apar vapori oxidați de sulf, fosfor, monoxid de carbon (II), disulfură de carbon etc.

Teoria modernă a proceselor în lanț a fost dezvoltată de către câștigătorii Premiului Nobel (1956) academicianul sovietic N. N. Semenov și omul de știință englez Hinshelwood.

Reacțiile în lanț ar trebui să fie diferențiate de reacțiile catalitice, deși acestea din urmă sunt, de asemenea, de natură ciclică. Cea mai semnificativă diferență între reacțiile în lanț și cele catalitice este că, cu un mecanism în lanț, reacția poate decurge în direcția creșterii energiei sistemului datorită reacțiilor spontane. Un catalizator nu provoacă o reacție imposibilă termodinamic. În plus, în reacțiile catalitice nu există astfel de etape de proces precum nuclearea și terminarea lanțului.

reacții de polimerizare. Un caz special al unei reacții în lanț este reacția de polimerizare.

Polimerizare este un proces în care reacția particulelor active (radicali, ioni) cu compuși cu greutate moleculară mică (monomeri) este însoțită de adăugarea secvențială a acestora din urmă cu o creștere a lungimii lanțului material (lungimea moleculei), adică cu formarea unui polimer.

Monomerii sunt compuși organici, de regulă, care conțin legături nesaturate (duble, triple) în compoziția moleculei.

Principalele etape ale procesului de polimerizare:

1. Iniţiere(sub acțiunea luminii, căldurii etc.):

A: A→A" + A"- descompunere omolitică cu formare de radicali (valență activă-particule nesaturate).

A: B→ A - + B +- descompunere heterolitică cu formare de ioni.

2. Creșterea lanțului: A "+ M→ A.M"

(sau A - + M→ A.M", sau LA + + M→ VM +).

3. Circuit deschis: AM" + AM"→ polimer

(sau AM" + B +→ polimer, VM ++ A"→ polimer).

Viteza unui proces în lanț este întotdeauna mai mare decât cea a unui proces fără lanț.

Obiectiv: studiul vitezei unei reacții chimice și al dependenței acesteia de diverși factori: natura reactanților, concentrația, temperatura.

Reacțiile chimice au loc cu viteze diferite. Viteza unei reacții chimice se numește modificarea concentrației reactantului pe unitatea de timp. Este egal cu numărul de acte de interacțiune pe unitatea de timp pe unitatea de volum pentru o reacție care are loc într-un sistem omogen (pentru reacții omogene) sau pe unitate de interfață pentru reacțiile care au loc într-un sistem eterogen (pentru reacții eterogene).

Viteza medie de reacție v cf. în intervalul de timp de la t1 inainte de t2 este determinată de relația:

Unde De la 1și De la 2 este concentrația molară a oricărui participant la reacție la momente t1și t2 respectiv.

Semnul „–“ din fața fracției se referă la concentrația substanțelor inițiale, Δ DIN < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔDIN > 0.

Principalii factori care afectează viteza unei reacții chimice sunt: ​​natura reactanților, concentrația acestora, presiunea (dacă sunt implicate gaze în reacție), temperatura, catalizatorul, zona de interfață pentru reacții eterogene.

Majoritatea reacțiilor chimice sunt procese complexe care au loc în mai multe etape, adică. constând din mai multe procese elementare. Reacțiile elementare sau simple sunt reacții care apar într-o singură etapă.

Pentru reacțiile elementare, dependența vitezei de reacție de concentrație este exprimată prin legea acțiunii masei.

La o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor de reactanți, luate în puteri egale cu coeficienții stoechiometrici.

Pentru o reacție generală

a A + b B ... → c C,

conform legii acţiunii în masă v se exprimă prin relaţie

v = K∙s(A) a ∙ c(B) b,

Unde c(A)și c(B) sunt concentrațiile molare ale reactanților A și B;

La este constanta de viteză a acestei reacții, egală cu v, dacă c(A) a=1 și c(B) b=1 și în funcție de natura reactanților, temperatură, catalizator, suprafață a interfeței pentru reacții eterogene.

Exprimarea dependenței vitezei de reacție de concentrație se numește ecuație cinetică.

În cazul reacțiilor complexe, legea acțiunii în masă se aplică fiecărei etape individuale.

Pentru reacțiile eterogene, ecuația cinetică include doar concentrațiile de substanțe gazoase și dizolvate; da, pentru arderea cărbunelui

C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)

ecuația vitezei are forma

v \u003d K s (O 2)

Câteva cuvinte despre molecularitatea și ordinea cinetică a reacției.

concept „molecularitatea reacției” se aplică numai reacțiilor simple. Molecularitatea unei reacții caracterizează numărul de particule care participă la o interacțiune elementară.

Există reacții mono-, bi- și trimoleculare, la care participă una, două și, respectiv, trei particule. Probabilitatea unei coliziuni simultane a trei particule este mică. Procesul elementar de interacțiune a mai mult de trei particule este necunoscut. Exemple de reacții elementare:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (monomolecular)

H 2 + I 2 → 2HI (bimolecular)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolecular)

Molecularitatea reacțiilor simple coincide cu ordinea cinetică generală a reacției. Ordinea reacției determină natura dependenței vitezei de concentrație.

Ordinea cinetică globală (totală) a unei reacții este suma exponenților la concentrațiile reactanților din ecuația vitezei de reacție, determinată experimental.

Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește. Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată aproximativ de regula van't Hoff.

Pentru fiecare creștere cu 10 grade a temperaturii, viteza majorității reacțiilor crește cu un factor de 2-4.

unde și sunt ratele de reacție, respectiv, la temperaturi t2și t1 (t2>t1);

γ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, acesta este un număr care arată de câte ori viteza unei reacții chimice crește odată cu creșterea temperaturii cu 10 0.

Folosind regula van't Hoff, este posibil doar estimarea aproximativă a efectului temperaturii asupra vitezei de reacție. O descriere mai precisă a dependenței vitezei de reacție a temperaturii este fezabilă în cadrul teoriei activării Arrhenius.

Una dintre metodele de accelerare a unei reacții chimice este cataliza, care se realizează cu ajutorul unor substanțe (catalizatori).

Catalizatori- sunt substanțe care modifică viteza unei reacții chimice datorită participării repetate la interacțiunea chimică intermediară cu reactivii de reacție, dar după fiecare ciclu al interacțiunii intermediare își restabilesc compoziția chimică.

Mecanismul de acțiune al catalizatorului este redus la o scădere a energiei de activare a reacției, adică. o scădere a diferenței dintre energia medie a moleculelor active (complex activ) și energia medie a moleculelor substanțelor inițiale. Aceasta crește viteza reacției chimice.

Reacțiile chimice se desfășoară la viteze diferite: cu o viteză mică - în timpul formării stalactitelor și stalagmitelor, la o viteză medie - la gătirea alimentelor, instantaneu - în timpul unei explozii. Reacțiile în soluții apoase sunt foarte rapide.

Determinarea vitezei unei reacții chimice, precum și elucidarea dependenței acesteia de condițiile procesului, este sarcina cineticii chimice - știința legilor care guvernează cursul reacțiilor chimice în timp.

Dacă reacțiile chimice au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-o fază gazoasă, atunci interacțiunea substanțelor care reacţionează are loc în întregul volum. Astfel de reacții se numesc omogen.

(v homog) este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum:

unde Δn este modificarea numărului de moli ai unei substanțe (cel mai adesea cea inițială, dar poate fi și produsul de reacție); Δt - interval de timp (s, min); V este volumul de gaz sau soluție (l).

Deoarece raportul dintre cantitatea de substanță și volum este concentrația molară C, atunci

Astfel, viteza unei reacții omogene este definită ca o modificare a concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

dacă volumul sistemului nu se modifică.

Dacă are loc o reacție între substanțe în diferite stări de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid), sau între substanțe care nu pot forma un mediu omogen (de exemplu, între lichide nemiscibile), atunci are loc numai pe suprafata de contact a substantelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

Este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață.

unde S este aria suprafeței de contact a substanțelor (m 2, cm 2).

O modificare a cantității de substanță prin care se determină viteza de reacție este un factor extern observat de cercetător. De fapt, toate procesele sunt efectuate la nivel micro. Evident, pentru ca unele particule să reacționeze, ele trebuie în primul rând să se ciocnească și să se ciocnească eficient: să nu se împrăștie ca niște bile în direcții diferite, ci în așa fel încât „vechile legături” din particule să fie distruse sau slăbite și „ se pot forma altele noi”, iar pentru aceasta particulele trebuie să aibă suficientă energie.

Datele calculate arată că, de exemplu, în gaze, ciocnirile de molecule la presiunea atmosferică sunt de miliarde pe 1 secundă, adică toate reacțiile ar fi trebuit să treacă instantaneu. Dar nu este. Se dovedește că doar o foarte mică parte din molecule au energia necesară pentru a produce o coliziune eficientă.

Excesul minim de energie pe care trebuie să o aibă o particulă (sau o pereche de particule) pentru ca o coliziune eficientă să aibă loc se numește energie activatoare Ea.

Astfel, pe calea tuturor particulelor care intră în reacție, există o barieră energetică egală cu energia de activare E a . Când este mic, există multe particule care îl pot depăși, iar viteza de reacție este mare. În caz contrar, este necesară o „împingere”. Când aduci un chibrit pentru a aprinde o lampă cu spirt, oferiți energie suplimentară E a necesară pentru ciocnirea efectivă a moleculelor de alcool cu ​​moleculele de oxigen (depășirea barierei).

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Principalele sunt: ​​natura și concentrația reactanților, presiunea (în reacțiile care implică gaze), temperatura, acțiunea catalizatorilor și suprafața reactanților în cazul reacțiilor eterogene.

Temperatura

Pe măsură ce temperatura crește, în majoritatea cazurilor viteza unei reacții chimice crește semnificativ. În secolul 19 Chimistul olandez J. X. Van't Hoff a formulat regula:

O creștere a temperaturii la fiecare 10 ° C duce la o creștere aviteza de reacție de 2-4 ori(această valoare se numește coeficient de temperatură al reacției).

Odată cu creșterea temperaturii, viteza medie a moleculelor, energia lor și numărul de ciocniri cresc ușor, dar proporția de molecule „active” care participă la coliziuni eficiente care depășesc bariera energetică a reacției crește brusc. Matematic, această dependență este exprimată prin relația:

unde v t 1 și v t 2 sunt vitezele de reacție la temperaturile finale t 2 și, respectiv, inițiale t 1, iar γ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori crește viteza de reacție cu fiecare creștere de 10 ° C în temperatura.

Cu toate acestea, pentru a crește viteza de reacție, creșterea temperaturii nu este întotdeauna aplicabilă, deoarece materiile prime pot începe să se descompună, solvenții sau substanțele în sine se pot evapora etc.

Reacții endoterme și exoterme

Se știe că reacția metanului cu oxigenul atmosferic este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură. Prin urmare, este folosit în viața de zi cu zi pentru gătit, încălzire a apei și încălzire. Gazul natural furnizat locuințelor prin conducte este 98% metan. Reacția oxidului de calciu (CaO) cu apa este, de asemenea, însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.

Ce pot spune aceste fapte? Când se formează noi legături chimice în produșii de reacție, Mai mult energie decât cea necesară pentru a rupe legăturile chimice din reactanți. Excesul de energie este eliberat sub formă de căldură și uneori lumină.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energie (lumină, căldură));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energie (căldură)).

Astfel de reacții ar trebui să aibă loc cu ușurință (cum o piatră se rostogolește ușor în jos).

Reacțiile în care se eliberează energie se numesc EXTERMICĂ(din latinescul „exo” - out).

De exemplu, multe reacții redox sunt exoterme. Una dintre aceste reacții frumoase este o oxidare-reducere intramoleculară care are loc în aceeași sare - dicromat de amoniu (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 (energie).

Un alt lucru este reacția. Ele sunt asemănătoare cu rostogolirea unei pietre în sus. Încă nu este posibil să se obțină metan din CO2 și apă și este necesară o încălzire puternică pentru a obține var nestins CaO din hidroxid de calciu Ca (OH)2. O astfel de reacție are loc numai cu un aflux constant de energie din exterior:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energie (căldură))

Acest lucru sugerează că ruperea legăturilor chimice în Ca(OH) 2 necesită mai multă energie decât poate fi eliberată în timpul formării de noi legături chimice în moleculele de CaO și H 2 O.

Reacțiile în care este absorbită energia se numesc ENDOTERMIC(din "endo" - interior).

Concentrația reactanților

O modificare a presiunii cu participarea substanțelor gazoase în reacție duce, de asemenea, la o modificare a concentrației acestor substanțe.

Pentru ca o interacțiune chimică să aibă loc între particule, acestea trebuie să se ciocnească efectiv. Cu cât concentrația de reactanți este mai mare, cu atât mai multe ciocniri și, în consecință, cu atât viteza de reacție este mai mare. De exemplu, acetilena arde foarte repede în oxigen pur. Aceasta dezvoltă o temperatură suficientă pentru a topi metalul. Pe baza unei cantități mari de material experimental, în 1867 norvegienii K. Guldenberg și P. Waage, și independent de ei în 1865, omul de știință rus N. I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, care stabilește dependența reacției. rata asupra concentrației substanțelor care reacţionează.

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația reacției.

Această lege se mai numește legea acțiunii în masă.

Pentru reacția A + B \u003d D, această lege va fi exprimată după cum urmează:

Pentru reacția 2A + B = D, această lege se exprimă după cum urmează:

Aici C A, C B sunt concentrațiile substanțelor A și B (mol / l); k 1 și k 2 - coeficienți de proporționalitate, numite constante de viteză ale reacției.

Semnificația fizică a constantei vitezei de reacție nu este greu de stabilit - este numeric egală cu viteza de reacție în care concentrațiile reactanților sunt de 1 mol/l sau produsul lor este egal cu unu. În acest caz, este clar că constanta de viteză a reacției depinde numai de temperatură și nu depinde de concentrația de substanțe.

Legea maselor care actioneaza nu ține cont de concentrația reactanților în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor sunt de obicei constante.

De exemplu, pentru reacția de ardere a cărbunelui, expresia vitezei de reacție ar trebui scrisă după cum urmează:

adică, viteza de reacție este doar proporțională cu concentrația de oxigen.

Dacă ecuația reacției descrie doar reacția chimică globală, care are loc în mai multe etape, atunci viteza unei astfel de reacții poate depinde într-un mod complex de concentrațiile substanțelor inițiale. Această dependență este determinată experimental sau teoretic pe baza mecanismului de reacție propus.

Acțiunea catalizatorilor

Este posibilă creșterea vitezei de reacție prin utilizarea unor substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și îl direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică. Se numesc catalizatori (din latinescul katalysis - distrugere).

Catalizatorul acționează ca un ghid experimentat, îndrumând un grup de turiști nu printr-o pasă înaltă din munți (depășirea ei necesită mult efort și timp și nu este accesibilă oricui), ci de-a lungul potecilor ocolitoare cunoscute de el, de-a lungul cărora poti depasi muntele mult mai usor si mai repede.

Adevărat, la un ocol nu poți ajunge chiar unde duce pasul principal. Dar uneori este exact ceea ce ai nevoie! Așa funcționează catalizatorii, care se numesc selectivi. Este clar că nu este nevoie să ardeți amoniacul și azotul, dar oxidul de azot (II) își găsește utilizare în producerea acidului azotic.

Catalizatori- Sunt substanțe care participă la o reacție chimică și își schimbă viteza sau direcția, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate cantitativ și calitativ.

Modificarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia cu ajutorul unui catalizator se numește cataliză. Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în diverse industrii și în transport (convertoare catalitice care transformă oxizii de azot din gazele de eșapament ale mașinilor în azot inofensiv).

Există două tipuri de cataliză.

cataliză omogenă, în care atât catalizatorul, cât și reactanții sunt în aceeași stare de agregare (fază).

cataliză eterogenă unde catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite. De exemplu, descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator solid de oxid de mangan (IV):

Catalizatorul în sine nu este consumat ca urmare a reacției, dar dacă pe suprafața sa sunt adsorbite alte substanțe (se numesc otrăvuri catalitice), atunci suprafața devine inoperabilă și este necesară regenerarea catalizatorului. Prin urmare, înainte de efectuarea reacției catalitice, materiile prime sunt complet purificate.

De exemplu, în producerea acidului sulfuric prin metoda de contact, se utilizează un catalizator solid - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5:

În producția de metanol, se folosește un catalizator solid „zinc-crom” (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Catalizatorii biologici - enzimele - funcționează foarte eficient. Prin natura chimică, acestea sunt proteine. Datorită acestora, reacțiile chimice complexe au loc cu o viteză mare în organismele vii la temperaturi scăzute.

Sunt cunoscute și alte substanțe interesante - inhibitorii (din latinescul inhibere - a întârzia). Ele reacţionează cu particulele active într-o rată mare pentru a forma compuşi inactivi. Ca urmare, reacția încetinește brusc și apoi se oprește. Inhibitorii sunt adesea adăugați în mod specific la diferite substanțe pentru a preveni procesele nedorite.

De exemplu, soluțiile de peroxid de hidrogen sunt stabilizate cu inhibitori.

Natura reactanților (compoziția, structura lor)

Sens energie activatoare este factorul prin care este afectată influenţa naturii substanţelor care reacţionează asupra vitezei de reacţie.

Dacă energia de activare este scăzută (< 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.

Dacă energia de activare este mare(> 120 kJ/mol), aceasta înseamnă că doar o parte neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la o reacție. Viteza unei astfel de reacții este deci foarte lentă. De exemplu, progresul reacției de sinteză a amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă energiile de activare ale reacțiilor chimice au valori intermediare (40120 kJ/mol), atunci vitezele unor astfel de reacții vor fi medii. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau alcoolul etilic, decolorarea apei de brom cu etilena, interacțiunea zincului cu acidul clorhidric etc.

Suprafața de contact a reactanților

Viteza reacțiilor care au loc pe suprafața substanțelor, adică eterogene, depinde, în egală măsură, de proprietățile acestei suprafețe. Se știe că creta sub formă de pulbere se dizolvă mult mai repede în acid clorhidric decât o bucată de cretă cu masă egală.

Creșterea vitezei de reacție se datorează în primul rând creșterea suprafeței de contact a substanțelor inițiale, precum și o serie de alte motive, de exemplu, o încălcare a structurii rețelei cristaline „corecte”. Acest lucru duce la faptul că particulele de pe suprafața microcristalelor formate sunt mult mai reactive decât aceleași particule de pe o suprafață „netedă”.

În industrie, pentru efectuarea reacțiilor eterogene, se folosește un „pat fluidizat” pentru a crește suprafața de contact a reactanților, aprovizionarea cu materii prime și îndepărtarea produselor. De exemplu, în producerea acidului sulfuric cu ajutorul unui „pat fluidizat”, pirita este prăjită.

Material de referință pentru promovarea testului:

tabelul periodic

Tabelul de solubilitate

La definirea conceptului viteza de reactie chimica este necesar să se facă distincția între reacțiile omogene și eterogene. Dacă reacția se desfășoară într-un sistem omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-un amestec de gaze, atunci are loc în întregul volum al sistemului. Viteza unei reacții omogene numită cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau se formează ca urmare a unei reacții pe unitatea de timp într-o unitate de volum a sistemului. Deoarece raportul dintre numărul de moli ai unei substanțe și volumul în care este distribuită este concentrația molară a substanței, viteza unei reacții omogene poate fi definită și ca modificarea concentrației pe unitatea de timp a oricăreia dintre substanțe: reactivul inițial sau produsul de reacție. Pentru a vă asigura că rezultatul calculului este întotdeauna pozitiv, indiferent dacă este produs de un reactiv sau de un produs, semnul „±” este utilizat în formula:

În funcție de natura reacției, timpul poate fi exprimat nu numai în secunde, așa cum este cerut de sistemul SI, ci și în minute sau ore. În timpul reacției, valoarea vitezei sale nu este constantă, ci se modifică continuu: scade, deoarece concentrațiile substanțelor inițiale scad. Calculul de mai sus dă valoarea medie a vitezei de reacție pe un anumit interval de timp Δτ = τ 2 – τ 1 . Viteza adevărată (instantanee) este definită ca limita la care raportul Δ DIN/ Δτ la Δτ → 0, adică viteza adevărată este egală cu derivata în timp a concentrației.

Pentru o reacție a cărei ecuație conține coeficienți stoichiometrici care diferă de unitate, valorile vitezei exprimate pentru diferite substanțe nu sunt aceleași. De exemplu, pentru reacția A + 3B \u003d D + 2E, consumul de substanță A este de un mol, substanța B este de trei moli, sosirea substanței E este de doi moli. De aceea υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) sau υ (E). = ⅔ υ (AT).

Dacă o reacție are loc între substanțe care se află în diferite faze ale unui sistem eterogen, atunci ea poate avea loc numai la interfața acestor faze. De exemplu, interacțiunea dintre o soluție acidă și o bucată de metal are loc numai pe suprafața metalului. Viteza unei reacții eterogene numită cantitatea de substanță care intră într-o reacție sau care se formează ca rezultat al unei reacții pe unitatea de timp pe unitatea de interfață dintre faze:

.

Dependența vitezei unei reacții chimice de concentrația reactanților este exprimată prin legea acțiunii masei: la o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanților ridicate la puteri egale cu coeficienții din formulele acestor substanțe din ecuația reacției.. Apoi pentru reacție

2A + B → produse

raportul υ ~ · DIN A 2 DIN B, iar pentru trecerea la egalitate se introduce coeficientul de proporționalitate k, numit constanta vitezei de reacție:

υ = k· DIN A 2 DIN B = k[A] 2 [V]

(concentrațiile molare în formule pot fi notate cu litera DIN cu indicele corespunzător și formula substanței cuprinsă între paranteze drepte). Sensul fizic al constantei vitezei de reacție este viteza de reacție la concentrații ale tuturor reactanților egale cu 1 mol/l. Dimensiunea constantei vitezei de reacție depinde de numărul de factori din partea dreaptă a ecuației și poate fi de la -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), etc., adică astfel încât, în orice caz, în calcule, viteza de reacție să fie exprimată în mol l –1 s –1.

Pentru reacțiile eterogene, ecuația legii acțiunii masei include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau în soluție. Concentrația unei substanțe în faza solidă este o valoare constantă și este inclusă în constanta de viteză, de exemplu, pentru procesul de ardere a cărbunelui C + O 2 = CO 2, legea acțiunii masei se scrie:

υ = k eu const = k·,

Unde k= k eu const.

În sistemele în care una sau mai multe substanțe sunt gaze, viteza de reacție depinde și de presiune. De exemplu, atunci când hidrogenul interacționează cu vaporii de iod H 2 + I 2 \u003d 2HI, viteza unei reacții chimice va fi determinată de expresia:

υ = k··.

Dacă presiunea este crescută, de exemplu, cu un factor de 3, atunci volumul ocupat de sistem va scădea cu aceeași cantitate și, în consecință, concentrațiile fiecăruia dintre reactanți vor crește cu aceeași cantitate. Viteza de reacție în acest caz va crește de 9 ori

Dependența de temperatură a vitezei de reacție este descris de regula van't Hoff: pentru fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori. Aceasta înseamnă că, pe măsură ce temperatura crește exponențial, viteza unei reacții chimice crește exponențial. Baza în formula de progresie este coeficientul de temperatură al vitezei de reacțieγ, arătând de câte ori crește viteza unei reacții date (sau, ceea ce este același, constanta vitezei) cu o creștere a temperaturii cu 10 grade. Matematic, regula van't Hoff este exprimată prin formulele:

sau

unde și sunt ratele de reacție, respectiv, la inițială t 1 si finala t 2 temperaturi. Regula lui Van't Hoff mai poate fi exprimată astfel:

; ; ; ,

unde și sunt, respectiv, viteza și constanta de viteză a reacției la o temperatură t; și sunt aceleași valori la temperatură t +10n; n este numărul de intervale de „zece grade” ( n =(t 2 –t 1)/10) prin care temperatura s-a modificat (poate fi un număr întreg sau fracționar, pozitiv sau negativ).

Exemple de rezolvare a problemelor

Exemplul 1 Cum se va schimba viteza reacției 2СО + О 2 = 2СО 2 într-un vas închis dacă presiunea se dublează?

Soluţie:

Viteza reacției chimice specificate este determinată de expresia:

υ începe = k· [CO] 2 · [O 2 ].

O creștere a presiunii duce la o creștere a concentrației ambilor reactivi cu un factor de 2. Având în vedere acest lucru, rescriem expresia pentru legea acțiunii în masă:

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

Răspuns: Viteza de reacție va crește de 8 ori.

Exemplul 2 Calculați de câte ori va crește viteza de reacție dacă temperatura sistemului crește de la 20 °C la 100 °C, presupunând că valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție este 3.

Soluţie:

Raportul vitezelor de reacție la două temperaturi diferite este legat de coeficientul de temperatură și modificarea temperaturii prin formula:

Calcul:

Răspuns: Viteza de reacție va crește de 6561 de ori.

Exemplul 3 La studierea reacției omogene A + 2B = 3D, s-a constatat că în 8 minute de la reacție, cantitatea de substanță A din reactor a scăzut de la 5,6 moli la 4,4 moli. Volumul masei de reacție a fost de 56 l. Calculați viteza medie a unei reacții chimice pentru perioada de timp studiată pentru substanțele A, B și D.

Soluţie:

Folosim formula în conformitate cu definiția conceptului de „viteză medie a unei reacții chimice” și înlocuim valorile numerice, obținând viteza medie pentru reactivul A:

Din ecuația reacției rezultă că, în comparație cu rata de pierdere a substanței A, rata de pierdere a substanței B este de două ori mai mare, iar rata de creștere a cantității de produs D este de trei ori mai mare. Prin urmare:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

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

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

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

Exemplul 4 Pentru a determina constanta de viteză a reacției omogene A + 2B → produse, s-au efectuat două experimente la concentrații diferite de substanță B și s-a măsurat viteza de reacție.

Viteza unei reacții chimice este înțeleasă ca o modificare a concentrației uneia dintre substanțele care reacţionează pe unitatea de timp cu un volum constant al sistemului.

De obicei, concentrația este exprimată în mol/L și timpul în secunde sau minute. Dacă, de exemplu, concentrația inițială a unuia dintre reactanți a fost de 1 mol/l, iar după 4 s de la începutul reacției a devenit 0,6 mol/l, atunci viteza medie de reacție va fi egală cu (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).

Viteza medie de reacție se calculează prin formula:

Viteza unei reacții chimice depinde de:

Natura reactanților.

Substanțele cu o legătură polară în soluții interacționează mai repede, acest lucru se datorează faptului că astfel de substanțe din soluții formează ioni care interacționează cu ușurință între ele.

Substanțele cu legături covalente nepolare și polare scăzute reacționează la viteze diferite, aceasta depinde de activitatea lor chimică.

H 2 + F 2 = 2HF (merge foarte repede cu o explozie la temperatura camerei)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (se duce încet, chiar și atunci când este încălzit)

Valorile de contact cu suprafața reactanților (pentru eterogene)

Concentrațiile reactanților

Viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților crescute cu puterea coeficienților lor stoichiometrici.

Temperaturile

Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula van't Hoff:

cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 0 viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori.

Prezența unui catalizator

Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza reacțiilor chimice.

Se numește modificarea vitezei unei reacții în prezența unui catalizator cataliză.

Presiune

Cu o creștere a presiunii, viteza de reacție crește (pentru omogen)

Întrebarea numărul 26. Legea acțiunii în masă. Viteza constantă. Energie activatoare.

Legea acțiunii în masă.

viteza cu care reacţionează substanţele între ele depinde de concentraţia lor

Viteza constantă.

coeficient de proporționalitate în ecuația cinetică a unei reacții chimice, care exprimă dependența vitezei de reacție de concentrație

Constanta de viteză depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora.

Energie activatoare.

energia care trebuie impartita moleculelor (particulelor) substantelor care reactioneaza pentru a le transforma in active

Energia de activare depinde de natura reactanților și se modifică în prezența unui catalizator.

O creștere a concentrației crește numărul total de molecule și, în consecință, particulele active.

Întrebarea numărul 27. Reacții reversibile și ireversibile. Echilibru chimic, constantă de echilibru. Principiul lui Le Chatelier.

Reacțiile care se desfășoară într-o singură direcție și se termină cu transformarea completă a materiilor prime în cele finale se numesc ireversibile.

Reacțiile reversibile sunt acelea care se desfășoară simultan în două direcții reciproc opuse.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, două săgeți îndreptate în direcții opuse sunt plasate între partea stângă și cea dreaptă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din hidrogen și azot:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Sunt ireversibile astfel de reacții, în cursul cărora:

Produsele rezultate precipită sau sunt eliberate sub formă de gaz, de exemplu:

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formarea apei:

HCl + NaOH = H20 + NaCI

Reacțiile reversibile nu ajung la sfârșit și se termină cu stabilirea echilibru chimic.

Echilibrul chimic este starea unui sistem de substanțe care reacţionează în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Starea de echilibru chimic este influențată de concentrația substanțelor care reacţionează, temperatură, iar pentru gaze - presiune. Când unul dintre acești parametri se modifică, echilibrul chimic este perturbat.

Constanta de echilibru.

Cel mai important parametru care caracterizează o reacție chimică reversibilă este constanta de echilibru K. Dacă scriem pentru reacția reversibilă considerată A + D C + D condiția de egalitate a vitezelor reacțiilor directe și inverse în starea de echilibru - k1[A] egal[B]egal = k2[C]egal[ D] este egal, de unde [C] este egal cu [D] este egal / [A] este egal cu [B] este egal cu = k1/k2 = K, atunci valoarea lui K se numește echilibru constanta unei reacții chimice.

Deci, la echilibru, raportul dintre concentrația produselor de reacție și produsul concentrației reactanților este constant dacă temperatura este constantă (constantele de viteză k1 și k2 și, în consecință, constanta de echilibru K depind de temperatură, dar nu depind de concentrația reactanților). Dacă la reacție participă mai multe molecule de substanțe inițiale și se formează mai multe molecule de produs (sau produse), concentrațiile de substanțe în expresia constantei de echilibru sunt ridicate la puterile corespunzătoare coeficienților lor stoichiometrici. Deci, pentru reacția 3H2 + N2 2NH3, expresia constantei de echilibru se scrie ca K = 2 egal / 3 egal. Metoda descrisă de derivare a constantei de echilibru, bazată pe vitezele reacțiilor directe și inverse, nu poate fi utilizată în cazul general, deoarece pentru reacțiile complexe dependența ratei de concentrație nu este de obicei exprimată printr-o ecuație simplă sau nu este cunoscută. deloc. Cu toate acestea, în termodinamică se dovedește că formula finală pentru constanta de echilibru se dovedește a fi corectă.

Pentru compușii gazoși, în loc de concentrații, se poate folosi presiunea la scrierea constantei de echilibru; Evident, valoarea numerică a constantei se poate modifica în acest caz dacă numărul de molecule gazoase din partea dreaptă și stângă a ecuației nu este același.

Principiul lui Le Chatelier.

Dacă se produce vreo influență externă asupra unui sistem aflat în echilibru, atunci echilibrul se deplasează în direcția reacției care contracarează această influență.

Echilibrul chimic este afectat de:

Schimbarea temperaturii. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează către o reacție endotermă. Pe măsură ce temperatura scade, echilibrul se deplasează către o reacție exotermă.

Schimbarea presiunii. Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează în direcția scăderii numărului de molecule. Pe măsură ce presiunea scade, echilibrul se deplasează în direcția creșterii numărului de molecule.