Rýchlosť chemickej reakcie je zmena koncentrácie reaktantov za jednotku času.

Pri homogénnych reakciách sa reakčný priestor vzťahuje na objem reakčnej nádoby a pri heterogénnych reakciách na povrch, na ktorom prebieha reakcia. Koncentrácia reaktantov sa zvyčajne vyjadruje v mol/l - počet mólov látky v 1 litri roztoku.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od charakteru reaktantov, koncentrácie, teploty, tlaku, kontaktného povrchu látok a jeho charakteru, prítomnosti katalyzátorov.

Zvýšenie koncentrácie látok vstupujúcich do chemickej interakcie vedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie. Všetky chemické reakcie totiž prebiehajú medzi určitým počtom reagujúcich častíc (atómov, molekúl, iónov). Čím viac týchto častíc je v objeme reakčného priestoru, tým častejšie sa zrážajú a dochádza k chemickej interakcii. Chemická reakcia môže prebiehať jedným alebo viacerými elementárnymi dejmi (zrážkami). Na základe reakčnej rovnice je možné napísať výraz pre závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov. Ak sa elementárneho aktu (počas rozkladnej reakcie) zúčastňuje iba jedna molekula, závislosť bude vyzerať takto:

v= k*[A]

Toto je rovnica pre monomolekulárnu reakciu. Keď dve rôzne molekuly interagujú v elementárnom akte, závislosť má tvar:

v= k*[A]*[B]

Reakcia sa nazýva bimolekulárna. V prípade zrážky troch molekúl platí výraz:

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

Reakcia sa nazýva trimolekulárna. Označenie koeficientov:

v — rýchlostná reakcia;

[A], [B], [C] sú koncentrácie reaktantov;

k je koeficient proporcionality; sa nazýva rýchlostná konštanta reakcie.

Ak sú koncentrácie reaktantov rovné jednej (1 mol/l) alebo ich produkt je rovný jednej, potom v= k.. Rýchlostná konštanta závisí od charakteru reaktantov a od teploty. Závislosť rýchlosti jednoduchých reakcií (t. j. reakcií prebiehajúcich prostredníctvom jedného elementárneho aktu) od koncentrácie je opísaná zákonom hromadnej akcie: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácie reaktantov zvýšenej na mocninu ich stechiometrických koeficientov.

Napríklad analyzujme reakciu 2NO + O 2 = 2NO 2.

V nej v= k* 2 *

V prípade, že rovnica chemickej reakcie nezodpovedá elementárnemu aktu interakcie, ale odráža iba vzťah medzi hmotnosťou zreagovaných a vytvorených látok, potom sa stupne koncentrácií nebudú rovnať koeficientom pred vzorce príslušných látok v reakčnej rovnici. Pre reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, je rýchlosť reakcie určená rýchlosťou najpomalšieho (obmedzujúceho) štádia.

Táto závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov platí pre plyny a reakcie prebiehajúce v roztoku. Reakcie zahŕňajúce pevné látky sa neriadia zákonom hromadného pôsobenia, pretože k interakcii molekúl dochádza iba na rozhraní. V dôsledku toho rýchlosť heterogénnej reakcie závisí aj od veľkosti a povahy kontaktného povrchu reagujúcich fáz. Čím väčší je povrch, tým rýchlejšie bude reakcia prebiehať.

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie

Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie je určený van' Hoffovým pravidlom: so zvýšením teploty každých 10 ° C, rýchlosť reakcie sa zvýši 2-4 krát. Matematicky je toto pravidlo vyjadrené nasledujúcou rovnicou:

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

kde v t1 a v t2 — reakčné rýchlosti pri teplotách t2 a tl; g - teplotný koeficient reakcie - číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou každých 10 ° C. Takáto výrazná závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty sa vysvetľuje tým, že nie pri každej zrážke reagujúcich molekúl dochádza k tvorbe nových látok. Interagujú len tie molekuly (aktívne molekuly), ktoré majú dostatočnú energiu na rozbitie väzieb v pôvodných časticiach. Preto je každá reakcia charakterizovaná energetickou bariérou. Na jej prekonanie potrebuje molekula aktivačná energia - nejaká prebytočná energia, ktorú musí mať molekula, aby jej zrážka s inou molekulou viedla k vytvoreniu novej látky. So zvyšujúcou sa teplotou sa počet aktívnych molekúl rýchlo zvyšuje, čo vedie k prudkému zvýšeniu reakčnej rýchlosti podľa van't Hoffovho pravidla. Aktivačná energia pre každú špecifickú reakciu závisí od povahy reaktantov.

Teória aktívnych zrážok umožňuje vysvetliť vplyv niektorých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie. Hlavné ustanovenia tejto teórie:

• K reakciám dochádza, keď sa zrážajú častice reaktantov, ktoré majú určitú energiu.
• Čím viac častíc činidla, čím bližšie sú k sebe, tým je pravdepodobnejšie, že sa zrazia a budú reagovať.
• K reakcii vedú len efektívne zrážky, t.j. také, v ktorých sú zničené alebo oslabené „staré väzby“, a preto môžu vzniknúť „nové“. Na to musia mať častice dostatočnú energiu.
• Minimálna prebytočná energia potrebná na účinnú zrážku častíc reaktantu sa nazýva aktivačná energia Ea.
• Aktivita chemikálií sa prejavuje nízkou aktivačnou energiou reakcií, ktoré sa ich týkajú. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi nízka, takže takéto reakcie prebiehajú takmer okamžite.

Vplyv katalyzátora

Jedným z najúčinnejších prostriedkov na ovplyvnenie rýchlosti chemických reakcií je použitie katalyzátorov. Komu katalyzátory - Sú to látky, ktoré menia rýchlosť reakcie a na konci procesu zostávajú nezmenené v zložení a hmotnosti. Inými slovami, v momente samotnej reakcie sa katalyzátor aktívne zúčastňuje chemického procesu, ale na konci reakcie reaktanty menia svoje chemické zloženie, menia sa na produkty a katalyzátor sa uvoľňuje vo svojej pôvodnej forme. Úlohou katalyzátora je zvyčajne zvýšiť rýchlosť reakcie, hoci niektoré katalyzátory proces nezrýchľujú, ale spomaľujú. Fenomén urýchľovania chemických reakcií v dôsledku prítomnosti katalyzátorov sa nazýva tzv katalýza, a spomalenia inhibícia.

Niektoré látky nemajú katalytický účinok, ale ich prísady prudko zvyšujú katalytickú schopnosť katalyzátorov. Takéto látky sú tzv propagátorov. Iné látky (katalytické jedy) znižujú alebo dokonca úplne blokujú pôsobenie katalyzátorov, tento proces sa nazýva otrava katalyzátorom.

Existujú dva typy katalýzy: homogénne a heterogénne. o homogénna katalýza reaktanty, produkty a katalyzátor tvoria jednu fázu (plyn alebo kvapalina). V tomto prípade neexistuje rozhranie medzi katalyzátorom a reaktantmi.

Zvláštnosť heterogénna katalýza je, že katalyzátory (zvyčajne pevné látky) sú v inom fázovom stave ako reaktanty a reakčné produkty. Reakcia sa zvyčajne vyvíja na povrchu pevnej látky.

Pri homogénnej katalýze vznikajú medzi katalyzátorom a reaktantom medziprodukty ako výsledok reakcie s nižšou aktivačnou energiou. Pri heterogénnej katalýze sa zvýšenie rýchlosti vysvetľuje adsorpciou reaktantov na povrchu katalyzátora. V dôsledku toho sa zvyšuje ich koncentrácia a zvyšuje sa rýchlosť reakcie.

Špeciálnym prípadom je katalýza autokatalýza. Jeho význam spočíva v tom, že chemický proces urýchľuje jeden z reakčných produktov.

Študované základné pojmy:

Rýchlosť chemických reakcií

Molárna koncentrácia

Kinetika

Homogénne a heterogénne reakcie

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

katalyzátor, inhibítor

Katalýza

Reverzibilné a nezvratné reakcie

Chemická rovnováha

Chemické reakcie sú reakcie, pri ktorých sa z jednej látky získavajú ďalšie látky (z pôvodných látok vznikajú nové látky). Niektoré chemické reakcie prebiehajú v zlomkoch sekundy (výbuch), zatiaľ čo iné trvajú minúty, dni, roky, desaťročia atď.

Napríklad: horiaca reakcia strelného prachu nastáva okamžite so vznietením a výbuchom a reakcia tmavnutia striebra alebo hrdzavenia železa (korózia) prebieha tak pomaly, že jej výsledok je možné sledovať až po dlhšom čase.

Na charakterizáciu rýchlosti chemickej reakcie sa používa pojem rýchlosti chemickej reakcie - υ.

Rýchlosť chemickej reakcie je zmena koncentrácie jedného z reakčných činidiel za jednotku času.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie je:

υ =	od 2 do 1	=	∆ s
t2 – t1	∆t

c 1 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 1

c 2 - molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 2

keďže rýchlosť chemickej reakcie je charakterizovaná zmenou molárnej koncentrácie reagujúcich látok (východiskových látok), potom t 2 > t 1 a c 2 > c 1 (koncentrácia východiskových látok v priebehu reakcie klesá ).

Molárna koncentrácia (y) je množstvo látky na jednotku objemu. Jednotkou merania molárnej koncentrácie je [mol/l].

Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika. Keď človek pozná jeho zákony, môže ovládať chemické procesy, nastaviť im určitú rýchlosť.

Pri výpočte rýchlosti chemickej reakcie treba pamätať na to, že reakcie sa delia na homogénne a heterogénne.

Homogénne reakcie- reakcie, ktoré sa vyskytujú v rovnakom prostredí (t. j. reaktanty sú v rovnakom stave agregácie; napríklad: plyn + plyn, kvapalina + kvapalina).

heterogénne reakcie- ide o reakcie prebiehajúce medzi látkami v nehomogénnom prostredí (existuje fázové rozhranie, t.j. reagujúce látky sú v inom stave agregácie; napríklad: plyn + kvapalina, kvapalina + pevná látka).

Vyššie uvedený vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie platí len pre homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna, potom môže prebiehať len na rozhraní medzi reaktantmi.

Pre heterogénnu reakciu sa rýchlosť vypočíta podľa vzorca:

∆ν - zmena látkového množstva

S je oblasť rozhrania

∆ t je časový interval, počas ktorého reakcia prebiehala

Rýchlosť chemických reakcií závisí od rôznych faktorov: od povahy reaktantov, koncentrácie látok, teploty, katalyzátorov alebo inhibítorov.

Závislosť rýchlosti reakcie od povahy reaktantov.

Poďme analyzovať túto závislosť rýchlosti reakcie napríklad: dáme do dvoch skúmaviek, ktoré obsahujú rovnaké množstvo roztoku kyseliny chlorovodíkovej (HCl), kovové granule rovnakej oblasti: do prvej skúmavky granule železa (Fe) a do druhej horčík (Mg) granule. Ako výsledok pozorovaní je možné podľa rýchlosti vývoja vodíka (H2) vidieť, že horčík reaguje s kyselinou chlorovodíkovou vyššou rýchlosťou ako železo. Rýchlosť tejto chemickej reakcie je ovplyvnená povahou kovu (t. j. horčík je reaktívnejší kov ako železo, a preto s kyselinou reaguje intenzívnejšie).

Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie reaktantov.

Čím vyššia je koncentrácia reagujúcej (počiatočnej) látky, tým rýchlejšie reakcia prebieha. Naopak, čím nižšia je koncentrácia reaktantu, tým je reakcia pomalšia.

Napríklad: do jednej skúmavky nalejme koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a do druhej zriedený roztok kyseliny chlorovodíkovej. Do oboch skúmaviek vložíme zrnko zinku (Zn). Pozorujeme, podľa rýchlosti vývoja vodíka, že reakcia bude prebiehať rýchlejšie v prvej skúmavke, pretože koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej v ňom je väčšia ako v druhej skúmavke.

Na určenie závislosti rýchlosti chemickej reakcie zákon pôsobenia (pôsobiacich) más : rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách, ktoré sa rovnajú ich koeficientom.

Napríklad pre reakciu prebiehajúcu podľa schémy: nA + mB → D , rýchlosť chemickej reakcie je určená vzorcom:

υ ch.r. = k C (A) n C (B) m, kde

υ x.r - rýchlosť chemickej reakcie

C(A)- ALE

ŽIVOTOPIS) - molárna koncentrácia látky AT

n a m - ich koeficienty

k- rýchlostná konštanta chemickej reakcie (referenčná hodnota).

Zákon hromadného pôsobenia neplatí pre látky, ktoré sú v pevnom skupenstve, pretože ich koncentrácia je konštantná (vzhľadom na to, že reagujú len na povrchu, ktorý zostáva nezmenený).

Napríklad: na reakciu 2 Cu + O 2 \u003d 2 CuO Rýchlosť reakcie je určená vzorcom:

υ ch.r. \u003d k C (O 2)

ÚLOHA: Rýchlostná konštanta reakcie 2A + B = D je 0,005. vypočítajte rýchlosť reakcie pri molárnej koncentrácii látky A \u003d 0,6 mol / l, látky B \u003d 0,8 mol / l.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

Táto závislosť je určená van't Hoffovo pravidlo (1884): so zvýšením teploty o každých 10 °C sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje v priemere 2-4 krát.

Takže k interakcii vodíka (H 2) a kyslíka (O 2) pri izbovej teplote takmer nedochádza, takže rýchlosť tejto chemickej reakcie je taká nízka. Ale pri teplote 500 ° C táto reakcia prebieha za 50 minút a pri teplote 700 ° C takmer okamžite.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie podľa van' Hoffovho pravidla:

kde: υ t 1 a υ t 2 sú rýchlosti chemických reakcií pri t 2 a t 1

γ je teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 ° C.

Zmena rýchlosti reakcie:

2. Do vzorca nahraďte údaje z výpisu problému:

Závislosť rýchlosti reakcie od špeciálnych látok - katalyzátorov a inhibítorov.

Katalyzátor Látka, ktorá zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie, ale sama sa na nej nezúčastňuje.

Inhibítor Látka, ktorá spomaľuje chemickú reakciu, ale nezúčastňuje sa na nej.

Príklad: do skúmavky s 3% roztokom peroxidu vodíka (H 2 O 2), ktorá sa zahrieva, dáme tlejúcu triesku - nerozsvieti sa, lebo reakčná rýchlosť rozkladu peroxidu vodíka na vodu (H 2 O) a kyslík (O 2) je veľmi nízka a výsledný kyslík nestačí na uskutočnenie kvalitatívnej reakcie na kyslík (udržiavanie spaľovania). Teraz dajme do skúmavky trochu čierneho prášku oxidu mangánu (MnO 2) a uvidíme, že sa začalo rýchle uvoľňovanie bublín plynu (kyslíka) a tlejúca fakľa vložená do skúmavky sa jasne rozhorí. . MnO 2 je katalyzátorom tejto reakcie, zrýchlil rýchlosť reakcie, ale sám sa na nej nepodieľal (to sa dá dokázať vážením katalyzátora pred a po reakcii - jeho hmotnosť sa nezmení).

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov, vrátane povahy reaktantov, koncentrácie reaktantov, teploty a prítomnosti katalyzátorov. Zvážme tieto faktory.

1). Povaha reaktantov. Ak dôjde k interakcii medzi látkami s iónovou väzbou, potom reakcia prebieha rýchlejšie ako medzi látkami s kovalentnou väzbou.

2.) Koncentrácia reaktantov. Aby mohla prebehnúť chemická reakcia, musia sa molekuly reaktantov zraziť. To znamená, že molekuly sa musia priblížiť k sebe tak blízko, aby atómy jednej častice zažili pôsobenie elektrických polí druhej. Iba v tomto prípade budú možné prechody elektrónov a zodpovedajúce preskupenia atómov, v dôsledku ktorých sa vytvárajú molekuly nových látok. Rýchlosť chemických reakcií je teda úmerná počtu zrážok, ku ktorým dochádza medzi molekulami, a počet zrážok je zase úmerný koncentrácii reaktantov. Na základe experimentálneho materiálu nórski vedci Guldberg a Waage a nezávisle od nich ruský vedec Beketov v roku 1867 sformulovali základný zákon chemickej kinetiky - zákon masovej akcie(ZDM): pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov k moci ich stechiometrických koeficientov. Pre všeobecný prípad:

zákon hromadnej akcie má tvar:

Zákon hromadnej akcie pre danú reakciu sa nazýva hlavná kinetická rovnica reakcie. V základnej kinetickej rovnici je k rýchlostná konštanta reakcie, ktorá závisí od povahy reaktantov a teploty.

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná. V priebehu takýchto reakcií ich produkty, keď sa hromadia, navzájom reagujú za vzniku východiskových látok:

Rýchlosť reakcie vpred:

Miera spätnej väzby:

V čase rovnováhy:

Odtiaľ bude mať zákon pôsobiacich más v rovnovážnom stave podobu:

,

kde K je rovnovážna konštanta reakcie.

3) Vplyv teploty na rýchlosť reakcie. Rýchlosť chemických reakcií sa spravidla zvyšuje pri prekročení teploty. Uvažujme o tom na príklade interakcie vodíka s kyslíkom.

2H2+02 \u003d 2H20

Pri 20 0 C je rýchlosť reakcie takmer nulová a trvalo by 54 miliárd rokov, kým by interakcia prešla o 15 %. Pri 500 °C trvá tvorba vody 50 minút a pri 700 °C reakcia prebieha okamžite.

Vyjadruje sa závislosť rýchlosti reakcie od teploty van't Hoffovo pravidlo: so zvýšením teploty o 10 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2 až 4 krát. Van't Hoffovo pravidlo je napísané:

4) Vplyv katalyzátorov. Rýchlosť chemických reakcií je možné riadiť pomocou katalyzátory- látky, ktoré menia rýchlosť reakcie a po reakcii zostávajú nezmenené. Zmena rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora sa nazýva katalýza. Rozlišovať pozitívne(rýchlosť reakcie sa zvyšuje) a negatívne(reakcia klesá) katalýza. Niekedy sa katalyzátor tvorí počas reakcie, takéto procesy sa nazývajú autokatalytické. Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou.

o homogénne Pri katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rovnakej fáze. Napríklad:

o heterogénne Pri katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Napríklad:

Heterogénna katalýza je spojená s enzymatickými procesmi. Všetky chemické procesy prebiehajúce v živých organizmoch sú katalyzované enzýmami, čo sú proteíny s určitými špecializovanými funkciami. V roztokoch, v ktorých prebiehajú enzymatické procesy, nie je typické heterogénne médium v ​​dôsledku absencie jasne definovaného fázového rozhrania. Takéto procesy sa označujú ako mikroheterogénna katalýza.

Fyzikálna chémia: poznámky z prednášok Berezovchuk A V

2. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Pre homogénne, heterogénne reakcie:

1) koncentrácia reagujúcich látok;

2) teplota;

3) katalyzátor;

4) inhibítor.

Len pre heterogénne:

1) rýchlosť dodávky reaktantov na rozhranie;

2) plocha povrchu.

Hlavný faktor - povaha reagujúcich látok - povaha väzby medzi atómami v molekulách činidiel.

NO 2 - oxid dusnatý (IV) - líščí chvost, CO - oxid uhoľnatý, oxid uhoľnatý.

Ak sú oxidované kyslíkom, potom v prvom prípade reakcia prebehne okamžite, stojí za to otvoriť zátku nádoby, v druhom prípade sa reakcia predĺži v čase.

Koncentrácia reaktantov bude diskutovaná nižšie.

Modrá opalizácia označuje moment zrážania síry, čím vyššia je koncentrácia, tým vyššia je rýchlosť.

Ryža. desať

Čím väčšia je koncentrácia Na2S203, tým kratší čas reakcia trvá. V grafe (obr. 10) je znázornený priamo úmerný vzťah. Kvantitatívnu závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje MMA (zákon o pôsobení hmoty), ktorý hovorí: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

takze základný zákon kinetiky je experimentálne stanovený zákon: rýchlosť reakcie je úmerná koncentrácii reaktantov, napríklad: (t.j. pre reakciu)

Pre túto reakciu H 2 + J 2 = 2HJ - rýchlosť môže byť vyjadrená ako zmena koncentrácie ktorejkoľvek z látok. Ak reakcia prebieha zľava doprava, potom sa koncentrácia H 2 a J 2 zníži, koncentrácia HJ sa v priebehu reakcie zvýši. Pre okamžitú rýchlosť reakcií môžete napísať výraz:

hranaté zátvorky označujú koncentráciu.

fyzický význam k– molekuly sú v nepretržitom pohybe, zrážajú sa, rozptyľujú sa, narážajú na steny nádoby. Aby došlo k chemickej reakcii tvorby HJ, musia sa molekuly H 2 a J 2 zraziť. Počet takýchto zrážok bude tým väčší, čím viac molekúl H2 a J2 bude obsiahnutých v objeme, t.j. tým väčšie budú hodnoty [H2] a . Ale molekuly sa pohybujú rôznymi rýchlosťami a celková kinetická energia dvoch kolidujúcich molekúl bude odlišná. Ak sa najrýchlejšie molekuly H 2 a J 2 zrazia, ich energia môže byť taká vysoká, že sa molekuly rozbijú na atómy jódu a vodíka, ktoré sa rozletia a následne interagujú s inými molekulami H 2 + J 2 ? 2H+2J, potom H+J 2 ? HJ + J. Ak je energia kolidujúcich molekúl menšia, ale dostatočne veľká na to, aby oslabila väzby H - H a J - J, dôjde k reakcii tvorby jódu:

Pre väčšinu kolidujúcich molekúl je energia menšia, než je potrebné na oslabenie väzieb v H2 a J2. Takéto molekuly sa „potichu“ zrazia a tiež „potichu“ rozptýlia, pričom zostanú tým, čím boli, H2 a J2. Teda nie všetky, ale len časť zrážok vedie k chemickej reakcii. Koeficient úmernosti (k) vyjadruje počet efektívnych zrážok vedúcich k reakcii pri koncentráciách [H 2 ] = = 1 mol. Hodnota k–konštantná rýchlosť. Ako môže byť rýchlosť konštantná? Áno, rýchlosť rovnomerného priamočiareho pohybu sa nazýva konštantná vektorová veličina rovnajúca sa pomeru pohybu telesa za ľubovoľné časové obdobie k hodnote tohto intervalu. Ale molekuly sa pohybujú náhodne, tak ako môže byť rýchlosť konštantná? Ale konštantná rýchlosť môže byť len pri konštantnej teplote. So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje podiel rýchlych molekúl, ktorých zrážky vedú k reakcii, t.j. zvyšuje sa rýchlostná konštanta. Ale nárast rýchlostnej konštanty nie je neobmedzený. Pri určitej teplote bude energia molekúl taká veľká, že takmer všetky zrážky reaktantov budú účinné. Keď sa dve rýchle molekuly zrazia, dôjde k reverznej reakcii.

Príde okamih, keď budú rýchlosti tvorby 2HJ z H 2 a J 2 a rozkladu rovnaké, ale toto je už chemická rovnováha. Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov možno vysledovať pomocou tradičnej reakcie interakcie roztoku tiosíranu sodného s roztokom kyseliny sírovej.

Na2S203 + H2S04 \u003d Na2S04 + H2S203, (1)

H2S203 \u003d S3 + H20 + S020. (2)

Reakcia (1) prebieha takmer okamžite. Rýchlosť reakcie (2) závisí pri konštantnej teplote od koncentrácie reaktantu H2S203. Práve túto reakciu sme pozorovali - v tomto prípade sa rýchlosť meria časom od začiatku nalievania roztokov do objavenia sa opalescencie. V článku L. M. Kuznecovová je opísaná reakcia interakcie tiosíranu sodného s kyselinou chlorovodíkovou. Píše, že pri vypúšťaní roztokov dochádza k opalizácii (zákalu). Toto tvrdenie L. M. Kuznecovovej je však chybné, pretože opalizácia a zakalenie sú odlišné veci. Opalescence (z opálu a lat escentia- prípona znamená slabé pôsobenie) - rozptyl svetla zakaleným prostredím v dôsledku ich optickej nehomogenity. Rozptyl svetla- odchýlka svetelných lúčov šíriacich sa v prostredí všetkými smermi od pôvodného smeru. Koloidné častice sú schopné rozptyľovať svetlo (Tyndall-Faradayov efekt) – to vysvetľuje opalescenciu, mierny zákal koloidného roztoku. Pri vykonávaní tohto experimentu je potrebné vziať do úvahy modrú opalescenciu a potom koaguláciu koloidnej suspenzie síry. Rovnaká hustota suspenzie je zaznamenaná zjavným vymiznutím akéhokoľvek vzoru (napríklad mriežky na dne misky), pozorovaného zhora cez vrstvu roztoku. Čas počítajú stopky od okamihu vypustenia.

Roztoky Na2S203 x 5H20 a H2S04.

Prvý sa pripraví rozpustením 7,5 g soli v 100 ml H 2 O, čo zodpovedá koncentrácii 0,3 M. Na prípravu roztoku H 2 SO 4 rovnakej koncentrácie je potrebné odmerať 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 a rozpustite ho v 120 ml H 2 O. Pripravený roztok Na 2 S 2 O 3 nalejte do troch pohárov: do prvého - 60 ml, do druhého - 30 ml, do tretieho - 10 ml. Do druhého pohára pridajte 30 ml destilovanej H2O a do tretieho 50 ml. Vo všetkých troch pohároch teda bude 60 ml tekutiny, ale v prvom je koncentrácia soli podmienene = 1, v druhom - ½ a v treťom - 1/6. Po príprave roztokov nalejte do prvého pohára so soľným roztokom 60 ml roztoku H 2 SO 4 a zapnite stopky atď. Vzhľadom na to, že rýchlosť reakcie klesá so zriedením roztoku Na 2 S 2 O 3, možno určiť ako hodnotu nepriamo úmernú času v= jeden/? a zostavte graf vynesením koncentrácie na osi x a rýchlosti reakcie na zvislú osi. Z tohto záveru - rýchlosť reakcie závisí od koncentrácie látok. Získané údaje sú uvedené v tabuľke 3. Tento experiment je možné vykonať pomocou byriet, čo si však vyžaduje od vykonávateľa veľa cviku, pretože harmonogram je niekedy nesprávny.

Tabuľka 3

Rýchlosť a reakčný čas

Potvrdzuje sa Guldbergov-Waageov zákon – profesor chémie Gulderg a mladý vedec Waage).

Zvážte ďalší faktor - teplotu.

So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť väčšiny chemických reakcií. Túto závislosť popisuje van't Hoffovo pravidlo: "Keď teplota stúpa o každých 10 °C, rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje 2-4 krát."

kde ? – teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 ° C;

v 1 - rýchlosť reakcie pri teplote ti;

v 2 - reakčná rýchlosť pri teplote t2.

Napríklad reakcia pri 50 °C prebieha za dve minúty, ako dlho sa proces skončí pri 70 °C, ak teplotný koeficient ? = 2?

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

Už mierne zvýšenie teploty spôsobuje prudký nárast reakčnej rýchlosti aktívnych molekulárnych zrážok. Podľa teórie aktivácie sa procesu zúčastňujú len tie molekuly, ktorých energia je o určitú hodnotu väčšia ako priemerná energia molekúl. Táto prebytočná energia je aktivačnou energiou. Jeho fyzikálny význam je energia, ktorá je potrebná na aktívnu zrážku molekúl (preskupenie orbitálov). Počet aktívnych častíc a tým aj rýchlosť reakcie sa zvyšuje s teplotou podľa exponenciálneho zákona, podľa Arrheniovej rovnice, ktorá odráža závislosť rýchlostnej konštanty od teploty.

kde ALE - Arrheniov faktor proporcionality;

k– Boltzmannova konštanta;

E A - aktivačná energia;

R- plynová konštanta;

T- teplota.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje rýchlosť reakcie, ale sama sa nespotrebováva.

Katalýza- jav zmeny rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora. Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou. Homogénne- ak sú reaktanty a katalyzátor v rovnakom stave agregácie. Heterogénne– ak sú reaktanty a katalyzátor v rôznych stavoch agregácie. O katalýze pozri samostatne (ďalej).

Inhibítor Látka, ktorá spomaľuje rýchlosť reakcie.

Ďalším faktorom je plocha. Čím väčší je povrch reaktantu, tým väčšia je rýchlosť. Uvažujme napríklad o vplyve stupňa disperzity na rýchlosť reakcie.

CaCO 3 - mramor. Obkladový mramor spustíme do kyseliny chlorovodíkovej HCl, počkáme päť minút, úplne sa rozpustí.

Práškový mramor – urobíme s ním rovnaký postup, rozpustil sa za tridsať sekúnd.

Rovnica pre oba procesy je rovnaká.

CaC03 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl2 (tv) + H20 (1) + CO2 (g) ?.

Takže pri pridávaní práškového mramoru je čas kratší ako pri pridávaní dlaždicového mramoru s rovnakou hmotnosťou.

S nárastom rozhrania medzi fázami sa zvyšuje rýchlosť heterogénnych reakcií.

Z knihy Physical Chemistry: Lecture Notes autor Berezovchuk A V

2. Rovnica izotermy chemickej reakcie Ak reakcia prebieha reverzibilne, potom? G= 0. 0 a viete vypočítať zmenu?G. kde? - priebeh reakcie - hodnota, ktorá ukazuje, koľko mólov sa počas reakcie zmenilo. I cn - charakterizuje

Z knihy Najnovšia kniha faktov. Zväzok 3 [Fyzika, chémia a technika. História a archeológia. Zmiešaný] autora Kondrashov Anatolij Pavlovič

3. Rovnice izobary, izobary chemickej reakcie Závislosť K od teploty Rovnica izobary: Rovnica izobary: Posudzujú smer prúdenia

Z knihy Neutrino - prízračná častica atómu autor Asimov Isaac

1. Pojem chemickej kinetiky Kinetika je veda o rýchlostiach chemických reakcií Rýchlosť chemickej reakcie je počet elementárnych aktov chemickej interakcie vyskytujúcich sa za jednotku času na jednotku objemu (homogénne) alebo na jednotku povrchu.

Z knihy Atómová energia pre vojenské účely autora Smith Henry Dewolf

8. Faktory ovplyvňujúce prepätie vodíka. Prepätie kyslíka Faktory ovplyvňujúce ?H2:1) ?prúd (prúdová hustota). Závislosť od prúdovej hustoty je opísaná Tafelovou rovnicou, 2) povaha materiálu katódy je séria vo vzostupnom poradí?,? - prepätie.V Tafelovej rovnici

Z knihy Kurz histórie fyziky autora Stepanovič Kudryavtsev Pavel

Z knihy Čo je teória relativity autora Landau Lev Davidovič

Jadrové reakcie a elektrický náboj Keď fyzici v 90. rokoch začali jasnejšie chápať štruktúru atómu, zistili, že aspoň niektoré jeho časti nesú elektrický náboj. Napríklad elektróny, ktoré vypĺňajú vonkajšie oblasti atómu

Z knihy Fyzika na každom kroku autora Perelman Jakov Isidorovič

JADROVÉ REAKCIE METÓDY JADROVÉHO BOMBA 1.40. Cockcroft a Walton vyrobili protóny dostatočne vysokej energie ionizáciou plynného vodíka a následným urýchlením iónov pomocou vysokonapäťovej elektrárne s transformátorom a usmerňovačom. Podobná metóda môže

Z knihy 50 rokov sovietskej fyziky autora Leškovcev Vladimir Alekseevič

PROBLÉM REŤAZOVEJ REAKCIE 2.3. Princíp fungovania atómových bômb alebo elektrárne využívajúcej štiepenie uránu je celkom jednoduchý. Ak jeden neutrón spôsobí štiepenie, čo má za následok uvoľnenie niekoľkých nových neutrónov, potom sa počet štiepení môže extrémne rýchlo

Z knihy The New Mind of the King [O počítačoch, myslení a zákonoch fyziky] autor Penrose Roger

REAKČNÉ PRODUKTY A PROBLÉM ODDELOVANIA 8.16. V závode v Hanforde je proces výroby plutónia rozdelený na dve hlavné časti: jeho samotná výroba v kotli a jeho oddelenie od uránových blokov, v ktorých vzniká. Prejdime k druhej časti procesu.

Z knihy Na koho padlo jablko autora Kesselman Vladimír Samuilovič

FAKTORY OVPLYVŇUJÚCE SEPARACIU IZOTOPU 9.2. Podľa definície sa izotopy prvku líšia svojou hmotnosťou, ale nie svojimi chemickými vlastnosťami. Presnejšie, hoci hmotnosti jadier izotopov a ich štruktúra sú rôzne, náboje jadier sú rovnaké, a preto vonkajšie elektrónové obaly

Z knihy autora

Realizácia reťazovej reakcie štiepenia jadier Teraz vyvstala otázka reťazovej reakcie štiepenia a možnosti získania deštruktívnej výbušnej energie štiepenia so všetkou silou. Táto otázka sa osudovo prelínala so svetovou vojnou, ktorú 1. septembra rozpútalo nacistické Nemecko

Z knihy autora

A rýchlosť je relatívna! Z princípu relativity pohybu vyplýva, že nemá zmysel hovoriť o priamočiarom a rovnomernom pohybe telesa s určitou rýchlosťou bez toho, aby sa uviedlo, v ktorom z pokojových laboratórií sa rýchlosť meria, napr.

Z knihy autora

Rýchlosť zvuku Už ste niekedy z diaľky sledovali drevorubača, ktorý rúbal strom? Alebo ste možno v diaľke sledovali tesára pri zatĺkaní klincov? Možno ste si tu všimli veľmi zvláštnu vec: úder nie je počuť, keď sekera narazí na strom resp

Z knihy autora

RIADENÉ TERMONUKLEÁRNE REAKCIE Pri výbuchoch vodíkových bômb dochádza k neriadeným termonukleárnym reakciám. Vedú k uvoľneniu obrovského množstva jadrovej energie, sprevádzanej mimoriadne ničivou explóziou. Teraz je úlohou vedcov nájsť spôsoby

Z knihy autora

Z knihy autora

V labyrintoch štiepenia V roku 1938 urobili nemeckí vedci Otto Hahn a Fritz Strassmann (1902–1980) úžasný objav. Zistili, že bombardovanie uránu neutrónmi niekedy produkuje jadrá asi dvakrát ľahšie ako pôvodné jadro uránu. Ďalej

DEFINÍCIA

Chemická kinetika- náuka o rýchlostiach a mechanizmoch chemických reakcií.

Štúdium rýchlostí reakcií, získavanie údajov o faktoroch ovplyvňujúcich rýchlosť chemickej reakcie, ako aj štúdium mechanizmov chemických reakcií sa vykonáva experimentálne.

DEFINÍCIA

Rýchlosť chemickej reakcie- zmena koncentrácie jedného z reaktantov alebo reakčných produktov za jednotku času pri konštantnom objeme systému.

Rýchlosť homogénnych a heterogénnych reakcií sa určuje odlišne.

Definícia miery rýchlosti chemickej reakcie môže byť napísaná v matematickej forme. Nech - rýchlosť chemickej reakcie v homogénnom systéme, n B - počet mólov ktorejkoľvek z látok, ktoré sú výsledkom reakcie, V - objem systému, - čas. Potom v limite:

Táto rovnica sa dá zjednodušiť - pomer množstva látky k objemu je molárna koncentrácia látky n B / V \u003d c B, odkiaľ dn B / V \u003d dc B a nakoniec:

V praxi sa koncentrácie jednej alebo viacerých látok merajú v určitých časových intervaloch. Koncentrácie východiskových látok s časom klesajú, zatiaľ čo koncentrácie produktov stúpajú (obr. 1).

Ryža. 1. Zmena koncentrácie východiskovej látky (a) a reakčného produktu (b) s časom

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie sú: povaha reaktantov, ich koncentrácie, teplota, prítomnosť katalyzátorov v systéme, tlak a objem (v plynnej fáze).

Vplyv koncentrácie na rýchlosť chemickej reakcie je spojený so základným zákonom chemickej kinetiky - zákonom o pôsobení hmoty (LMA): rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov zvýšených na mocnosť ich stechiometrických koeficientov. PDM neberie do úvahy koncentráciu látok v tuhej fáze v heterogénnych systémoch.

Pre reakciu mA + nB = pC + qD bude matematické vyjadrenie MAP napísané:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n,

kde k je rýchlostná konštanta chemickej reakcie, čo je rýchlosť chemickej reakcie pri koncentrácii reaktantov 1 mol/l. Na rozdiel od rýchlosti chemickej reakcie k nezávisí od koncentrácie reaktantov. Čím vyššie k, tým rýchlejšie reakcia prebieha.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty určuje van't Hoffovo pravidlo. Van't Hoffovo pravidlo: s každým zvýšením teploty o desať stupňov sa rýchlosť väčšiny chemických reakcií zvyšuje asi 2 až 4 krát. Matematický výraz:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

kde je van't Hoffov teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýšila so zvýšením teploty o 10 °C.

Molekularita a poradie reakcie

Molekulárnosť reakcie je určená minimálnym počtom molekúl, ktoré súčasne interagujú (zúčastňujú sa elementárneho aktu). Rozlíšiť:

- monomolekulové reakcie (ako príklad môžu poslúžiť rozkladné reakcie)

N205 \u003d 2N02 + 1/202

K x C, -dC/dt = kC

Nie všetky reakcie, ktoré sa riadia touto rovnicou, sú však monomolekulárne.

- bimolekulárny

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

K × C1 × C2, -dC/dt = k × C1 × C2

- trimolekulárne (veľmi zriedkavé).

Molekulárnosť reakcie je určená jej skutočným mechanizmom. Nie je možné určiť jeho molekulovú hmotnosť napísaním reakčnej rovnice.

Poradie reakcie je určené tvarom kinetickej rovnice reakcie. Rovná sa súčtu exponentov stupňov koncentrácie v tejto rovnici. Napríklad:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - tretí rád

Poradie reakcie môže byť zlomkové. V tomto prípade sa určuje experimentálne. Ak reakcia prebieha v jednom stupni, potom sa poradie reakcie a jej molekulová hmotnosť zhodujú, ak vo viacerých etapách, poradie je určené najpomalším stupňom a rovná sa molekulovej hmotnosti tejto reakcie.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Reakcia prebieha podľa rovnice 2A + B = 4C. Počiatočná koncentrácia látky A je 0,15 mol/l a po 20 sekundách je 0,12 mol/l. Vypočítajte priemernú rýchlosť reakcie.
rozhodnutie	Zapíšme si vzorec na výpočet priemernej rýchlosti chemickej reakcie: SÚVISIACE ČLÁNKY Spätná väzba mapa stránok O stránke