Formula brzine kemijske reakcije kroz koncentraciju. Brzina reakcije, njena ovisnost o različitim faktorima

13.10.2019

7.1. Homogene i heterogene reakcije

Hemijske supstance mogu biti u različitim agregacionim stanjima, dok su im hemijska svojstva u različitim stanjima ista, ali je aktivnost različita (što je pokazano na prošlom predavanju na primeru toplotnog efekta hemijske reakcije).

Razmotrimo različite kombinacije agregatnih stanja u kojima mogu biti dvije supstance A i B.

A (g.), B (g.)

A (tv.), B (tv.)

A (žensko), B (tv)

pomešan

A(tv), B(g)

A (žensko), B (d.)

pomešan

(rješenje)

heterogena

homogena

heterogena

homogena

Hg(l.) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2 S + H2 SO4

CO+O2

Faza je oblast hemijskog sistema unutar koje su sva svojstva sistema konstantna (ista) ili se kontinuirano menjaju od tačke do tačke. Odvojene faze su svaka od čvrstih materija, pored toga postoje faze rastvora i gasa.

Homogeno se zove hemijski sistem, u kojoj su sve supstance u istoj fazi (u rastvoru ili u gasu). Ako postoji nekoliko faza, onda se sistem poziva

heterogena.

Odnosno hemijska reakcija naziva se homogenim ako su reaktanti u istoj fazi. Ako su reaktanti u različitim fazama, onda hemijska reakcija nazivaju heterogenim.

Lako je shvatiti da, budući da kemijska reakcija zahtijeva kontakt reagensa, homogena reakcija se odvija istovremeno u cijelom volumenu otopine ili reakcione posude, dok se heterogena reakcija događa na uskoj granici između faza - na međufaznoj granici. Dakle, čisto teoretski, homogena reakcija se odvija brže od heterogene.

Dakle, prelazimo na koncept brzina hemijske reakcije.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža.

7.2. Brzina hemijske reakcije

Grana hemije koja proučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija je grana fizičke hemije i naziva se hemijska kinetika.

Brzina hemijske reakcije je promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena reakcionog sistema (za homogenu reakciju) ili po jedinici površine (za heterogenu reakciju).

Dakle, ako je volumen	ili područje	interfejsi
ne mijenjaju, tada izrazi za brzine kemijskih reakcija imaju oblik:


hom o

Odnos promene količine supstance i zapremine sistema može se tumačiti kao promena koncentracije date supstance.

Imajte na umu da se za reagense u izrazu za brzinu kemijske reakcije stavlja znak minus, jer se koncentracija reagensa smanjuje, a brzina kemijske reakcije je zapravo pozitivna vrijednost.

Dalji zaključci zasnivaju se na jednostavnim fizičkim razmatranjima, koja razmatraju hemijsku reakciju kao posljedicu interakcije nekoliko čestica.

Elementarna (ili jednostavna) je hemijska reakcija koja se odvija u jednoj fazi. Ako postoji nekoliko faza, tada se takve reakcije nazivaju kompleksne, ili složene, ili grube reakcije.

Godine 1867. predloženo je da se opiše brzina hemijske reakcije zakon masovne akcije: brzina elementarne hemijske reakcije proporcionalna koncentracijama reaktanata u stepenu stehiometrijskih koeficijenata.n A +m B P,

A, B - reagensi, P - proizvodi, n ,m - koeficijenti.

W =k n m

Koeficijent k se naziva konstanta brzine hemijske reakcije,

karakterizira prirodu čestica u interakciji i ne ovisi o koncentraciji čestica.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Količine n i m se nazivaju redosled reakcija po supstanci A i B, respektivno, i

njihov zbir (n + m) - red reakcije.

Za elementarne reakcije, red reakcije može biti 1, 2 i 3.

Elementarne reakcije reda 1 nazivaju se monomolekularne, reda 2 - bimolekularne, a reda 3 - trimolekularne prema broju uključenih molekula. Elementarne reakcije veće od trećeg reda su nepoznate - proračuni pokazuju da je istovremeni susret četiri molekula u jednoj tački previše nevjerovatan događaj.

Budući da se složena reakcija sastoji od određenog niza elementarnih reakcija, njena brzina se može izraziti kroz brzine pojedinih faza reakcije. Stoga, za složene reakcije, redoslijed može biti bilo koji, uključujući frakcijski ili nulti (nulti red reakcije pokazuje da se reakcija odvija konstantnom brzinom i ne ovisi o koncentraciji reagujućih čestica W = k).

Najsporija od faza složenog procesa obično se naziva ograničavajuća faza (faza ograničavanja brzine).

Zamislite da je veliki broj molekula otišao u besplatni bioskop, ali na ulazu je inspektor koji provjerava starost svakog molekula. Dakle, struja materije ulazi na vrata bioskopa, a molekuli ulaze jedan po jedan u bioskop, tj. Tako sporo.

Primeri elementarnih reakcija prvog reda su procesi termičkog ili radioaktivnog raspada, respektivno, konstanta brzine k karakteriše ili verovatnoću prekida hemijske veze, ili verovatnoću raspada u jedinici vremena.

Postoji mnogo primjera elementarnih reakcija drugog reda – ovo nam je najpoznatiji način za odvijanje reakcija – čestica A je uletjela u česticu B, dogodila se neka vrsta transformacije i tu se nešto dogodilo (imajte na umu da proizvodi u teoriji rade ne utiče ni na šta – sva pažnja posvećena samo reagujućim česticama).

Naprotiv, ima dosta elementarnih reakcija trećeg reda, jer je prilično rijetko da se tri čestice sretnu u isto vrijeme.

Kao ilustraciju, razmotrite prediktivnu moć hemijske kinetike.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža.

Kinetička jednačina prvog reda

(ilustrativni dodatni materijal)

Razmotrimo homogenu reakciju prvog reda, čija je konstanta brzine jednaka k, početna koncentracija supstance A jednaka je [A]0.

Po definiciji, brzina homogene hemijske reakcije je

K[A]

promjena koncentracije u jedinici vremena. Jednom supstanca A -

reagens, stavite znak minus.

Takva jednačina se naziva diferencijalna jednačina

derivat)

[A]

Da bismo to riješili, prenosimo količine na lijevu stranu

koncentracije, a desno - vrijeme.

Ako su derivacije dvije funkcije jednake, onda i same funkcije

ne smije se razlikovati za najviše konstantu.

Da biste riješili ovu jednačinu, uzmite integral lijeve strane (po

koncentracija) i desna strana (u vremenu). Da se ne bi uplašio

log[ A ] = −kt +C

slušaoci, ograničićemo se na odgovor.

Simbol ln je prirodni logaritam, tj. broj b, tako da

\u003d [ A ], e \u003d 2,71828 ...

ln[ A ]- ln0 = - kt

Konstanta C se nalazi iz početnih uslova:

pri t = 0, početna koncentracija je [A]0

[A]

Jednom logaritam

je potencija broja, koristite svojstva potencija

[A]0

e a−b=

Sada se riješimo suprotnog logaritma (vidi definiciju

logaritam 6-7 redova više),

zašto dizati broj

na stepen lijeve strane jednačine i desne strane jednačine.

[A]

E − kt

Pomnožite sa [A]0

[A]0

Kinetička jednadžba prvog reda.

[ A ]= 0 × e − kt

Na osnovu

dobijena kinetička jednačina prve

naručiti može

izračunati

koncentracija supstance

u bilo kom trenutku

Za potrebe našeg kursa, ovaj zaključak je samo u informativne svrhe, kako bismo vam demonstrirali upotrebu matematičkog aparata za izračunavanje toka kemijske reakcije. Stoga, kompetentan hemičar ne može ne poznavati matematiku. Naučite matematiku!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Grafikon koncentracije reaktanata i produkata u odnosu na vrijeme može se kvalitativno prikazati na sljedeći način (koristeći primjer ireverzibilne reakcije prvog reda)

Faktori koji utiču na brzinu reakcije

1. Priroda reaktanata

Na primjer, brzina reakcije sljedećih supstanci: H2 SO4, CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - sa hidroksidnim jonom će varirati ovisno o jačini H-O veze. Da biste procijenili snagu ove veze, možete koristiti vrijednost relativnog pozitivnog naboja na atomu vodika: što je veći naboj, to će reakcija ići lakše.

2. Temperatura

Životno iskustvo nam govori da brzina reakcije ovisi o temperaturi i da se povećava s povećanjem temperature. Na primjer, proces kiseljenja mlijeka se odvija brže na sobnoj temperaturi, a ne u hladnjaku.

Okrenimo se matematičkom izrazu zakona masovnog djelovanja.

W =k n m

Kako lijeva strana ovog izraza (brzina reakcije) ovisi o temperaturi, tako i desna strana izraza ovisi o temperaturi. Istovremeno, koncentracija, naravno, ne ovisi o temperaturi: na primjer, mlijeko zadržava sadržaj masti od 2,5% i u hladnjaku i na sobnoj temperaturi. Onda, kako je govorio Šerlok Holms, preostalo rešenje je ono pravo, ma koliko čudno izgledalo: konstanta brzine zavisi od temperature!

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Ovisnost konstante brzine reakcije od temperature izražava se pomoću Arrheniusove jednadžbe:

− Ea

k = k0 eRT ,

u kojem

R = 8,314 J mol-1 K-1 - univerzalna plinska konstanta,

E a je energija aktivacije reakcije (vidi dolje), uslovno se smatra nezavisnom od temperature;

k 0 je predeksponencijalni faktor (tj. faktor koji stoji ispred eksponenta e), čija je vrijednost također gotovo nezavisna od temperature i određena je, prije svega, redoslijedom reakcije.

Dakle, vrijednost k0 iznosi približno 1013 s-1 za reakciju prvog reda, a 10 -10 l mol-1 s-1 za reakciju drugog reda,

za reakciju trećeg reda - 10 -33 l2 mol-2 s-1. Ove vrijednosti se ne moraju pamtiti.

Točne vrijednosti k0 za svaku reakciju određuju se eksperimentalno.

Koncept energije aktivacije postaje jasan iz sljedeće slike. U stvari, energija aktivacije je energija koju reagirajuća čestica mora imati da bi se reakcija odigrala.

Štaviše, ako zagrejemo sistem, tada se energija čestica povećava (tačkasti grafikon), dok prelazno stanje (≠) ostaje na istom nivou. Razlika u energiji između prelaznog stanja i reaktanata (energija aktivacije) se smanjuje, a brzina reakcije prema Arrheniusovoj jednačini se povećava.

Brzina hemijske reakcije. Zakon aktivnih masa. hemijska ravnoteža. Pored Arrheniusove jednačine, postoji i van't Hoffova jednačina, koja

karakterizira ovisnost brzine reakcije od temperature pomoću temperaturnog koeficijenta γ:

Temperaturni koeficijent γ pokazuje koliko će se puta povećati brzina kemijske reakcije kada se temperatura promijeni za 10o.

Van't Hoffova jednadžba:

T 2 − T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Tipično, koeficijent γ je u rasponu od 2 do 4. Iz tog razloga, hemičari često koriste aproksimaciju da povećanje temperature od 20o dovodi do povećanja brzine reakcije za red veličine (tj. 10 puta).

Koncept "brzine" je prilično uobičajen u literaturi. Iz fizike je poznato da što je veća udaljenost koju pređe neko materijalno tijelo (osoba, voz, svemirski brod) u određenom vremenskom periodu, to je veća brzina ovog tijela.

Ali kako izmjeriti brzinu kemijske reakcije koja "ne ide nikuda" i ne savladava nikakvu udaljenost? Da biste odgovorili na ovo pitanje, potrebno je saznati šta Uvijek promjene u bilo koji hemijska reakcija? Budući da je svaka kemijska reakcija proces promjene tvari, izvorna tvar u njoj nestaje, pretvarajući se u produkte reakcije. Dakle, u toku hemijske reakcije uvek se menja količina supstance, smanjuje se broj čestica polaznih supstanci, a samim tim i njen koncentracija (C).

Zadatak ispita. Brzina hemijske reakcije je proporcionalna promeni:

koncentracija supstance u jedinici vremena;
količina supstance po jedinici zapremine;
masa materije po jedinici zapremine;
zapreminu supstance tokom reakcije.

Sada uporedite svoj odgovor sa tačnim:

brzina kemijske reakcije jednaka je promjeni koncentracije reaktanta u jedinici vremena

Gdje Od 1 I Od 0- koncentracije reaktanata, krajnje i početne; t1 I t2- vrijeme eksperimenta, krajnji i početni vremenski interval, respektivno.

Pitanje.Šta mislite koja je vrijednost veća? Od 1 ili Od 0? t1 ili t0?

Pošto se reaktanti uvijek troše u datoj reakciji, onda

Dakle, odnos ovih veličina je uvek negativan, a brzina ne može biti negativna vrednost. Stoga se u formuli pojavljuje znak minus, koji istovremeno ukazuje na brzinu bilo koji reakcije tokom vremena (u konstantnim uslovima) uvek smanjuje.

Dakle, brzina hemijske reakcije je:

Postavlja se pitanje u kojim jedinicama treba mjeriti koncentraciju reaktanata (C) i zašto? Da biste odgovorili na njega, morate razumjeti šta je to stanje main za bilo kakvu hemijsku reakciju.

Da bi čestice reagovale, moraju se barem sudarati. Zbog toga što je veći broj čestica * (broj molova) po jedinici zapremine, što se češće sudaraju, veća je verovatnoća hemijske reakcije.

* Pročitajte lekciju 29.1 o tome šta je „krtica“.

Stoga se pri mjerenju brzina hemijskih procesa koristi molarna koncentracija supstance u reagujućim smešama.

Molarna koncentracija tvari pokazuje koliko je molova sadržano u 1 litri otopine.

Dakle, što je veća molarna koncentracija reaktanata, što je više čestica po jedinici zapremine, što se češće sudaraju, to je veća (ceteris paribus) brzina hemijske reakcije. Dakle, osnovni zakon hemijske kinetike (ovo je nauka o brzini hemijskih reakcija) jeste zakon masovne akcije.

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

Za reakciju tipa A + B → ... matematički, ovaj zakon se može izraziti na sljedeći način:

Ako je reakcija složenija, na primjer, 2A + B → ili, što je isto, A + A + B → ..., tada

Tako se eksponent pojavio u jednačini brzine « dva» , što odgovara koeficijentu 2 u jednadžbi reakcije. Za složenije jednačine se obično ne koriste veliki eksponenti. To je zbog činjenice da je vjerovatnoća istovremenog sudara, recimo, tri molekula A i dva molekula B izuzetno mala. Stoga se mnoge reakcije odvijaju u nekoliko faza, pri čemu se ne sudaraju više od tri čestice, a svaka faza procesa se odvija određenom brzinom. Ova brzina i kinetička jednadžba brzine za nju se određuju eksperimentalno.

Gore navedene jednadžbe brzine kemijske reakcije (3) ili (4) vrijede samo za homogena reakcije, tj. za takve reakcije kada reagirajuće tvari ne dijele površinu. Na primjer, reakcija se odvija u vodenom rastvoru, a oba reaktanta su visoko rastvorljiva u vodi ili bilo kojoj mešavini gasova.

Druga stvar je kada heterogena reakcija. U ovom slučaju postoji međusklop između reaktanata, na primjer, ugljičnog dioksida gas reaguje sa vodom rješenje alkalije. U ovom slučaju, bilo koja molekula plina jednako je vjerojatno da će ući u reakciju, jer se ti molekuli kreću brzo i nasumično. Šta je sa česticama tečnosti? Ove čestice se kreću izuzetno sporo, a one alkalne čestice koje se nalaze "na dnu" nemaju skoro nikakve šanse da reaguju sa ugljičnim dioksidom ako se otopina stalno ne miješa. Reagovaće samo one čestice koje "leže na površini". Dakle za heterogena reakcije -

brzina reakcije zavisi od veličine površine međusloja, koja se povećava mlevenjem.

Stoga se vrlo često reagirajuće tvari drobe (npr. rastvore u vodi), hrana se temeljito žvaće, a u procesu kuhanja melje, propušta kroz mlin za meso itd. Nemljeveni prehrambeni proizvod praktično nije digested!

Dakle, maksimalnom brzinom (ceteris paribus), homogene reakcije se odvijaju u rastvorima i između gasova (ako ovi gasovi reaguju na n.a.), štaviše, u rastvorima u kojima se molekule nalaze „jedna pored druge“, a mlevenje je isto kao u plinovima (i još više!), - brzina reakcije je veća.

Zadatak ispita. Koja od sljedećih reakcija se odvija najbrže na sobnoj temperaturi?

ugljenik sa kiseonikom;
gvožđe sa hlorovodoničnom kiselinom;
gvožđe sa rastvorom sirćetne kiseline
rastvori alkalija i sumporne kiseline.

U ovom slučaju morate pronaći koji je proces homogen.

Treba napomenuti da brzina hemijske reakcije između gasova ili heterogene reakcije u kojoj je gas uključen takođe zavisi od pritiska, jer kako se pritisak povećava, gasovi se kompresuju i koncentracija čestica raste (vidi formulu 2). Promena pritiska ne utiče na brzinu reakcija u kojima gasovi ne učestvuju.

Zadatak ispita. Ne utiče na brzinu hemijske reakcije između rastvora kiseline i gvožđa

koncentracija kiseline;
željezo za mljevenje;
temperatura reakcije;
povećanje pritiska.

Konačno, brzina reakcije zavisi i od reaktivnosti supstanci. Na primjer, ako kisik reagira sa supstancom, tada će, ceteris paribus, brzina reakcije biti veća nego kada ista supstanca stupi u interakciju s dušikom. Činjenica je da je reaktivnost kisika mnogo veća od reaktivnosti dušika. Razmotrit ćemo razloge za ovu pojavu u sljedećem dijelu Tutorijala (lekcija 14).

Zadatak ispita. Hemijska reakcija između hlorovodonične kiseline i

bakar;
željezo;
magnezijum;
cink.

Treba napomenuti da svaki sudar molekula ne dovodi do njihove hemijske interakcije (hemijske reakcije). U gasovitoj mešavini vodonika i kiseonika, u normalnim uslovima, dolazi do nekoliko milijardi sudara u sekundi. Ali prvi znaci reakcije (kapljice vode) pojavit će se u tikvici tek nakon nekoliko godina. U takvim slučajevima se kaže reakcija praktično ne ide. Ali ona moguće, inače kako objasniti činjenicu da kada se ova smjesa zagrije na 300°C, boca se brzo zamagli, a na temperaturi od 700°C zagrmi užasna eksplozija! Nije ni čudo što se mješavina vodonika i kisika naziva "eksplozivnim plinom".

Pitanje. Zašto mislite da se brzina reakcije tako dramatično povećava kada se zagrije?

Brzina reakcije raste jer se, prvo, povećava broj sudara čestica, a drugo, broj aktivan sudara. Aktivni sudari čestica dovode do njihove interakcije. Da bi do takvog sudara došlo, čestice moraju imati određenu količinu energije.

Energija koju čestice moraju imati da bi došlo do kemijske reakcije naziva se energija aktivacije.

Ova energija se troši na savladavanje odbojnih sila između vanjskih elektrona atoma i molekula i na uništavanje "starih" kemijskih veza.

Postavlja se pitanje: kako povećati energiju reagujućih čestica? Odgovor je jednostavan - povećati temperaturu, jer se s povećanjem temperature povećava brzina kretanja čestica, a time i njihova kinetička energija.

pravilo Van't Hoff*:

za svakih 10 stepeni povećanja temperature, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta.

VANT HOFF Jacob Hendrik(30.08.1852–03.01.1911.) - holandski hemičar. Jedan od osnivača fizičke hemije i stereohemije. Nobelova nagrada za hemiju br. 1 (1901).

Treba napomenuti da je ovo pravilo (nije zakon!) eksperimentalno ustanovljeno za reakcije koje su „pogodne“ za mjerenje, odnosno za takve reakcije koje nisu tekle ni prebrzo ni presporo i na temperaturama dostupnim eksperimentatoru (ne previše). visoka i ne preniska).

Pitanje. Šta mislite, kako skuvati krompir što je brže moguće: skuvati ga ili pržiti u sloju ulja?

Da bismo pravilno razumjeli značenje opisanih pojava, možemo uporediti reagujući molekul sa grupom učenika koji će skočiti visoko. Ako im se da barijera visine 1 m, onda će učenici morati pravilno da se raštrkaju (podignu svoju „temperaturu“) kako bi savladali barijeru. Ipak, uvijek će postojati učenici („neaktivni molekuli“) koji neće moći prevladati ovu barijeru.

sta da radim? Ako se držite principa: „Pametan neće ići uzbrdo, pametan će zaobići planinu“, onda jednostavno spustite barijeru, recimo, na 40 cm. Tada će svaki učenik moći da savlada barijeru. Na molekularnom nivou to znači: Da bi se povećala brzina reakcije, potrebno je smanjiti energiju aktivacije u ovom sistemu..

U stvarnim hemijskim procesima ovu funkciju obavlja katalizator.

Katalizator je supstanca koja mijenja brzinu kemijske reakcije dok ostaje nepromijenjen pred kraj hemijske reakcije.

Katalizator uključeni u hemijskoj reakciji, u interakciji sa jednom ili više početnih supstanci. U tom slučaju nastaju intermedijarna jedinjenja, a energija aktivacije se mijenja. Ako je intermedijarni spoj aktivniji (aktivni kompleks), tada se energija aktivacije smanjuje i brzina reakcije se povećava.

Na primjer, reakcija između SO 2 i O 2 je vrlo spora, u normalnim uvjetima praktično ne ide. Ali u prisustvu NO, brzina reakcije se dramatično povećava. Prvo NE vrlo brzo reaguje sa O 2:

proizvodi dušikov dioksid brzo reagira sa sumpornim oksidom (IV):

Zadatak 5.1. Koristite ovaj primjer da pokažete koja je tvar katalizator, a koja aktivni kompleks.

Suprotno tome, ako se formira više pasivnih spojeva, tada se energija aktivacije može toliko povećati da se reakcija pod datim uvjetima praktično neće dogoditi. Takvi katalizatori se nazivaju inhibitori.

U praksi se koriste obje vrste katalizatora. Dakle, specijalni organski katalizatori - enzimi- učestvuju u apsolutno svim biohemijskim procesima: varenje hrane, kontrakcija mišića, disanje. Život je nemoguć bez enzima!

Inhibitori su neophodni da bi se metalni proizvodi zaštitili od korozije, prehrambeni proizvodi koji sadrže masnoće od oksidacije (užeglo). Neki lijekovi sadrže i inhibitore koji inhibiraju vitalne funkcije mikroorganizama i na taj način ih uništavaju.

Kataliza može biti homogena ili heterogena. Primjer homogene katalize je učinak NO (on je katalizator) na oksidaciju sumpor-dioksida. Primjer heterogene katalize je djelovanje zagrijanog bakra na alkohol:

Ova reakcija se odvija u dvije faze:

Zadatak 5.2. Koja je supstanca katalizator u ovom slučaju? Zašto se ova vrsta katalize naziva heterogena?

U praksi se najčešće koristi heterogena kataliza, gde kao katalizatori služe čvrste supstance: metali, njihovi oksidi itd. Na površini ovih supstanci postoje posebne tačke (mesta kristalne rešetke), gde se, zapravo, odvija katalitička reakcija. javlja. Ako su ove tačke zatvorene stranim materijama, kataliza se zaustavlja. Ova supstanca, štetna za katalizator, naziva se katalitički otrov. Ostale supstance - promoteri- naprotiv, povećavaju katalitičku aktivnost.

Katalizator može promijeniti smjer kemijske reakcije, odnosno promjenom katalizatora mogu se dobiti različiti produkti reakcije. Dakle, butadien se može dobiti iz alkohola C 2 H 5 OH u prisustvu cink i aluminijum oksida, a etilen se može dobiti u prisustvu koncentrovane sumporne kiseline.

Dakle, u toku hemijske reakcije, energija sistema se menja. Ako tokom reakcije energija se oslobađa u obliku topline Q, takav proces se zove egzotermna:

Za endo termičke procese toplota se apsorbuje, odnosno termičkog efekta Q< 0 .

Zadatak 5.3. Odredite koji od predloženih procesa je egzoterman, a koji endotermičan:

Jednačina hemijske reakcije u kojoj termalni efekat, naziva se jednadžba termohemijske reakcije. Da bi se sačinila ovakva jednadžba, potrebno je izračunati toplinski učinak po 1 molu reaktanta.

Zadatak. Pri sagorijevanju 6 g magnezijuma oslobađa se 153,5 kJ toplote. Napišite termohemijsku jednačinu za ovu reakciju.

Rješenje. Sastavimo jednadžbu reakcije i označimo PREKO formule koje su date:

Sastavljajući proporciju, nalazimo željeni toplotni efekat reakcije:

Termohemijska jednadžba za ovu reakciju je:

Takvi zadaci su dati u zadacima većina opcije ispita! Na primjer.

Zadatak ispita. Prema jednačini termohemijske reakcije

količina toplote koja se oslobađa pri sagorevanju 8 g metana je:

Reverzibilnost hemijskih procesa. Le Chatelierov princip

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - francuski fizički hemičar i metalurg. Formulisao je opšti zakon pomeranja ravnoteže (1884).

Reakcije su reverzibilne i nepovratne.

nepovratan nazivaju se takve reakcije za koje ne postoje uslovi pod kojima je moguć obrnuti proces.

Primjer takvih reakcija su reakcije koje se javljaju kada je mlijeko kiselo, ili kada se ukusan kotlet zagori. Kao što je nemoguće mljeveno meso vratiti kroz mašinu za mljevenje mesa (i ponovo dobiti komad mesa), nemoguće je „reanimirati“ kotlet ili mlijeko napraviti svježim.

Ali postavimo sebi jednostavno pitanje: da li je proces nepovratan:

Da bismo odgovorili na ovo pitanje, pokušajmo se sjetiti da li je moguće izvršiti obrnuti proces? Da! Razlaganje krečnjaka (krede) radi dobijanja živog vapna CaO koristi se u industrijskom obimu:

Dakle, reakcija je reverzibilna, jer postoje uslovi pod kojima oboje proces:

Štaviše, postoje uslovi pod kojima brzina prednje reakcije jednaka je brzini obrnute reakcije.

Pod ovim uslovima uspostavlja se hemijska ravnoteža. U tom trenutku reakcija ne prestaje, ali je broj dobijenih čestica jednak broju razloženih čestica. Zbog toga u stanju hemijske ravnoteže koncentracije reagujućih čestica se ne menjaju. Na primjer, za naš proces u trenutku kemijske ravnoteže

znak znači ravnotežna koncentracija.

Postavlja se pitanje šta će se desiti sa ravnotežom ako se temperatura podigne ili snizi, ili se promene drugi uslovi? Na ovo pitanje se može odgovoriti znanjem Le Chatelierov princip:

ako promijenimo uslove (t, p, c) pod kojima je sistem u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža pomjeriti prema procesu koji opire se promjenama.

Drugim rečima, sistem ravnoteže se uvek suprotstavlja svakom uticaju spolja, kao što se hirovito dete suprotstavlja volji svojih roditelja, koji rade „sve je obrnuto“.

Razmotrimo primjer. Neka se uspostavi ravnoteža u reakciji dobijanja amonijaka:

Pitanja. Da li je broj molova reagujućih gasova isti pre i posle reakcije? Ako se reakcija odvija u zatvorenom volumenu, kada je pritisak veći: prije ili poslije reakcije?

Očigledno, ovaj proces se dešava sa smanjenjem broja molekula gasa, što znači da pritisak smanjuje se tokom direktne reakcije. IN obrnuto reakcije - naprotiv, pritisak u smjesi povećava.

Zapitajmo se šta bi se dogodilo da u ovom sistemu podići pritisak? Prema Le Chatelierovom principu, reakcija koja "čini suprotno", tj. spušta pritisak. Ovo je direktna reakcija: manje molekula gasa - manji pritisak.

dakle, at promocija pritiska, ravnoteža se pomera ka direktnom procesu, gde pritisak pada kako se broj molekula smanjuje gasovi.

Zadatak ispita. At promocija pritisak pomera ravnotežu u pravu u sistemu:

Ako kao rezultat reakcije broj molekula gasovi se ne menjaju, tada promena pritiska ne utiče na položaj ravnoteže.

Zadatak ispita. Promjena tlaka utiče na promjenu ravnoteže u sistemu:

Položaj ravnoteže ove i bilo koje druge reakcije zavisi od koncentracije reagujućih supstanci: povećanjem koncentracije polaznih supstanci i smanjenjem koncentracije nastalih supstanci, uvek pomeramo ravnotežu prema direktnoj reakciji (udesno).

Zadatak ispita.

će se pomjeriti ulijevo kada:

povećanje pritiska;
snižavanje temperature;
povećanje koncentracije CO;
smanjenje koncentracije CO.

Proces sinteze amonijaka je egzotermičan, odnosno praćen je oslobađanjem toplote, tj. porast temperature u smjesi.

Pitanje. Kako će se promeniti ravnoteža u ovom sistemu kada snižavanje temperature?

Slično raspravljamo i mi zaključak: pri spuštanju temperature, ravnoteža će se pomjeriti prema stvaranju amonijaka, budući da se u ovoj reakciji oslobađa toplina, a temperatura diže se.

Pitanje. Kako će se promijeniti brzina kemijske reakcije kako temperatura pada?

Očigledno je da će se sa smanjenjem temperature brzina obje reakcije naglo smanjiti, tj. morat će se čekati jako dugo kada se uspostavi željena ravnoteža. sta da radim? U ovom slučaju je neophodno katalizator. Iako je on ne utiče na položaj ravnoteže, ali ubrzava nastanak ovog stanja.

Zadatak ispita. Hemijska ravnoteža u sistemu

pomera se ka stvaranju produkta reakcije na:

povećanje pritiska;
porast temperature;
pad pritiska;
upotreba katalizatora.

zaključci

Brzina hemijske reakcije zavisi od:

priroda reagujućih čestica;
koncentracija ili površina sučelja reaktanata;
temperatura;
prisustvo katalizatora.

Ravnoteža se uspostavlja kada je brzina reakcije naprijed jednaka brzini obrnutog procesa. U ovom slučaju, ravnotežna koncentracija reaktanata se ne mijenja. Stanje hemijske ravnoteže zavisi od uslova i poštuje princip Le Chatelier-a.

Hemijske metode

Physical Methods

Metode za mjerenje brzine reakcije

U gornjem primjeru, brzina reakcije između kalcijum karbonata i kiseline izmjerena je proučavanjem volumena evoluiranog plina u funkciji vremena. Eksperimentalni podaci o brzinama reakcija mogu se dobiti mjerenjem drugih veličina.

Ako se u toku reakcije promeni ukupna količina gasovitih materija, onda se njen tok može posmatrati merenjem pritiska gasa pri konstantnoj zapremini. U slučajevima kada je jedan od početnih materijala ili jedan od produkta reakcije obojen, napredak reakcije može se pratiti promatranjem promjene boje otopine. Druga optička metoda je mjerenje rotacije ravnine polarizacije svjetlosti (ako početne tvari i produkti reakcije imaju različite rotacijske sposobnosti).

Neke reakcije su praćene promjenom broja jona u otopini. U takvim slučajevima, brzina reakcije se može proučavati mjerenjem električne provodljivosti otopine. U sljedećem poglavlju će se raspravljati o nekim drugim elektrohemijskim metodama koje se mogu koristiti za mjerenje brzina reakcije.

Napredak reakcije može se pratiti mjerenjem koncentracije jednog od učesnika u reakciji tokom vremena korištenjem različitih metoda kemijske analize. Reakcija se izvodi u termostatiranoj posudi. U određenim intervalima uzima se uzorak otopine (ili plina) iz posude i određuje koncentracija jedne od komponenti. Da bi se dobili pouzdani rezultati, važno je da u uzorku uzetom za analizu ne dođe do reakcije. To se postiže hemijskim vezivanjem jednog od reagensa, brzim hlađenjem ili razblaživanjem rastvora.

Eksperimentalne studije pokazuju da brzina reakcije zavisi od nekoliko faktora. Hajde da prvo razmotrimo uticaj ovih faktora na kvalitativnom nivou.

1.Priroda reaktanata. Iz laboratorijske prakse znamo da je neutralizacija kiseline bazom

H + + OH - ® H 2 O

interakcija soli sa stvaranjem teško rastvorljivog jedinjenja

Ag + + Cl – ® AgCl

i druge reakcije u otopinama elektrolita odvijaju se vrlo brzo. Vrijeme potrebno da se takve reakcije završe mjeri se milisekundama, pa čak i mikrosekundama. Ovo je sasvim razumljivo, jer Suština ovakvih reakcija je približavanje i kombinacija nabijenih čestica sa nabojima suprotnog predznaka.

Za razliku od ionskih reakcija, interakcija između kovalentno vezanih molekula obično se odvija mnogo sporije. Zaista, u toku reakcije između takvih čestica, veze u molekulima polaznih tvari moraju se prekinuti. Da bi to učinili, molekuli u sudaru moraju imati određenu količinu energije. Osim toga, ako su molekule dovoljno složene, da bi došlo do reakcije između njih, moraju biti orijentirane u prostoru na određeni način.

2. Koncentracija reaktanata. Brzina hemijske reakcije, ceteris paribus, zavisi od broja sudara reagujućih čestica u jedinici vremena. Verovatnoća sudara zavisi od broja čestica po jedinici zapremine, tj. od koncentracije. Stoga se brzina reakcije povećava s povećanjem koncentracije.

3. Fizičko stanje tvari. U homogenim sistemima, brzina reakcije zavisi od broja sudara čestica zapreminu rastvora(ili gas). U heterogenim sistemima dolazi do hemijske interakcije na interfejsu. Povećanje površine čvrste supstance tokom njenog mlevenja olakšava pristup reagujućim česticama česticama čvrste supstance, što dovodi do značajnog ubrzanja reakcije.

4. Temperatura ima značajan uticaj na brzinu različitih hemijskih i bioloških procesa. Sa porastom temperature, kinetička energija čestica raste, a samim tim i udio čestica čija je energija dovoljna za kemijsku interakciju.

5. Steric faktor karakteriše potrebu za međusobnom orijentacijom reagujućih čestica. Što su molekuli složeniji, to je manja vjerovatnoća njihove pravilne orijentacije, niža je efikasnost sudara.

6. Dostupnost katalizatora.Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije. Uveden u reakcioni sistem u velike količine i ostajući nepromijenjeni nakon reakcije, sposobne su ekstremno promijeniti brzinu procesa.

Glavni faktori od kojih zavisi brzina reakcije biće detaljnije razmotreni u nastavku.

Hajde da definišemo osnovni koncept hemijske kinetike - brzinu hemijske reakcije:

Brzina hemijske reakcije je broj elementarnih radnji hemijske reakcije koji se dešavaju u jedinici vremena po jedinici zapremine (za homogene reakcije) ili po jedinici površine (za heterogene reakcije).

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

Prva definicija je najrigoroznija; iz toga slijedi da se brzina kemijske reakcije može izraziti i kao promjena u vremenu bilo kojeg parametra stanja sistema, ovisno o broju čestica bilo koje tvari koja reaguje, koja se odnosi na jedinicu zapremine ili površine - električna provodljivost, optička gustoća, dielektrična konstanta itd. i tako dalje. Međutim, najčešće se u hemiji razmatra ovisnost koncentracije reagensa o vremenu. U slučaju jednostranih (ireverzibilnih) hemijskih reakcija (u daljem tekstu se razmatraju samo jednostrane reakcije), očigledno je da se koncentracije polaznih supstanci konstantno smanjuju sa vremenom (ΔS ref.< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). Pretpostavlja se da je brzina reakcije pozitivna, pa je matematička definicija prosječna brzina reakcije u vremenskom intervalu Δt zapisuje se na sljedeći način:

(II.1)

U različitim vremenskim intervalima, prosječna brzina kemijske reakcije ima različite vrijednosti; prava (trenutna) brzina reakcije definira se kao derivat koncentracije u odnosu na vrijeme:

(II.2)

Grafički prikaz zavisnosti koncentracije reagensa o vremenu je kinetička kriva (Slika 2.1).

Rice. 2.1 Kinetičke krive za početne materijale (A) i produkte reakcije (B).

Prava brzina reakcije može se odrediti grafički crtanjem tangente na kinetičku krivu (slika 2.2); prava brzina reakcije u datom trenutku jednaka je po apsolutnoj vrijednosti tangenti nagiba tangente:

Rice. 2.2 Grafička definicija V ist.

(II.3)

Treba napomenuti da u slučaju da stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi hemijske reakcije nisu isti, brzina reakcije zavisi od promene koncentracije reagensa koji je određen. Očigledno, u reakciji

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

koncentracije vodonika, kiseonika i vode variraju u različitim stepenima:

ΔC (H 2) = ΔC (H 2 O) = 2 ΔC (O 2).

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature, prirode rastvarača itd.

Jedan od zadataka kemijske kinetike je određivanje sastava reakcijske smjese (tj. koncentracije svih reaktanata) u bilo kojem trenutku, za što je potrebno znati ovisnost brzine reakcije od koncentracija. Općenito, što je veća koncentracija reaktanata, veća je i brzina kemijske reakcije. Osnova hemijske kinetike je tzv. osnovni postulat hemijske kinetike:

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u određenoj meri.

odnosno za reakciju

AA + bB + dD + ... → eE + ...

Može se napisati

(II.4)

Koeficijent proporcionalnosti k je konstanta brzine hemijske reakcije. Konstanta brzine je numerički jednaka brzini reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/l.

Ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata utvrđuje se eksperimentalno i naziva se kinetička jednačina hemijska reakcija. Očigledno, da bi se napisala kinetička jednadžba, potrebno je eksperimentalno odrediti konstantu brzine i eksponente pri koncentracijama reaktanata. Eksponent koncentracije svakog od reaktanata u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije (u jednačini (II.4) x, y i z, respektivno) je reakcija privatnog naloga za ovu komponentu. Zbir eksponenata u kinetičkoj jednadžbi za hemijsku reakciju (x + y + z) je opšti red reakcija . Treba naglasiti da je red reakcije određen samo iz eksperimentalnih podataka i nije povezan sa stehiometrijskim koeficijentima reaktanata u jednadžbi reakcije. Stehiometrijska jednačina reakcije je jednačina materijalne ravnoteže i ni na koji način ne može odrediti prirodu toka ove reakcije u vremenu.

U hemijskoj kinetici uobičajeno je da se reakcije klasifikuju prema ukupnom redosledu reakcije. Razmotrimo ovisnost koncentracije reaktanata o vremenu za ireverzibilne (jednosmjerne) reakcije nultog, prvog i drugog reda.

Brzina hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci po jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. To je ključni koncept hemijske kinetike. Brzina kemijske reakcije je uvijek pozitivna, stoga, ako je određena početnom tvari (čija koncentracija opada tijekom reakcije), tada se rezultirajuća vrijednost množi sa -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina hemijske reakcije u svakom trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata, podignutim na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije, eksponent pri vrijednosti koncentracije svake supstance često je jednak njenom stehiometrijskom koeficijentu; za složene reakcije ovo se pravilo ne poštuje. Pored koncentracije, na brzinu hemijske reakcije utiču i sledeći faktori:

priroda reaktanata,
prisustvo katalizatora
temperatura (van't Hoffovo pravilo),
pritisak,
površine reaktanata.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B → C, onda to primjećujemo instant brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

Kubasov A. A. Kemijska kinetika i kataliza.
Prigogine I., Defey R. Hemijska termodinamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 str.
Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetički modeli katalitičkih reakcija, Novosibirsk: Nauka (Sibirski ogranak), 1983.- 255 str.

Wikimedia Foundation. 2010 .

Pogledajte koja je "Brzina hemijske reakcije" u drugim rječnicima:

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova reagovane tvari (pri konstantnom volumenu sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... Veliki enciklopedijski rječnik

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hem. kinetika, izražavajući odnos količine reagovane supstance (u molovima) i dužine vremena tokom kojeg je došlo do interakcije. Budući da se koncentracije reaktanata mijenjaju tokom interakcije, brzina je obično ... Velika politehnička enciklopedija

brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije. Brzina stvaranja produkta reakcije je količina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... enciklopedijski rječnik

Vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog produkta koja nastaje reakcijom po jedinici vremena u jedinici volumena (ako ... ...

Main koncept hem. kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova reagovanog u va (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in ili reakcijskih proizvoda (ako je volumen sistema ...

Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko. faze (jednostavne, ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se početni u va pretvaraju u proizvode. Intermedijer u vama u ovim reakcijama može djelovati kao molekule, ... ... Prirodna nauka. enciklopedijski rječnik

- (engleska nukleofilna supstitucijska reakcija) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi nepodijeljeni elektronski par. Odlazeća grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve ... Wikipedia

Transformacija jedne supstance u drugu, različitu od originala po hemijskom sastavu ili strukturi. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i sami hemijski elementi koji čine supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x ... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja- linearna brzina kretanja metala na izlazu iz kalupa, m/s. Na modernim mašinama za crtanje brzina izvlačenja dostiže 50-80 m/s. Međutim, čak i tokom izvlačenja žice, brzina u pravilu ne prelazi 30-40 m/s. U… … Enciklopedijski rečnik metalurgije