Jaka jest szybkość reakcji chemicznej? Szybkość reakcji, jej zależność od różnych czynników

13.10.2019

Szybkość reakcji chemicznych, jej zależność od różnych czynników

Jednorodne i niejednorodne reakcje chemiczne

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością: przy małej prędkości podczas tworzenia stalaktytów i stalagmitów, przy średniej prędkości podczas gotowania żywności, natychmiast podczas eksplozji. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko, niemal natychmiast. Mieszamy roztwory chlorku baru i siarczanu sodu - siarczan baru tworzy się natychmiast w postaci osadu. Siarka spala się szybko, ale nie natychmiast, magnez rozpuszcza się w kwasie solnym, etylen odbarwia wodę bromową. Rdza powoli tworzy się na żelaznych przedmiotach, nalot na produktach z miedzi i brązu, liście powoli gniją, a zęby ulegają zniszczeniu.

Przewidywanie szybkości reakcji chemicznej, a także wyjaśnienie jej zależności od warunków procesu, jest zadaniem Kinetyka chemiczna— nauka o wzorcach reakcji chemicznych zachodzących w czasie.

Jeśli reakcje chemiczne zachodzą w ośrodku jednorodnym, na przykład w roztworze lub w fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagujących substancji zachodzi w całej objętości. Jak wiadomo, takie reakcje nazywane są jednorodny.

Szybkość reakcji jednorodnej ($v_(homogenous)$) definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkę objętości:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

gdzie $∆n$ jest zmianą liczby moli jednej substancji (najczęściej substancji początkowej, ale może to być również produkt reakcji); $∆t$ — przedział czasu (s, min.); $V$ to objętość gazu lub roztworu (l).

Ponieważ stosunek ilości substancji do objętości oznacza stężenie molowe $C$

$(∆n)/(V)=∆C.$

Zatem, szybkość reakcji jednorodnej definiuje się jako zmianę stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

jeśli głośność systemu nie ulegnie zmianie. Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (np. pomiędzy niemieszającymi się cieczami), to zachodzi ona tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

Niejednorodna szybkość reakcji definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(s m^2)]$

gdzie $S$ to powierzchnia kontaktu między substancjami ($m^2, cm^2$).

Jeżeli podczas jakiejkolwiek trwającej reakcji stężenie substancji wyjściowej zostanie zmierzone eksperymentalnie w różnych momentach czasu, wówczas jego zmianę można przedstawić graficznie za pomocą krzywej kinetycznej dla tego odczynnika.

Szybkość reakcji nie jest stała. Wskazywaliśmy jedynie pewną średnią prędkość danej reakcji w określonym przedziale czasu.

Wyobraź sobie, że określamy szybkość reakcji

$H_2+Cl_2 → 2HCl$

a) przez zmiany stężenia $Н_2$;

b) przez zmiany stężenia $HCl$.

Czy otrzymamy te same wartości? Przecież z $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ powstaje, zatem prędkość w przypadku b) będzie dwukrotnie większa. W związku z tym wartość szybkości reakcji zależy również od substancji, według której jest ona określana.

Zmiana ilości substancji, od której zależy szybkość reakcji, jest czynnikiem zewnętrznym obserwowanym przez badacza. Tak naprawdę wszystkie procesy realizowane są na poziomie mikro. Oczywiście, aby niektóre cząstki mogły zareagować, muszą najpierw się zderzyć, i to zderzają się skutecznie: nie rozpraszać się jak kule w różnych kierunkach, ale w taki sposób, aby stare wiązania w cząstkach uległy zniszczeniu lub osłabieniu i mogły powstać nowe, i Aby to osiągnąć, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.

Obliczone dane pokazują, że np. w gazach zderzenia cząsteczek pod ciśnieniem atmosferycznym wynoszą miliardy na 1 dolara na sekundę, tj. wszystkie reakcje musiałyby zachodzić natychmiast. Ale to nieprawda. Okazuje się, że tylko bardzo mała część cząsteczek posiada energię niezbędną do doprowadzenia do skutecznych zderzeń.

Minimalna nadwyżka energii, jaką musi posiadać cząstka (lub para cząstek), aby doszło do skutecznego zderzenia, nazywa się energia aktywacji$E_a$.

Zatem na drodze wszystkich cząstek wchodzących w reakcję znajduje się bariera energetyczna równa energii aktywacji $E_a$. Kiedy jest mały, istnieje wiele cząstek, które mogą go pokonać, a szybkość reakcji jest wysoka. W przeciwnym razie wymagane jest pchnięcie. Przynosząc zapałkę, aby zapalić lampę alkoholową, przekazujesz dodatkową energię $E_a$ niezbędną do skutecznego zderzenia cząsteczek alkoholu z cząsteczkami tlenu (pokonania bariery).

Podsumowując, podsumujmy: wiele możliwych reakcji praktycznie nie zachodzi, ponieważ energia aktywacji jest wysoka.

Ma to ogromne znaczenie dla naszego życia. Wyobraź sobie, co by się stało, gdyby wszystkie dozwolone termodynamicznie reakcje mogły przebiegać bez żadnej bariery energetycznej (energii aktywacji). Tlen w powietrzu reagowałby ze wszystkim, co mogłoby się spalić lub po prostu utlenić. Ucierpiałyby wszystkie substancje organiczne, zamieniłyby się w dwutlenek węgla $CO_2$ i wodę $H_2O$.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników. Do najważniejszych z nich należą: charakter i stężenie reagujących substancji, ciśnienie (w reakcjach z udziałem gazów), temperatura, działanie katalizatorów oraz powierzchnia reagujących substancji w przypadku reakcji heterogenicznych. Rozważmy wpływ każdego z tych czynników na szybkość reakcji chemicznej.

Temperatura

Wiesz, że gdy temperatura wzrasta, w większości przypadków szybkość reakcji chemicznej znacznie wzrasta. W 19-stym wieku Holenderski chemik J. H. van't Hoff sformułował regułę:

Wzrost temperatury na każde 10°C $ prowadzi do wzrostu szybkości reakcji 2-4 razy (wartość ta nazywana jest współczynnikiem temperaturowym reakcji).

Wraz ze wzrostem temperatury średnia prędkość cząsteczek, ich energia i liczba zderzeń nieznacznie wzrastają, ale gwałtownie wzrasta odsetek aktywnych cząsteczek biorących udział w skutecznych zderzeniach, które pokonują barierę energetyczną reakcji.

Matematycznie zależność tę wyraża zależność:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

gdzie $υ_(t_1)$ i $υ_(t_2)$ to szybkości reakcji odpowiednio w końcowej temperaturze $t_2$ i początkowej $t_1$, a $γ$ to współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury na każde 10°C.

Jednakże, aby zwiększyć szybkość reakcji, nie zawsze można zastosować podwyższenie temperatury, ponieważ substancje wyjściowe mogą zacząć się rozkładać, rozpuszczalniki lub same substancje mogą wyparować.

Stężenie reagentów

Zmiana ciśnienia, gdy w reakcji biorą udział substancje gazowe, prowadzi również do zmiany stężenia tych substancji.

Aby doszło do interakcji chemicznych pomiędzy cząsteczkami, muszą one skutecznie zderzyć się. Im wyższe stężenie reagentów, tym więcej zderzeń i tym samym większa szybkość reakcji. Na przykład acetylen spala się bardzo szybko w czystym tlenie. W tym przypadku powstaje temperatura wystarczająca do stopienia metalu. Na podstawie dużej ilości materiału doświadczalnego w 1867 r. Norwegowie K. Guldenberg i P. Waage oraz niezależnie od nich w 1865 r. rosyjski naukowiec N.I. Beketow sformułował podstawowe prawo kinetyki chemicznej, ustalając zależność szybkości reakcji od stężenia substancji reagujących.

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

Prawo to nazywane jest także prawem akcji masowych.

Dla reakcji $A+B=D$ prawo to wyraża się w następujący sposób:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Dla reakcji $2A+B=D$ prawo to wyraża się w następujący sposób:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Tutaj $С_А, С_В$ to stężenia substancji $А$ i $В$ (mol/l); $k_1$ i $k_2$ to współczynniki proporcjonalności zwane stałymi szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji nie jest trudne do ustalenia - jest ona liczbowo równa szybkości reakcji, w której stężenia reagentów są równe 1 $ mol/l lub ich iloczyn jest równy jedności. W tym przypadku jasne jest, że stała szybkości reakcji zależy tylko od temperatury i nie zależy od stężenia substancji.

Prawo działania masowego nie uwzględnia stężenia reagujących substancji w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchnie, a ich stężenia są zwykle stałe.

Na przykład dla reakcji spalania węgla

wyrażenie szybkości reakcji należy zapisać w następujący sposób:

$υ=k·C_(O_2)$,

tj. szybkość reakcji jest proporcjonalna tylko do stężenia tlenu.

Jeżeli równanie reakcji opisuje jedynie całkowitą reakcję chemiczną, która przebiega w kilku etapach, to szybkość takiej reakcji może w sposób złożony zależeć od stężeń substancji wyjściowych. Zależność tę wyznacza się eksperymentalnie lub teoretycznie na podstawie zaproponowanego mechanizmu reakcji.

Działanie katalizatorów

Można zwiększyć szybkość reakcji stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją energetycznie korzystniejszą drogą przy niższej energii aktywacji. Nazywają się katalizatory(od łac. kataliza- zniszczenie).

Katalizator pełni rolę doświadczonego przewodnika, prowadząc grupę turystów nie przez wysoką przełęcz w górach (pokonanie jej wymaga wiele wysiłku i czasu i nie jest dostępne dla każdego), ale po znanych mu ścieżkach obejściowych, po których górę można pokonać znacznie łatwiej i szybciej. Co prawda, korzystając z okrężnej trasy, nie można dotrzeć dokładnie tam, gdzie prowadzi główna przełęcz. Ale czasami jest to dokładnie to, czego potrzeba! Właśnie tak działają katalizatory, tzw selektywny. Oczywiste jest, że nie ma potrzeby spalania amoniaku i azotu, ale tlenek azotu (II) wykorzystuje się do produkcji kwasu azotowego.

Katalizatory to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zmieniają jej prędkość lub kierunek, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione ilościowo i jakościowo.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się kataliza. Katalizatory znajdują szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu i transporcie (katalizatory przekształcające tlenki azotu ze spalin samochodowych w nieszkodliwy azot).

Istnieją dwa rodzaje katalizy.

Kataliza homogeniczna, w którym zarówno katalizator, jak i reagenty znajdują się w tym samym stanie skupienia (fazie).

Kataliza heterogeniczna, w którym katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach. Na przykład rozkład nadtlenku wodoru w obecności stałego katalizatora w postaci tlenku manganu (IV):

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$

Sam katalizator nie ulega zużyciu w wyniku reakcji, lecz jeśli na jego powierzchni zaadsorbowane zostaną inne substancje (tzw. trucizny katalityczne), wówczas powierzchnia staje się niesprawna i konieczna jest regeneracja katalizatora. Dlatego przed przeprowadzeniem reakcji katalitycznej materiały wyjściowe są dokładnie oczyszczane.

Przykładowo przy produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową stosuje się katalizator stały – tlenek wanadu (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Do produkcji metanolu stosuje się stały katalizator cynkowo-chromowy ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Katalizatory biologiczne działają bardzo skutecznie - enzymy. Z natury chemicznej są to białka. Dzięki nim w organizmach żywych w niskich temperaturach z dużą szybkością zachodzą złożone reakcje chemiczne. Enzymy są szczególnie specyficzne, każdy z nich przyspiesza jedynie swoją reakcję, zachodzącą we właściwym czasie i miejscu z wydajnością bliską 100% $. Tworzenie sztucznych katalizatorów podobnych do enzymów to marzenie chemików!

Oczywiście słyszałeś o innych interesujących substancjach - inhibitory(od łac. hamować– zatrzymać). Reagują z cząsteczkami aktywnymi z dużą szybkością, tworząc związki o niskiej aktywności. W rezultacie reakcja gwałtownie zwalnia, a następnie zatrzymuje się. Inhibitory są często specjalnie dodawane do różnych substancji, aby zapobiec niepożądanym procesom.

Na przykład inhibitory służą do stabilizacji roztworów nadtlenku wodoru, monomerów, aby zapobiec przedwczesnej polimeryzacji i kwasu solnego, aby można było go transportować w stalowych pojemnikach. Inhibitory występują także w organizmach żywych, hamują w komórkach tkanek różne szkodliwe reakcje utleniania, które mogą być inicjowane np. przez promieniowanie radioaktywne.

Charakter reagujących substancji (ich skład, struktura)

Wartość energii aktywacji jest czynnikiem, poprzez który charakter reagentów wpływa na szybkość reakcji.

Jeśli energia aktywacji jest mała ($< 40$ 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 этих случаях ничтожно мала.

Jeśli energia aktywacji jest wysoka (> 120 kJ/mol), oznacza to, że tylko niewielka część zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami skutkuje reakcją. Szybkość takiej reakcji jest zatem bardzo mała. Na przykład postęp reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwy do zauważenia.

Jeśli energie aktywacji mają wartości pośrednie (40-120 $ kJ/mol), wówczas szybkości takich reakcji będą średnie. Takie reakcje obejmują oddziaływanie sodu z wodą lub alkoholem etylowym, odbarwianie wody bromowej z etylenem, oddziaływanie cynku z kwasem solnym itp.

Powierzchnia kontaktu substancji reagujących

Szybkość reakcji zachodzących na powierzchni substancji, tj. heterogeniczny, zależy, przy pozostałych czynnikach, od właściwości tej powierzchni. Wiadomo, że sproszkowana kreda rozpuszcza się w kwasie solnym znacznie szybciej niż kawałek kredy o tej samej masie.

Wzrost szybkości reakcji tłumaczy się przede wszystkim wzrostem powierzchni styku substancji wyjściowych, a także wieloma innymi przyczynami, na przykład zniszczeniem struktury regularnej sieci krystalicznej. Prowadzi to do tego, że cząstki na powierzchni powstałych mikrokryształów są znacznie bardziej reaktywne niż te same cząstki na gładkiej powierzchni.

W przemyśle do przeprowadzania reakcji heterogenicznych stosuje się złoże fluidalne w celu zwiększenia powierzchni kontaktu substancji reagujących, dostarczenia substancji wyjściowych i usunięcia produktów. Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego piryt wypala się w złożu fluidalnym; w chemii organicznej przy wykorzystaniu złoża fluidalnego przeprowadza się kraking katalityczny produktów naftowych oraz regenerację (regenerację) uszkodzonego (koksowanego) katalizatora.

Szybkość reakcji chemicznych. Równowaga chemiczna

Plan:

1. Pojęcie szybkości reakcji chemicznej.

2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej.

3. Równowaga chemiczna. Czynniki wpływające na równowagę przemieszczenia. Zasada Le Chateliera.

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko. Na przykład, jeśli roztwory chlorku baru i siarczanu sodu zostaną odsączone, natychmiast wytrąci się biały osad siarczanu baru. Etylen szybko, ale nie natychmiast, odbarwia wodę bromową. Rdza powoli tworzy się na żelaznych przedmiotach, na produktach z miedzi i brązu pojawia się płytka nazębna, a liście gniją.

Nauka bada szybkość reakcji chemicznej, a także identyfikuje jej zależność od warunków procesu - Kinetyka chemiczna.

Jeśli reakcje zachodzą w ośrodku jednorodnym, na przykład w roztworze lub fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagentów zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywane są jednorodny.

Jeżeli zachodzi reakcja pomiędzy substancjami znajdującymi się w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są zdolne do utworzenia ośrodka jednorodnego (np. pomiędzy dwiema niemieszającymi się cieczami), wówczas zachodzi reakcja tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

υ jednorodnej reakcji wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji na jednostkę na jednostkę objętości:

υ = Δn / Δt ∙V

gdzie Δ n jest zmianą liczby moli jednej z substancji (najczęściej substancji pierwotnej, ale może to być również produkt reakcji), (mol);

V – objętość gazu lub roztworu (l)

Ponieważ Δ n / V = ΔC (zmiana stężenia), to

υ = Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ reakcji heterogenicznej wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni kontaktu substancji.

υ = Δn / Δt ∙ S

gdzie Δ n – zmiana ilości substancji (odczynnika lub produktu), (mol);

Δt – przedział czasu (s, min);

S – powierzchnia kontaktu substancji (cm 2, m 2)

Dlaczego szybkości różnych reakcji nie są takie same?

Aby rozpoczęła się reakcja chemiczna, cząsteczki reagujących substancji muszą się zderzyć. Ale nie każde zderzenie skutkuje reakcją chemiczną. Aby zderzenie doprowadziło do reakcji chemicznej, cząsteczki muszą posiadać odpowiednio wysoką energię. Cząstki, które po zderzeniu mogą ulec reakcji chemicznej, nazywane są cząstkami aktywny. Mają nadwyżkę energii w porównaniu ze średnią energią większości cząstek – energię aktywacji Akt E. W substancji jest znacznie mniej cząstek aktywnych niż przy średniej energii, dlatego aby wiele reakcji się rozpoczęło, układ musi otrzymać pewną energię (błysk światła, ogrzewanie, wstrząs mechaniczny).

Bariera energetyczna (wartość Akt E) jest różny dla różnych reakcji, im jest niższy, tym reakcja przebiega łatwiej i szybciej.

2. Czynniki wpływające na υ(liczba zderzeń cząstek i ich efektywność).

1) Charakter reagentów: ich skład, struktura => energia aktywacji

▪ tym mniej Akt E, tym większe υ;

Jeśli Akt E < 40 кДж/моль, то это значит, 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, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Jeśli Akt E> 120 kJ/mol, oznacza to, że tylko niewielki ułamek zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Szybkość takich reakcji jest bardzo niska. Na przykład rdzewienie żelaza lub

występowanie reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwe do zauważenia.

Jeśli Akt E mają wartości pośrednie (40 – 120 kJ/mol), wówczas szybkość takich reakcji będzie średnia. Do takich reakcji zalicza się oddziaływanie sodu z wodą lub etanolem, odbarwianie wody bromowej etylenem itp.

2) Temperatura: w t na każde 10 0 C, υ 2-4 razy (reguła van't Hoffa).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

W t liczba aktywnych cząstek (s Akt E) i ich aktywne kolizje.

Zadanie 1. Szybkość pewnej reakcji w temperaturze 0 0 C wynosi 1 mol/l ∙ h, współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 3. Jaka będzie szybkość tej reakcji w temperaturze 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) Stężenie: im więcej, tym częściej występują kolizje i υ. W stałej temperaturze dla reakcji mA + nB = C zgodnie z prawem działania mas:

υ = k ∙ do za m ∙ do b n

gdzie k jest stałą szybkości;

C – stężenie (mol/l)

Prawo działania masowego:

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

Z.d.m. nie uwzględnia stężenia reagujących substancji w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchniach, a ich stężenia zwykle pozostają stałe.

Zadanie 2. Reakcja przebiega według równania A + 2B → C. Ile razy i jak zmieni się szybkość reakcji, gdy stężenie substancji B wzrośnie 3-krotnie?

Rozwiązanie: υ = k ∙ do za m ∙ do b n

υ = k ∙ do za ∙ do b 2

υ 1 = k ∙ za ∙ b 2

υ 2 = k ∙ za ∙ 3 w 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ w 2 / a ∙ 9 w 2 = 1/9

Odpowiedź: wzrośnie 9 razy

W przypadku substancji gazowych szybkość reakcji zależy od ciśnienia

Im wyższe ciśnienie, tym większa prędkość.

4) Katalizatory– substancje zmieniające mechanizm reakcji, redukujące Akt E => υ .

▪ Katalizatory pozostają niezmienione po zakończeniu reakcji

▪ Enzymy są katalizatorami biologicznymi, z natury białkami.

▪ Inhibitory – substancje, które ↓ υ

5) W przypadku reakcji heterogenicznych υ zależy również:

▪ od stanu powierzchni styku reagujących substancji.

Porównaj: do 2 probówek wlano równe objętości roztworu kwasu siarkowego i jednocześnie do jednej wrzucono żelazny gwóźdź, a do drugiej opiłki żelaza.Rozdrobnienie ciała stałego powoduje zwiększenie liczby jego cząsteczek, które mogą jednocześnie reagować . Dlatego w drugiej probówce szybkość reakcji będzie większa niż w pierwszej.

Główne badane koncepcje:

Szybkość reakcji chemicznych

Stężenie molowe

Kinetyka

Reakcje jednorodne i heterogeniczne

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych

Katalizator, inhibitor

Kataliza

Reakcje odwracalne i nieodwracalne

Równowaga chemiczna

Reakcje chemiczne to reakcje, w wyniku których z jednej substancji powstają inne substancje (z substancji pierwotnych powstają nowe substancje). Niektóre reakcje chemiczne zachodzą w ułamku sekundy (eksplozja), inne zaś trwają minuty, dni, lata, dekady itd.

Na przykład: reakcja spalania prochu następuje natychmiastowo wraz z zapłonem i eksplozją, a reakcja ciemnienia srebra lub rdzewienia żelaza (korozja) zachodzi tak wolno, że jej wynik można monitorować dopiero po długim czasie.

Aby scharakteryzować szybkość reakcji chemicznej, stosuje się pojęcie szybkości reakcji chemicznej - υ.

Szybkość reakcji chemicznej jest zmianą stężenia jednego z reagentów reakcji w jednostce czasu.

Wzór do obliczania szybkości reakcji chemicznej:

υ =	od 2 – od 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆t

c 1 – stężenie molowe substancji w początkowym czasie t 1

c 2 – stężenie molowe substancji w początkowym czasie t 2

ponieważ szybkość reakcji chemicznej charakteryzuje się zmianą stężenia molowego reagentów (substancji wyjściowych), wówczas t 2 > t 1 i c 2 > c 1 (stężenie substancji wyjściowych maleje w miarę postępu reakcji) .

Stężenie molowe– to ilość substancji na jednostkę objętości. Jednostką miary stężenia molowego jest [mol/l].

Dział chemii zajmujący się badaniem szybkości reakcji chemicznych nazywa się Kinetyka chemiczna. Znając jego prawa, człowiek może kontrolować procesy chemiczne i ustawiać je na określoną prędkość.

Obliczając szybkość reakcji chemicznej, należy pamiętać, że reakcje dzielą się na jednorodne i niejednorodne.

Reakcje jednorodne– reakcje zachodzące w tym samym środowisku (tj. reagenty są w tym samym stanie skupienia; na przykład: gaz + gaz, ciecz + ciecz).

Reakcje heterogeniczne– są to reakcje zachodzące pomiędzy substancjami w ośrodku niejednorodnym (występuje granica faz, czyli reagujące substancje znajdują się w różnych stanach skupienia; na przykład: gaz + ciecz, ciecz + ciało stałe).

Powyższy wzór na obliczenie szybkości reakcji chemicznej obowiązuje tylko dla reakcji jednorodnych. Jeśli reakcja jest niejednorodna, może zachodzić tylko na powierzchni reagentów.

W przypadku reakcji heterogenicznej szybkość oblicza się ze wzoru:

∆ν – zmiana ilości substancji

S – obszar interfejsu

∆ t – okres czasu, w którym zachodziła reakcja

Szybkość reakcji chemicznych zależy od różnych czynników: charakteru reagentów, stężenia substancji, temperatury, katalizatorów lub inhibitorów.

Zależność szybkości reakcji od charakteru reagujących substancji.

Przeanalizujmy tę zależność szybkości reakcji korzystając z przykładu: wrzućmy granulki metalu o równej powierzchni do dwóch probówek zawierających tę samą ilość roztworu kwasu solnego (HCl): do pierwszej probówki żelazo (Fe), a do drugiej magnez (Mg). W wyniku obserwacji bazujących na szybkości wydzielania się wodoru (H2) można zauważyć, że magnez reaguje z kwasem solnym z największą szybkością niż żelazo. Na szybkość tej reakcji chemicznej ma wpływ charakter metalu (tj. magnez jest metalem bardziej reaktywnym niż żelazo i dlatego reaguje silniej z kwasem).

Zależność szybkości reakcji chemicznych od stężenia reagentów.

Im wyższe stężenie reagującej (wyjściowej) substancji, tym szybciej przebiega reakcja. I odwrotnie, im niższe stężenie reagenta, tym wolniejsza jest reakcja.

Na przykład: do jednej probówki wlej stężony roztwór kwasu solnego (HCl), a do drugiej rozcieńczony roztwór kwasu solnego. Do obu probówek włóżmy granulkę cynku (Zn). Na podstawie szybkości wydzielania się wodoru zaobserwujemy, że reakcja będzie przebiegać szybciej w pierwszej probówce, ponieważ stężenie kwasu solnego jest w nim większe niż w drugiej probówce.

Aby określić zależność szybkości reakcji chemicznej, użyj prawo działania (działających) mas : szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących, wyrażonych w potęgach równych ich współczynnikom.

Na przykład dla reakcji przebiegającej według schematu: nA + mB → D, szybkość reakcji chemicznej określa się ze wzoru:

υ godz. = k · do (A) n · do (B) m , Gdzie

υ x.r - szybkość reakcji chemicznej

C (A) – A

C (B) – stężenie molowe substancji W

n i m – ich współczynniki

k – stała szybkości reakcji chemicznej (wartość odniesienia).

Prawo działania mas nie ma zastosowania do substancji w stanie stałym, ponieważ ich stężenie jest stałe (ponieważ reagują tylko na powierzchni, która pozostaje niezmieniona).

Na przykład: dla reakcji 2 Cu + O 2 = 2 CuO szybkość reakcji określa się ze wzoru:

υ godz. = kC(O2)

PROBLEM: Stała szybkości reakcji 2A + B = D wynosi 0,005. oblicz szybkość reakcji przy stężeniu molowym substancji A = 0,6 mol/l, substancji B = 0,8 mol/l.

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury.

Ta zależność jest określona reguła van't Hoffa (1884): przy wzroście temperatury o każde 10°C szybkość reakcji chemicznej wzrasta średnio 2–4 razy.

Zatem oddziaływanie wodoru (H2) i tlenu (O2) w temperaturze pokojowej prawie nie występuje, szybkość tej reakcji chemicznej jest tak niska. Ale w temperaturze 500 C reakcja ta zachodzi w ciągu 50 minut, a w temperaturze 700 C zachodzi niemal natychmiast.

Wzór na obliczenie szybkości reakcji chemicznej zgodnie z regułą Van't Hoffa:

gdzie: υ t 1 i υ t 2 - szybkości reakcji chemicznych w t 2 i t 1

γ to współczynnik temperaturowy, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10 C o.

Zmiana szybkości reakcji:

2. Podstaw dane ze sformułowania problemu do wzoru:

Zależność szybkości reakcji od substancji specjalnych – katalizatorów i inhibitorów.

Katalizator- substancja, która zwiększa szybkość reakcji chemicznej, ale sama w niej nie uczestniczy.

Inhibitor- substancja, która spowalnia reakcję chemiczną, ale sama w niej nie uczestniczy.

Przykład: do podgrzanej probówki z 3% roztworem nadtlenku wodoru (H 2 O 2) włóż tlącą się drzazgę - nie zaświeci się, bo szybkość reakcji rozkładu nadtlenku wodoru na wodę (H 2 O) i tlen (O 2) jest bardzo niska, a powstały tlen nie wystarcza do przeprowadzenia wysokiej jakości reakcji na tlen (podtrzymującej spalanie). Dodajmy teraz do probówki trochę czarnego proszku tlenku manganu (IV) (MnO 2) i zobaczmy, że rozpoczęło się szybkie uwalnianie pęcherzyków gazu (tlenu), a tląca się drzazga wniesiona do probówki jasno rozbłyśnie. Katalizatorem tej reakcji jest MnO 2, który przyspieszał szybkość reakcji, ale sam w niej nie brał udziału (można to udowodnić ważąc katalizator przed i po reakcji - jego masa się nie zmieni).

Stale mamy do czynienia z różnymi interakcjami chemicznymi. Spalanie gazu ziemnego, rdzewienie żelaza, kwaśnienie mleka – to nie wszystkie procesy szczegółowo badane na szkolnych kursach chemii.

Niektóre reakcje trwają ułamki sekund, podczas gdy niektóre interakcje trwają kilka dni lub tygodni.

Spróbujmy określić zależność szybkości reakcji od temperatury, stężenia i innych czynników. Nowy standard edukacyjny wyznacza temu zagadnieniu minimalną ilość godzin dydaktycznych. Testy Unified State Exam obejmują zadania dotyczące zależności szybkości reakcji od temperatury, stężenia, a nawet oferują problemy obliczeniowe. Wielu uczniów szkół średnich ma pewne trudności ze znalezieniem odpowiedzi na te pytania, dlatego przeanalizujemy ten temat szczegółowo.

Istotność rozpatrywanej kwestii

Informacja o szybkości reakcji ma istotne znaczenie praktyczne i naukowe. Na przykład w konkretnej produkcji substancji i produktów wydajność sprzętu i koszt towarów zależą bezpośrednio od tej wartości.

Klasyfikacja zachodzących reakcji

Istnieje bezpośredni związek między stanem skupienia składników początkowych a produktami powstałymi w wyniku oddziaływań heterogenicznych.

W chemii system zwykle oznacza substancję lub ich kombinację.

Układ składający się z jednej fazy (tego samego stanu skupienia) uważa się za jednorodny. Jako przykład można wymienić mieszaninę gazów i kilku różnych cieczy.

Układ heterogeniczny to układ, w którym substancje reagujące występują w postaci gazów i cieczy, ciał stałych i gazów.

Istnieje zależność szybkości reakcji nie tylko od temperatury, ale także od fazy, w której wykorzystywane są składniki wchodzące w analizowane oddziaływanie.

Jednorodny skład charakteryzuje się procesem zachodzącym w całej objętości, co znacząco poprawia jego jakość.

Jeżeli substancje wyjściowe znajdują się w różnych stanach fazowych, wówczas maksymalną interakcję obserwuje się na granicy faz. Na przykład, gdy metal aktywny zostanie rozpuszczony w kwasie, powstawanie produktu (soli) obserwuje się tylko na powierzchni ich styku.

Matematyczna zależność między szybkością procesu a różnymi czynnikami

Jak wygląda równanie na zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury? W przypadku procesu jednorodnego szybkość zależy od ilości substancji, która oddziałuje lub powstaje podczas reakcji w objętości układu na jednostkę czasu.

W przypadku procesu heterogenicznego szybkość określa się w kategoriach ilości substancji reagującej lub wytwarzanej w procesie na jednostkę powierzchni w minimalnym okresie czasu.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Charakter reagujących substancji jest jedną z przyczyn różnej szybkości procesów. Na przykład metale alkaliczne tworzą zasady z wodą w temperaturze pokojowej, a procesowi towarzyszy intensywne uwalnianie gazowego wodoru. Metale szlachetne (złoto, platyna, srebro) nie nadają się do takich procesów ani w temperaturze pokojowej, ani po podgrzaniu.

Charakter reagentów jest czynnikiem branym pod uwagę w przemyśle chemicznym w celu zwiększenia opłacalności produkcji.

Stwierdzono związek pomiędzy stężeniem odczynników a szybkością reakcji chemicznej. Im jest ona wyższa, tym więcej cząstek zderzy się, dlatego proces będzie przebiegał szybciej.

Prawo działania mas w formie matematycznej opisuje wprost proporcjonalną zależność pomiędzy stężeniem substancji wyjściowych a szybkością procesu.

Został opracowany w połowie XIX wieku przez rosyjskiego chemika N. N. Beketowa. Dla każdego procesu wyznaczana jest stała reakcji, która nie jest związana z temperaturą, stężeniem czy naturą reagentów.

Aby przyspieszyć reakcję, w której bierze udział substancja stała, należy ją zmielić na proszek.

W tym przypadku zwiększa się powierzchnia, co pozytywnie wpływa na szybkość procesu. W przypadku oleju napędowego stosuje się specjalny układ wtryskowy, dzięki któremu w kontakcie z powietrzem znacznie wzrasta szybkość spalania mieszaniny węglowodorów.

Ogrzewanie

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury wyjaśnia teoria kinetyki molekularnej. Pozwala obliczyć liczbę zderzeń pomiędzy cząsteczkami odczynników w określonych warunkach. Jeśli jesteś uzbrojony w takie informacje, w normalnych warunkach wszystkie procesy powinny przebiegać natychmiast.

Ale jeśli rozważymy konkretny przykład zależności szybkości reakcji od temperatury, okaże się, że do interakcji konieczne jest najpierw zerwanie wiązań chemicznych między atomami, aby powstały z nich nowe substancje. Wymaga to znacznych wydatków energetycznych. Jaka jest zależność szybkości reakcji od temperatury? Energia aktywacji określa możliwość rozerwania cząsteczek i to właśnie ta energia charakteryzuje rzeczywistość procesów. Jego jednostkami są kJ/mol.

Jeśli energia będzie niewystarczająca, zderzenie będzie nieskuteczne, więc nie towarzyszy mu powstanie nowej cząsteczki.

Reprezentacja graficzna

Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury można przedstawić graficznie. Po podgrzaniu zwiększa się liczba zderzeń między cząsteczkami, co przyspiesza interakcję.

Jak wygląda wykres szybkości reakcji w funkcji temperatury? Energia cząsteczek jest wyświetlana poziomo, a liczba cząstek o dużej rezerwie energii jest wskazywana pionowo. Wykres to krzywa, według której można ocenić prędkość określonej interakcji.

Im większa jest różnica energii od średniej, tym dalej od maksimum znajduje się punkt krzywej i tym mniejszy procent cząsteczek posiada taki zapas energii.

Ważne aspekty

Czy można zapisać równanie na zależność stałej szybkości reakcji od temperatury? Jego wzrost przekłada się na wzrost szybkości procesu. Zależność tę charakteryzuje pewna wartość zwana współczynnikiem temperaturowym szybkości procesu.

Dla dowolnej interakcji wykazano zależność stałej szybkości reakcji od temperatury. Jeśli wzrośnie o 10 stopni, prędkość procesu wzrośnie 2-4 razy.

Zależność szybkości jednorodnych reakcji od temperatury można przedstawić w formie matematycznej.

Dla większości interakcji w temperaturze pokojowej współczynnik mieści się w przedziale od 2 do 4. Przykładowo przy współczynniku temperaturowym 2,9 wzrost temperatury o 100 stopni przyspiesza proces prawie 50 000 razy.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można łatwo wyjaśnić różnymi energiami aktywacji. Ma minimalną wartość podczas procesów jonowych, które są określane jedynie przez oddziaływanie kationów i anionów. Liczne eksperymenty wskazują na natychmiastowe występowanie takich reakcji.

Przy wysokiej energii aktywacji tylko niewielka liczba zderzeń między cząstkami doprowadzi do interakcji. Przy średniej energii aktywacji reagenty będą oddziaływać ze średnią szybkością.

Zadania dotyczące zależności szybkości reakcji od stężenia i temperatury rozważane są dopiero na wyższym poziomie edukacji i często sprawiają dzieciom poważne trudności.

Pomiar szybkości procesu

Procesy wymagające znacznej energii aktywacji polegają na początkowym zerwaniu lub osłabieniu wiązań pomiędzy atomami substancji wyjściowych. W tym przypadku przechodzą one do pewnego stanu pośredniego zwanego kompleksem aktywowanym. Jest to stan niestabilny, dość szybko rozkłada się na produkty reakcji, procesowi towarzyszy wyzwolenie dodatkowej energii.

W najprostszej formie aktywowany kompleks to konfiguracja atomów z osłabionymi starymi wiązaniami.

Inhibitory i katalizatory

Przeanalizujmy zależność szybkości reakcji enzymatycznej od temperatury ośrodka. Substancje te pełnią funkcję przyspieszaczy procesów.

Oni sami nie są uczestnikami interakcji, ich liczba pozostaje niezmieniona po zakończeniu procesu. Podczas gdy katalizatory pomagają zwiększyć szybkość reakcji, inhibitory, wręcz przeciwnie, spowalniają ten proces.

Istota tego polega na tworzeniu się związków pośrednich, w wyniku czego obserwuje się zmianę szybkości procesu.

Wniosek

Co minutę na świecie zachodzą różne interakcje chemiczne. Jak ustalić zależność szybkości reakcji od temperatury? Równanie Arrheniusa jest matematycznym wyjaśnieniem zależności pomiędzy stałą szybkości i temperaturą. Daje wyobrażenie o tych wartościach energii aktywacji, przy których możliwe jest zniszczenie lub osłabienie wiązań między atomami w cząsteczkach, rozkład cząstek na nowe substancje chemiczne.

Dzięki teorii kinetyki molekularnej można przewidzieć prawdopodobieństwo interakcji pomiędzy początkowymi składnikami i obliczyć szybkość procesu. Wśród czynników wpływających na szybkość reakcji szczególne znaczenie mają zmiany temperatury, procentowe stężenie substancji oddziałujących, powierzchnia styku, obecność katalizatora (inhibitora) oraz charakter oddziałujących składników.

Określenie szybkości reakcji chemicznej, a także wyjaśnienie jej zależności od warunków procesu, to zadanie kinetyki chemicznej - nauki o wzorcach reakcji chemicznych w czasie.

Jeżeli reakcje chemiczne zachodzą w ośrodku jednorodnym, np. w roztworze lub w fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagujących substancji zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywane są jednorodny.

(v homog) definiuje się jako zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkę objętości:

gdzie Δn jest zmianą liczby moli jednej substancji (najczęściej substancji pierwotnej, ale może to być również produkt reakcji); Δt - przedział czasu (s, min); V to objętość gazu lub roztworu (l).

Ponieważ stosunek ilości substancji do objętości oznacza stężenie molowe C, wówczas

Zatem szybkość reakcji jednorodnej definiuje się jako zmianę stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

jeśli głośność systemu nie ulegnie zmianie.

Jeżeli reakcja zachodzi pomiędzy substancjami w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są w stanie utworzyć jednorodnego ośrodka (np. pomiędzy niemieszającymi się cieczami), to zachodzi ona tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

Definiowana jako zmiana ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni.

gdzie S jest powierzchnią kontaktu substancji (m 2, cm 2).

Zmiana ilości substancji, od której zależy szybkość reakcji, jest czynnikiem zewnętrznym obserwowanym przez badacza. Tak naprawdę wszystkie procesy realizowane są na poziomie mikro. Oczywiście, aby niektóre cząstki mogły zareagować, muszą najpierw się zderzyć, i to zderzają się skutecznie: nie rozproszyć się jak kule w różnych kierunkach, ale w taki sposób, aby „stare wiązania” zostały zniszczone lub osłabione w cząstkach, a „nowe” mogły formę.”, a do tego cząstki muszą mieć wystarczającą energię.

Z obliczonych danych wynika, że np. w gazach zderzenia cząsteczek pod ciśnieniem atmosferycznym wynoszą miliardy na sekundę, czyli wszystkie reakcje powinny zachodzić natychmiast. Ale to nieprawda. Okazuje się, że tylko bardzo mała część cząsteczek posiada energię niezbędną do doprowadzenia do skutecznych zderzeń.

Minimalna nadwyżka energii, jaką musi posiadać cząstka (lub para cząstek), aby doszło do skutecznego zderzenia, nazywa się energia aktywacji Ech.

Zatem na drodze wszystkich cząstek wchodzących do reakcji znajduje się bariera energetyczna równa energii aktywacji E a. Kiedy jest mały, istnieje wiele cząstek, które mogą go pokonać, a szybkość reakcji jest wysoka. W przeciwnym razie wymagane jest „pchnięcie”. Przynosząc zapałkę, aby zapalić lampę alkoholową, przekazujesz dodatkową energię E a niezbędną do skutecznego zderzenia cząsteczek alkoholu z cząsteczkami tlenu (pokonania bariery).

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników. Do najważniejszych z nich należą: charakter i stężenie reagentów, ciśnienie (w reakcjach z udziałem gazów), temperatura, działanie katalizatorów oraz powierzchnia reagentów w przypadku reakcji heterogenicznych.

Temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury w większości przypadków szybkość reakcji chemicznej znacznie wzrasta. W 19-stym wieku Holenderski chemik J. X. van't Hoff sformułował regułę:

Wzrost temperatury o każde 10°C powoduje wzrost temperaturyszybkość reakcji 2-4 razy(wartość ta nazywana jest współczynnikiem temperaturowym reakcji).

Wraz ze wzrostem temperatury średnia prędkość cząsteczek, ich energia i liczba zderzeń nieznacznie wzrastają, ale gwałtownie wzrasta odsetek „aktywnych” cząsteczek biorących udział w skutecznych zderzeniach, które pokonują barierę energetyczną reakcji. Matematycznie zależność tę wyraża zależność:

gdzie v t 1 i v t 2 to odpowiednio szybkości reakcji w końcowej temperaturze t 2 i początkowej temperaturze t 1, a γ to współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta przy każdym wzroście o 10 °C w temperaturze.

Reakcje endotermiczne i egzotermiczne

Wiadomo, że reakcji metanu z tlenem atmosferycznym towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła. Dlatego jest używany w życiu codziennym do gotowania, podgrzewania wody i podgrzewania. Gaz ziemny dostarczany do domów rurami składa się w 98% z metanu. Reakcji tlenku wapnia (CaO) z wodą towarzyszy także wydzielenie dużej ilości ciepła.

O czym mogą świadczyć te fakty? Kiedy w produktach reakcji tworzą się nowe wiązania chemiczne, więcej energii niż jest potrzebna do rozerwania wiązań chemicznych w odczynnikach. Nadmiar energii jest uwalniany w postaci ciepła, a czasami światła.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energia (światło, ciepło));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energia (ciepło)).

Takie reakcje powinny zachodzić łatwo (jak kamień łatwo toczy się w dół).

Reakcje, w których uwalniana jest energia, nazywane są reakcjami EGZOTERMICZNY(od łacińskiego „exo” - na zewnątrz).

Na przykład wiele reakcji redoks ma charakter egzotermiczny. Jedną z tych pięknych reakcji jest wewnątrzcząsteczkowa redukcja utleniania zachodząca wewnątrz tej samej soli – dichromianu amonu (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).

Kolejna rzecz to reakcja. Są one analogiczne do wtaczania kamienia pod górę. Nadal nie udało się uzyskać metanu z CO 2 i wody, a uzyskanie wapna palonego CaO z wodorotlenku wapnia Ca(OH) 2 wymaga silnego ogrzewania. Reakcja ta zachodzi tylko przy stałym przepływie energii z zewnątrz:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energia (ciepło))

Sugeruje to, że rozerwanie wiązań chemicznych w Ca(OH) 2 wymaga więcej energii, niż może zostać uwolnione podczas tworzenia nowych wiązań chemicznych w cząsteczkach CaO i H 2 O.

Reakcje, w których absorbowana jest energia, nazywane są reakcjami ENDARMALNY(od „endo” - do wewnątrz).

Stężenie reagentów

Zmiana ciśnienia, gdy w reakcji biorą udział substancje gazowe, prowadzi również do zmiany stężenia tych substancji.

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

To prawo jest również nazywane prawo akcji masowej.

Dla reakcji A + B = D prawo to zostanie wyrażone w następujący sposób:

Dla reakcji 2A + B = D prawo to zostanie wyrażone w następujący sposób:

Tutaj C A, C B to stężenia substancji A i B (mol/l); k 1 i k 2 to współczynniki proporcjonalności, zwane stałymi szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji nie jest trudne do ustalenia - jest ona liczbowo równa szybkości reakcji, w której stężenia reagentów wynoszą 1 mol/l lub ich iloczyn jest równy jedności. W tym przypadku jasne jest, że stała szybkości reakcji zależy tylko od temperatury i nie zależy od stężenia substancji.

Prawo akcji masowej nie uwzględnia stężenia reagentów w stanie stałym, ponieważ reagują z powierzchniami, a ich stężenia są zwykle stałe.

Na przykład dla reakcji spalania węgla wyrażenie szybkości reakcji należy zapisać w następujący sposób:

tj. szybkość reakcji jest proporcjonalna tylko do stężenia tlenu.

Działanie katalizatorów

Można zwiększyć szybkość reakcji stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją energetycznie korzystniejszą drogą przy niższej energii aktywacji. Nazywa się je katalizatorami (od łacińskiego kataliza – zniszczenie).

Co prawda, korzystając z okrężnej trasy, nie można dotrzeć dokładnie tam, gdzie prowadzi główna przełęcz. Ale czasami jest to dokładnie to, czego potrzeba! Właśnie tak działają katalizatory zwane selektywnymi. Oczywiste jest, że nie ma potrzeby spalania amoniaku i azotu, ale tlenek azotu (II) wykorzystuje się do produkcji kwasu azotowego.

Katalizatory- są to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zmieniają jej prędkość lub kierunek, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione ilościowo i jakościowo.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się katalizą. Katalizatory znajdują szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu i transporcie (katalizatory przekształcające tlenki azotu ze spalin samochodowych w nieszkodliwy azot).

Istnieją dwa rodzaje katalizy.

Kataliza homogeniczna, w którym zarówno katalizator, jak i reagenty znajdują się w tym samym stanie skupienia (fazie).

Sam katalizator nie ulega zużyciu w wyniku reakcji, lecz jeśli na jego powierzchni zaadsorbowane zostaną inne substancje (nazywa się je truciznami katalitycznymi), wówczas powierzchnia staje się niesprawna i konieczna jest regeneracja katalizatora. Dlatego przed przeprowadzeniem reakcji katalitycznej materiały wyjściowe są dokładnie oczyszczane.

Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową stosuje się katalizator stały - tlenek wanadu (V) V 2 O 5:

Do produkcji metanolu wykorzystuje się stały katalizator „cynkowo-chromowy” (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Katalizatory biologiczne – enzymy – działają bardzo efektywnie. Z natury chemicznej są to białka. Dzięki nim w organizmach żywych w niskich temperaturach z dużą szybkością zachodzą złożone reakcje chemiczne.

Znane są inne ciekawe substancje - inhibitory (od łac. inhibere - opóźniać). Reagują z cząsteczkami aktywnymi z dużą szybkością, tworząc związki o niskiej aktywności. W rezultacie reakcja gwałtownie zwalnia, a następnie zatrzymuje się. Inhibitory są często specjalnie dodawane do różnych substancji, aby zapobiec niepożądanym procesom.

Na przykład roztwory nadtlenku wodoru stabilizuje się za pomocą inhibitorów.

Charakter reagujących substancji (ich skład, struktura)

Oznaczający energie aktywacji jest czynnikiem, poprzez który wpływa charakter reagujących substancji na szybkość reakcji.

Jeśli energia aktywacji jest niska (< 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.

Jeśli energia aktywacji jest wysoka(> 120 kJ/mol), oznacza to, że tylko niewielki ułamek zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Szybkość takiej reakcji jest zatem bardzo mała. Na przykład postęp reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwy do zauważenia.

Jeżeli energie aktywacji reakcji chemicznych mają wartości pośrednie (40120 kJ/mol), wówczas szybkości takich reakcji będą średnie. Takie reakcje obejmują oddziaływanie sodu z wodą lub alkoholem etylowym, odbarwianie wody bromowej z etylenem, oddziaływanie cynku z kwasem solnym itp.

Powierzchnia kontaktu substancji reagujących

Szybkość reakcji zachodzących na powierzchni substancji, czyli niejednorodnych, zależy, przy innych czynnikach, od właściwości tej powierzchni. Wiadomo, że sproszkowana kreda rozpuszcza się w kwasie solnym znacznie szybciej niż kawałek kredy o tej samej masie.

Wzrost szybkości reakcji wynika przede wszystkim z zwiększenie powierzchni kontaktu substancji wyjściowych, a także wiele innych przyczyn, na przykład naruszenie struktury „prawidłowej” sieci krystalicznej. Prowadzi to do tego, że cząstki na powierzchni powstałych mikrokryształów są znacznie bardziej reaktywne niż te same cząstki na „gładkiej” powierzchni.

W przemyśle do przeprowadzania reakcji heterogenicznych stosuje się „złoże fluidalne” w celu zwiększenia powierzchni kontaktu substancji reagujących, dostarczenia substancji wyjściowych i usunięcia produktów. Na przykład przy produkcji kwasu siarkowego piryty wypala się w „złożu fluidalnym”.

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności