Dzīvē mēs sastopamies ar dažādām ķīmiskām reakcijām. Daži no tiem, piemēram, dzelzs rūsēšana, var ilgt vairākus gadus. Citi, piemēram, cukura raudzēšana spirtā, aizņem vairākas nedēļas. Malka krāsnī sadeg pāris stundu laikā, bet benzīns motorā – sekundes daļā.

Lai samazinātu iekārtu izmaksas, ķīmiskās rūpnīcas palielina reakciju ātrumu. Un daži procesi, piemēram, bojājumi pārtikas produkti, metālu korozija - nepieciešams piebremzēt.

Ātrums ķīmiskā reakcija var izteikt kā vielas daudzuma (n, modulo) izmaiņas laika vienībā (t) - salīdziniet kustīga ķermeņa ātrumu fizikā kā koordinātu izmaiņas laika vienībā: υ = Δx/Δt. Lai ātrums nebūtu atkarīgs no trauka tilpuma, kurā notiek reakcija, izteiksmi sadalām ar reaģējošo vielu tilpumu (v), t.i., iegūstam vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā tilpuma vienībā, vai vienas vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā:

n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

kur c = n/v ir vielas koncentrācija,

Δ (lasīt “delta”) ir vispārpieņemts vērtības izmaiņu apzīmējums.

Ja vienādojumā vielām dažādas izredzes, reakcijas ātrums katram no tiem, kas aprēķināts, izmantojot šo formulu, būs atšķirīgs. Piemēram, 2 moli sēra dioksīda pilnībā reaģēja ar 1 molu skābekļa 10 sekundēs 1 litrā:

2SO2 + O2 = 2SO3

Skābekļa ātrums būs: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Sēra dioksīda ātrums: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- tas nav jāiegaumē un jāsaka eksāmena laikā, piemērs ir dots, lai neapjuktu, ja rodas šāds jautājums.

Neviendabīgo reakciju (ar cietām vielām) ātrumu bieži izsaka uz saskares virsmu laukuma vienību:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcijas sauc par neviendabīgām, ja reaģenti atrodas dažādās fāzēs:

• cieta viela ar citu cietu, šķidrumu vai gāzi,
• divi nesajaucami šķidrumi
• šķidrums ar gāzi.

Viendabīgas reakcijas notiek starp vielām vienā fāzē:

• starp labi sajauktiem šķidrumiem,
• gāzes,
• vielas šķīdumos.

Apstākļi, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu

1) Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu raksturs. Vienkārši sakot, dažādas vielas reaģē ar dažādu ātrumu. Piemēram, cinks spēcīgi reaģē ar sālsskābi, bet dzelzs reaģē diezgan lēni.

2) Jo lielāks reakcijas ātrums, jo ātrāk koncentrācija vielas. Cinks daudz ilgāk reaģēs ar ļoti atšķaidītu skābi.

3) Reakcijas ātrums ievērojami palielinās, palielinoties temperatūra. Piemēram, lai degviela sadegtu, ir nepieciešams to aizdedzināt, t.i., paaugstināt temperatūru. Daudzām reakcijām temperatūras paaugstināšanās par 10°C ir saistīta ar ātruma palielināšanos 2–4 reizes.

4) Ātrums neviendabīgs reakcijas palielinās, palielinoties reaģējošo vielu virsmas. Šim nolūkam cietās vielas parasti tiek samaltas. Piemēram, lai dzelzs un sēra pulveri karsējot reaģētu, dzelzs ir jābūt smalku zāģu skaidu formā.

Lūdzu, ņemiet vērā, ka iekš šajā gadījumā formula (1) ir netieša! Formula (2) izsaka ātrumu uz laukuma vienību, tāpēc tā nevar būt atkarīga no laukuma.

5) Reakcijas ātrums ir atkarīgs no katalizatoru vai inhibitoru klātbūtnes.

Katalizatori- vielas, kas paātrina ķīmiskās reakcijas, bet netiek patērētas. Piemērs ir ātra ūdeņraža peroksīda sadalīšanās, pievienojot katalizatoru - mangāna (IV) oksīdu:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Mangāna(IV) oksīds paliek apakšā, un to var izmantot atkārtoti.

Inhibitori- vielas, kas palēnina reakciju. Piemēram, korozijas inhibitori tiek pievienoti ūdens sildīšanas sistēmai, lai pagarinātu cauruļu un bateriju kalpošanas laiku. Automašīnās korozijas inhibitorus pievieno bremžu un dzesēšanas šķidrumam.

Vēl daži piemēri.

Darba mērķis:ķīmiskās reakcijas ātruma un tā atkarības izpēte dažādi faktori: reaģentu raksturs, koncentrācija, temperatūra.

Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos. Ķīmiskās reakcijas ātrums sauc par reaģenta koncentrācijas izmaiņām laika vienībā. Tas ir vienāds ar mijiedarbības notikumu skaitu laika vienībā uz tilpuma vienību reakcijai, kas notiek homogēnā sistēmā (viendabīgām reakcijām), vai uz saskarnes virsmas vienību reakcijām, kas notiek neviendabīgā sistēmā (neviendabīgām reakcijām).

Vidējais ātrums reakcijas v vid. laika intervālā no plkst t 1 uz t 2 nosaka attiecība:

Kur C 1 Un C 2– jebkura reakcijas dalībnieka molārā koncentrācija laika punktos t 1 Un t 2 attiecīgi.

Zīme “–” pirms daļskaitļa attiecas uz koncentrāciju izejmateriāli, Δ AR < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔAR > 0.

Galvenie ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmējošie faktori: reaģentu raksturs, to koncentrācija, spiediens (ja reakcijā ir iesaistītas gāzes), temperatūra, katalizators, saskarnes laukums neviendabīgām reakcijām.

Lielākā daļa ķīmisko reakciju ir sarežģīti procesi, kas notiek vairākos posmos, t.i. kas sastāv no vairākiem elementāriem procesiem. Elementāras jeb vienkāršas reakcijas ir reakcijas, kas notiek vienā solī.

Elementārām reakcijām reakcijas ātruma atkarību no koncentrācijas izsaka masas iedarbības likums.

Pastāvīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam, ko ņem pakāpēs, kas vienādas ar stehiometriskajiem koeficientiem.

Par reakciju iekšā vispārējs skats

a A + b B… → c C,

saskaņā ar masu darbības likumu v izteikts ar attiecību

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b,

Kur c(A) Un s(B)– reaģentu A un B molārās koncentrācijas;

UZ– šīs reakcijas ātruma konstante, vienāda ar v, Ja c(A)a=1 un c(B)b= 1, un atkarībā no reaģentu veida temperatūras, katalizatora un saskarnes laukuma neviendabīgām reakcijām.

Reakcijas ātruma izteiksmi kā koncentrācijas funkciju sauc par kinētisko vienādojumu.

Sarežģītu reakciju gadījumā masu iedarbības likums attiecas uz katru atsevišķu posmu.

Neviendabīgām reakcijām kinētiskais vienādojums ietver tikai gāzveida un izšķīdušo vielu koncentrācijas; jā, ogļu dedzināšanai

C (k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

ātruma vienādojumam ir forma

v = K∙s(O 2)

Daži vārdi par reakcijas molekularitāti un kinētisko kārtību.

Koncepcija "reakcijas molekularitāte" attiecas tikai uz vienkāršām reakcijām. Reakcijas molekularitāte raksturo elementārā mijiedarbībā iesaistīto daļiņu skaitu.

Ir mono-, bi- un trimolekulāras reakcijas, kurās piedalās attiecīgi viena, divas un trīs daļiņas. Trīs daļiņu sadursmes iespējamība vienlaikus ir maza. Vairāk nekā trīs daļiņu mijiedarbības elementārais process nav zināms. Elementāru reakciju piemēri:

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

H 2 + I 2 → 2HI (bimolekulāra)

2NO + Cl2 → 2NOCl (trimolekulāra)

Vienkāršu reakciju molekularitāte sakrīt ar reakcijas vispārējo kinētisko secību. Reakcijas secība nosaka ātruma atkarības no koncentrācijas raksturu.

Reakcijas vispārējā (kopējā) kinētiskā secība ir eksponentu summa reakcijas ātruma vienādojumā reaģentu koncentrācijās, kas noteikta eksperimentāli.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās vairuma ķīmisko reakciju ātrums. Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras aptuveni nosaka Van Hofa noteikums.

Ikreiz, kad temperatūra paaugstinās par 10 grādiem, vairuma reakciju ātrums palielinās 2–4 reizes.

kur un ir reakcijas ātrums, attiecīgi, temperatūrā t 2 Un t 1 (t 2 > t 1);

γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, tas ir skaitlis, kas parāda, cik reižu ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās, temperatūrai paaugstinoties par 10 0.

Izmantojot Van Hofa likumu, ir iespējams tikai aptuveni novērtēt temperatūras ietekmi uz reakcijas ātrumu. Precīzāks temperatūras reakcijas ātruma atkarības apraksts ir iespējams Arrēnija aktivizācijas teorijas ietvaros.

Viena no ķīmiskās reakcijas paātrināšanas metodēm ir katalīze, ko veic, izmantojot vielas (katalizatorus).

Katalizatori- tās ir vielas, kas maina ķīmiskās reakcijas ātrumu, atkārtoti piedaloties starpposma ķīmiskajā mijiedarbībā ar reakcijas reaģentiem, bet pēc katra starpposma mijiedarbības cikla atjauno savu ķīmisko sastāvu.

Katalizatora darbības mehānisms tiek samazināts līdz reakcijas aktivācijas enerģijas samazinājumam, t.i. samazinot starpību starp aktīvo molekulu (aktīvā kompleksa) vidējo enerģiju un izejvielu molekulu vidējo enerģiju. Ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās.

Ķīmisko pārvērtību mehānismus un to ātrumus pēta ķīmiskā kinētika. Ķīmiskie procesi laika gaitā notiek dažādos ātrumos. Daži no tiem notiek ātri, gandrīz uzreiz, savukārt citi notiek ļoti ilgi.

Reakcijas ātrums- ātrums, kādā tiek patērēti reaģenti (to koncentrācija samazinās) vai veidojas reakcijas produkti uz tilpuma vienību.

Faktori, kas var ietekmēt ķīmiskās reakcijas ātrumu

Ķīmiskās reakcijas ātrumu var ietekmēt šādi faktori:

• vielu koncentrācija;
• reaģentu raksturs;
• temperatūra;
• katalizatora klātbūtne;
• spiediens (reakcijām gāzes vidē).

Tādējādi, mainot noteiktus ķīmiskā procesa nosacījumus, jūs varat ietekmēt procesa norises ātrumu.

Ķīmiskās mijiedarbības procesā reaģējošo vielu daļiņas saduras viena ar otru. Šādu sakritību skaits ir proporcionāls vielu daļiņu skaitam reaģējošā maisījuma tilpumā un līdz ar to proporcionāls reaģentu molārajām koncentrācijām.

Masu darbības likums apraksta reakcijas ātruma atkarību no mijiedarbībā esošo vielu molārās koncentrācijas.

Elementārai reakcijai (A + B → ...) šo likumu izsaka ar formulu:

υ = k ∙С A ∙С B,

kur k ir ātruma konstante; CA un C B ir reaģentu A un B molārās koncentrācijas.

Ja viena no reaģējošām vielām ir cietā stāvoklī, tad mijiedarbība notiek saskarnē, tāpēc cietās vielas koncentrācija nav iekļauta masas iedarbības kinētiskā likuma vienādojumā. Lai saprastu ātruma konstantes fizisko nozīmi, jāņem C, A un C B vienāds ar 1. Tad kļūst skaidrs, ka ātruma konstante ir vienāda ar reakcijas ātrumu pie reaģenta koncentrācijām, kas vienādas ar vienību.

Reaģentu raksturs

Tā kā mijiedarbības procesā tie tiek iznīcināti ķīmiskās saites veidojas reaģenti un jaunas reakcijas produktu saites, tad lielu lomu spēlēs savienojumu reakcijā iesaistīto saišu raksturs un reaģējošo vielu molekulu struktūra.

Reaģentu saskares virsmas laukums

Tāda īpašība kā cieto reaģentu saskares virsmas laukums ietekmē reakcijas gaitu, dažreiz diezgan būtiski. Cietas vielas slīpēšana ļauj palielināt reaģentu saskares virsmu un tādējādi paātrināt procesu. Šķīstošo vielu saskares laukumu viegli palielināt, vielu izšķīdinot.

Reakcijas temperatūra

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās sadursmju daļiņu enerģija ķīmiskais process paātrinās. Par skaidru piemēru tam, kā temperatūras paaugstināšanās ietekmē vielu mijiedarbības procesu, var uzskatīt tabulā sniegtos datus.

1. tabula. Temperatūras izmaiņu ietekme uz ūdens veidošanās ātrumu (O 2 +2H 2 → 2H 2 O)

Lai kvantitatīvi aprakstītu, kā temperatūra var ietekmēt vielu mijiedarbības ātrumu, tiek izmantots Van Hofa noteikums. Van't Hoff noteikums ir tāds, ka, temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem, notiek paātrinājums 2-4 reizes.

Matemātiskā formula, kas apraksta van't Hoff likumu, ir šāda:

Kur γ ir ķīmiskās reakcijas ātruma temperatūras koeficients (γ = 2−4).

Bet Arrēnija vienādojums daudz precīzāk apraksta ātruma konstantes atkarību no temperatūras:

Kur R ir universālā gāzes konstante, A ir faktors, ko nosaka reakcijas veids, E, A ir aktivācijas enerģija.

Aktivizācijas enerģija ir enerģija, kas molekulai jāiegūst, lai notiktu ķīmiska transformācija. Tas ir, tas ir sava veida enerģijas barjera, kas būs jāpārvar molekulām, kas saduras reakcijas tilpumā, lai pārdalītu saites.

Aktivizācijas enerģija nav atkarīga no ārējie faktori, bet ir atkarīgs no vielas veida. Aktivizācijas enerģijas vērtība līdz 40 - 50 kJ/mol ļauj vielām diezgan aktīvi reaģēt savā starpā. Ja aktivizācijas enerģija pārsniedz 120 kJ/mol, tad vielas (parastā temperatūrā) reaģēs ļoti lēni. Temperatūras izmaiņas izraisa aktīvo molekulu skaita izmaiņas, tas ir, molekulas, kuras ir sasniegušas enerģiju, kas ir lielāka par aktivācijas enerģiju, un tāpēc spēj ķīmiski pārveidoties.

Katalizatora darbība

Katalizators ir viela, kas var paātrināt procesu, bet neietilpst tā produktos. Katalīzi (ķīmiskās pārvērtības paātrināšanu) iedala viendabīgā un neviendabīgā. Ja reaģenti un katalizators atrodas vienā agregācijas stāvokļi, tad katalīzi sauc par viendabīgu, ja atšķiras, tad par neviendabīgu. Katalizatoru darbības mehānismi ir dažādi un diezgan sarežģīti. Turklāt ir vērts atzīmēt, ka katalizatoriem ir raksturīga darbības selektivitāte. Tas ir, tas pats katalizators, paātrinot vienu reakciju, var nemainīt citas reakcijas ātrumu.

Spiediens

Ja transformācijā ir iesaistītas gāzveida vielas, procesa ātrumu ietekmēs spiediena izmaiņas sistēmā . Tas notiek tāpēc, ka gāzveida reaģentiem spiediena izmaiņas izraisa koncentrācijas izmaiņas.

Ķīmiskās reakcijas ātruma eksperimentāla noteikšana

Ķīmiskās transformācijas ātrumu var noteikt eksperimentāli, iegūstot datus par to, kā laika vienībā mainās reakcijā nonākušo vielu vai produktu koncentrācija. Metodes šādu datu iegūšanai ir sadalītas

• ķīmiska,
• fizikāli ķīmiskais.

Ķīmiskās metodes ir diezgan vienkāršas, pieejamas un precīzas. Ar to palīdzību ātrumu nosaka, tieši mērot reaģentu vai produktu vielas koncentrāciju vai daudzumu. Lēnas reakcijas gadījumā tiek ņemti paraugi, lai uzraudzītu, kā reaģents tiek patērēts. Pēc tam nosaka reaģenta saturu paraugā. Regulāros intervālos ņemot paraugus, iespējams iegūt datus par vielas daudzuma izmaiņām mijiedarbības procesā. Visbiežāk izmantotie analīzes veidi ir titrimetrija un gravimetrija.

Ja reakcija norit ātri, tā ir jāpārtrauc, lai paņemtu paraugu. To var izdarīt, izmantojot dzesēšanu, pēkšņa katalizatora noņemšana, ir iespējams arī atšķaidīt vai pārnest kādu no reaģentiem nereaģējošā stāvoklī.

Fizikāli ķīmiskās analīzes metodes mūsdienu eksperimentālajā kinētikā tiek izmantotas biežāk nekā ķīmiskās. Ar to palīdzību jūs varat novērot vielu koncentrāciju izmaiņas reāllaikā. Šajā gadījumā nav nepieciešams pārtraukt reakciju un ņemt paraugus.

Fizikāli ķīmiskās metodes ir balstītas uz mērījumiem fizikālās īpašības, atkarībā no noteikta savienojuma kvantitatīvā satura sistēmā un mainās laika gaitā. Piemēram, ja reakcijā ir iesaistītas gāzes, tad šāda īpašība var būt spiediens. Tiek mērīta arī vielu elektrovadītspēja, laušanas koeficients un absorbcijas spektri.

Tāpat kā visi procesi, ķīmiskās reakcijas notiek laika gaitā, un tāpēc tām ir raksturīgs tāds vai cits ātrums.

Ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un to rašanās mehānismu, sauca ķīmiskā kinētika. Ķīmiskā kinētika darbojas ar jēdzieniem “fāze” un “sistēma”. Fāze – tā ir sistēmas daļa, kas no pārējām daļām atdalīta ar saskarni.

Sistēmas var būt viendabīgas vai neviendabīgas. Homogēnas sistēmas sastāv no vienfāze. Piemēram, gaiss vai jebkurš gāzu maisījums, sāls šķīdums. Heterogēnas sistēmas sastāv no divas vai vairākas fāzes. Piemēram, šķidrs ūdens – ledus – tvaiki, sāls šķīdums + nogulsnes.

Reakcijas, kas notiek viendabīgā sistēmā, tiek saukti viendabīgs. Piemēram, N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH3 (g). Tie plūst visā. Reakcijas, kas notiek neviendabīgā sistēmā, tiek saukti neviendabīgs. Piemēram, C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Tie plūst fāzes saskarnē.

Ķīmiskās reakcijas ātrums noteikts vielas daudzums, kas reaģē vai veidojas reakcijas laikā laika vienībā uz tilpuma vienību(viendabīgai reakcijai) vai katrai vienības saskarnei(neviendabīgai sistēmai).

Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu īpašībām, to koncentrācijas, temperatūras un katalizatoru klātbūtnes.

1. Reaģējošo vielu īpašības.

Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās, ir vajadzīgas lielas enerģijas; šādas molekulas ir nedaudz reaģējošas. Saišu pārraušanai ļoti polārās molekulās (HCl, H 2 O) ir nepieciešams mazāk enerģijas, un reakcijas ātrums ir daudz lielāks. Reakcijas starp joniem elektrolītu šķīdumos notiek gandrīz acumirklī.

2. Koncentrēšanās.

Palielinoties koncentrācijai, biežāk notiek reaģējošo vielu molekulu sadursmes - palielinās reakcijas ātrums.

Izteikta ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas masu darbības likums (LMA): nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Kopumā par viendabīgs reakcijas

nA (g) + mB (g) = pAB (g)

reakcijas ātruma atkarību izsaka ar vienādojumu:

kur CA un C B ir reaģentu koncentrācijas, mol/l; k ir reakcijas ātruma konstante. Konkrētai reakcijai 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) ZDM matemātiskā izteiksme ir:

υ = k∙∙

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīga no reaģentu īpašībām, temperatūras un katalizatora, bet nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas. Ātruma konstantes fizikālā nozīme ir tāda, ka tā ir vienāda ar reakcijas ātrumu reaģentu koncentrācijās.

Par neviendabīgs reakcijas (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), reakcijas ātrums ir atkarīgs tikai no gāzu vai izšķīdušo vielu koncentrācijas, un cietās fāzes koncentrācija nav iekļauta EDM matemātiskajā izteiksmē:

nA (k) + mB (g) = pAB (g)

Piemēram, oglekļa sadegšanas ātrums skābeklī ir proporcionāls tikai skābekļa koncentrācijai:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k)

3. Temperatūra.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās molekulu kustības ātrums, kas savukārt noved pie sadursmju skaita palielināšanās starp tām. Lai reakcija notiktu, sadursmes molekulām ir jābūt noteiktai enerģijas pārpalikumam. Enerģijas pārpalikums, kam jābūt molekulām pirms to sadursmes, var izraisīt jaunas vielas veidošanos, zvanīja aktivizācijas enerģija. Aktivizācijas enerģija ( E a) ir izteikti kJ/mol. Tā vērtība ir atkarīga no reaģējošo vielu rakstura, t.i. Katrai reakcijai ir sava aktivizācijas enerģija. Molekulas ar aktivācijas enerģiju, zvanīja aktīvs. Temperatūras paaugstināšana palielina aktīvo molekulu skaitu un tādējādi palielina ķīmiskās reakcijas ātrumu.

Izteikta ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums: par katru 10 °C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

kur υ 2 un υ 1 ir reakcijas ātrums temperatūrās t 2 un t 1,

γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes reakcijas ātrums palielinās, temperatūrai paaugstinoties par 10 0 C.

4. Reaģējošo vielu saskares virsma.

Neviendabīgām sistēmām, nekā vairāk virsmas kontakts, jo ātrāk notiek reakcija. Cieto vielu virsmas laukumu var palielināt, tās samaļot, bet šķīstošām vielām tās izšķīdinot.

5. Katalizatori.

Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, paliekot nemainīgas reakcijas beigās, tiek saukti katalizatori. Reakcijas ātruma izmaiņas katalizatoru ietekmē sauc katalīze. Ir katalīze viendabīgs Un neviendabīgs.

UZ viendabīgs Tie ietver procesus, kuros katalizators ir tādā pašā agregācijas stāvoklī kā reaģenti.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g)

Viendabīga katalizatora darbība ir veidot vairāk vai mazāk spēcīgus starpproduktu aktīvus savienojumus, no kuriem tas pēc tam tiek pilnībā reģenerēts.

UZ neviendabīgs Katalīze attiecas uz procesiem, kuros katalizators un reaģenti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos, un reakcija notiek uz katalizatora virsmas.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Neviendabīgu katalizatoru darbības mehānisms ir sarežģītāks nekā viendabīgo. Nozīmīga loma šajos procesos ir gāzveida un šķidru vielu absorbcijas parādībām uz cietas vielas virsmas - adsorbcijas fenomenam. Adsorbcijas rezultātā palielinās reaģentu koncentrācija, palielinās to ķīmiskā aktivitāte, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos.

Fizikālā ķīmija: lekciju konspekti Berezovčuks A V

2. Ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmējošie faktori

Viendabīgām, neviendabīgām reakcijām:

1) reaģējošo vielu koncentrācija;

2) temperatūra;

3) katalizators;

4) inhibitors.

Tikai neviendabīgiem:

1) reaģējošo vielu padeves ātrums fāzes saskarnei;

2) virsmas laukums.

Galvenais faktors ir reaģentu raksturs - saišu raksturs starp atomiem reaģentu molekulās.

NO 2 – slāpekļa oksīds (IV) – lapsas aste, CO – oglekļa monoksīds, oglekļa monoksīds.

Ja tie tiek oksidēti ar skābekli, tad pirmajā gadījumā reakcija notiks uzreiz, tiklīdz atverat trauka vāciņu, otrajā gadījumā reakcija tiek pagarināta laika gaitā.

Reaģentu koncentrācija tiks aplūkota turpmāk.

Zilā opalescence norāda sēra nokrišņu brīdi, jo lielāka koncentrācija, jo lielāks ātrums.

Rīsi. 10

Jo augstāka ir Na 2 S 2 O 3 koncentrācija, jo mazāk laika notiek reakcija. Grafikā (10. att.) redzama tieši proporcionāla sakarība. Reakcijas ātruma kvantitatīvo atkarību no reaģējošo vielu koncentrācijas izsaka LMA (masas iedarbības likums), kas nosaka: ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Tātad, kinētikas pamatlikums ir eksperimentāli noteikts likums: reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģentu koncentrācijai, piemēram: (t.i. reakcijai)

Šai reakcijai H 2 + J 2 = 2HJ – ātrumu var izteikt kā jebkuras vielas koncentrācijas izmaiņas. Ja reakcija norit no kreisās puses uz labo, tad H 2 un J 2 koncentrācija samazināsies, un HJ koncentrācija palielināsies reakcijai progresējot. Momentāna reakcijas ātrumam mēs varam uzrakstīt izteiksmi:

kvadrātiekavas norāda uz koncentrēšanos.

Fiziskā nozīme k– molekulas atrodas nepārtrauktā kustībā, saduras, izlido un atsitas pret trauka sienām. Lai ķīmiskā reakcija veidotos HJ, H2 un J2 molekulām jāsaduras. Šādu sadursmju skaits būs lielāks, jo vairāk H 2 un J 2 molekulu ir tilpumā, t.i., jo lielākas ir vērtības [H 2 ] un . Bet molekulas pārvietojas ar dažādu ātrumu, un abu sadursmju molekulu kopējā kinētiskā enerģija būs atšķirīga. Ja ātrākās molekulas H 2 un J 2 saduras, to enerģija var būt tik liela, ka molekulas sadalās joda un ūdeņraža atomos, kas izlido un pēc tam mijiedarbojas ar citām molekulām H 2 + J 2 ? 2H+2J, pēc tam H+J 2 ? HJ + J. Ja sadursmes molekulu enerģija ir mazāka, bet pietiekami liela, lai vājinātu H – H un J – J saites, notiks jodūdeņraža veidošanās reakcija:

Lielākajai daļai sadursmju molekulu enerģija ir mazāka par to, kas nepieciešama, lai vājinātu saites H2 un J2. Šādas molekulas “klusi” sadursies un arī “klusi” izkliedēsies, paliekot tādas, kādas tās bija, H2 un J2. Tādējādi ne visas, bet tikai daļa sadursmju izraisa ķīmisku reakciju. Proporcionalitātes koeficients (k) parāda efektīvo sadursmju skaitu, kas izraisa sadursmes reakciju koncentrācijās [H 2 ] = 1 mol. Lielums k–konst ātrums. Kā ātrums var būt nemainīgs? Jā, vienmērīgs ātrums taisnvirziena kustība sauc par konstanti vektora daudzums, vienāds ar attiecībuķermeņa kustība jebkurā laika periodā līdz šī intervāla vērtībai. Bet molekulas kustas haotiski, tad kā var būt nemainīgs ātrums? Bet nemainīgs ātrums var veikt tikai nemainīgā temperatūrā. Palielinoties temperatūrai, palielinās to ātro molekulu īpatsvars, kuru sadursmes izraisa reakciju, t.i., palielinās ātruma konstante. Bet ātruma konstantes pieaugums nav neierobežots. Noteiktā temperatūrā molekulu enerģija kļūs tik liela, ka gandrīz visas reaģentu sadursmes būs efektīvas. Kad divas ātras molekulas saduras, notiks apgriezta reakcija.

Pienāks brīdis, kad 2HJ veidošanās no H 2 un J 2 un sadalīšanās ātrumi būs vienādi, bet tas jau ir ķīmiskais līdzsvars. Reakcijas ātruma atkarību no reaģentu koncentrācijas var izsekot, izmantojot tradicionālo nātrija tiosulfāta šķīduma mijiedarbības reakciju ar sērskābes šķīdumu.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 = S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reakcija (1) notiek gandrīz acumirklī. Reakcijas ātrums (2) nemainīgā temperatūrā ir atkarīgs no reaģenta H 2 S 2 O 3 koncentrācijas. Tieši šādu reakciju mēs novērojām – šajā gadījumā ātrumu mēra ar laiku no šķīdumu saplūšanas sākuma līdz opalescences parādīšanās brīdim. Rakstā L. M. Kuzņecova Aprakstīta nātrija tiosulfāta reakcija ar sālsskābi. Viņa raksta, ka, nosusinot šķīdumus, rodas opalescence (duļķainība). Taču šis L.M.Kuzņecovas apgalvojums ir kļūdains, jo opalescence un duļķainība ir divas dažādas lietas. Opalescence (no opāls un latīņu escentia– piedēklis, kas nozīmē vāju efektu) – gaismas izkliede ar duļķainiem līdzekļiem to optiskās neviendabības dēļ. Gaismas izkliede– gaismas staru, kas izplatās vidē visos virzienos, novirze no sākotnējā virziena. Koloidālās daļiņas spēj izkliedēt gaismu (Tyndall-Faraday efekts) - tas izskaidro opalescenci, nelielu koloidālā šķīduma duļķainību. Veicot šo eksperimentu, jāņem vērā zilā opalescence un pēc tam sēra koloidālās suspensijas koagulācija. Tas pats suspensijas blīvums tiek atzīmēts ar redzamu jebkura raksta (piemēram, režģa krūzes apakšā) pazušanu, kas novērota no augšas caur šķīduma slāni. Laiks tiek skaitīts ar hronometru no iztukšošanas brīža.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O un H 2 SO 4 šķīdumi.

Pirmo sagatavo, izšķīdinot 7,5 g sāls 100 ml H 2 O, kas atbilst 0,3 M koncentrācijai. Lai pagatavotu tādas pašas koncentrācijas H 2 SO 4 šķīdumu, jums jāizmēra 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 un izšķīdina to 120 ml H 2 O. Sagatavoto Na 2 S 2 O 3 šķīdumu ielej trīs glāzēs: 60 ml pirmajā, 30 ml otrajā, 10 ml trešajā. Otrajai glāzei pievieno 30 ml destilēta H 2 O un trešajai glāzei 50 ml. Tādējādi visās trijās glāzēs būs 60 ml šķidruma, bet pirmajā sāls koncentrācija nosacīti = 1, otrajā – ½, bet trešajā – 1/6. Pēc šķīdumu pagatavošanas pirmajā glāzē ar sāls šķīdumu ielej 60 ml H 2 SO 4 šķīduma un ieslēdz hronometru utt. Ņemot vērā, ka reakcijas ātrums samazinās, atšķaidot Na 2 S 2 O 3 šķīdumu, to var noteikt kā lielumu, kas ir apgriezti proporcionāls laikam v = 1/? un izveidojiet grafiku, attēlojot koncentrāciju uz abscisu ass un reakcijas ātrumu uz ordinātu ass. No tā izriet, ka reakcijas ātrums ir atkarīgs no vielu koncentrācijas. Iegūtie dati ir norādīti 3. tabulā. Šo eksperimentu var veikt, izmantojot biretes, bet tas prasa lielu praksi no izpildītāja, jo grafiks var būt nepareizs.

3. tabula

Ātrums un reakcijas laiks

Tiek apstiprināts Guldberga-Vāges likums - ķīmijas profesors Guldergs un jaunais zinātnieks Vāge).

Apsvērsim nākamo faktoru – temperatūru.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās vairuma ķīmisko reakciju ātrums. Šo atkarību apraksta Van Hofa noteikums: "Katru 10 °C temperatūras paaugstināšanās gadījumā ķīmisko reakciju ātrums palielinās 2 līdz 4 reizes."

Kur ? – temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes palielinās reakcijas ātrums, temperatūrai paaugstinoties par 10 °C;

v 1 – reakcijas ātrums temperatūrā t 1;

2. versija — reakcijas ātrums temperatūrā t2.

Piemēram, reakcija 50 °C temperatūrā ilgst divas minūtes, cik ilgs laiks būs nepieciešams, lai process pabeigtos 70 °C temperatūrā, ja temperatūras koeficients ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Pat neliela temperatūras paaugstināšanās izraisa straujš pieaugums molekulu aktīvo sadursmju reakcijas ātrums. Saskaņā ar aktivizācijas teoriju procesā piedalās tikai tās molekulas, kuru enerģija ir par noteiktu daudzumu lielāka par molekulu vidējo enerģiju. Šī liekā enerģija ir aktivizācijas enerģija. Tās fiziskā nozīme ir enerģija, kas nepieciešama aktīvai molekulu sadursmei (orbitāļu pārkārtošanai). Aktīvo daļiņu skaits un līdz ar to arī reakcijas ātrums palielinās līdz ar temperatūru saskaņā ar eksponenciālu likumu, saskaņā ar Arrēnija vienādojumu, kas atspoguļo ātruma konstantes atkarību no temperatūras

Kur A - Arrēnija proporcionalitātes koeficients;

k– Bolcmaņa konstante;

E A – aktivizācijas enerģija;

R – gāzes konstante;

T- temperatūra.

Katalizators ir viela, kas paātrina reakcijas ātrumu, to nepatērējot.

Katalīze– reakcijas ātruma maiņas fenomens katalizatora klātbūtnē. Ir homogēna un neviendabīga katalīze. Homogēns– ja reaģenti un katalizators ir vienā agregācijas stāvoklī. Heterogēns– ja reaģenti un katalizators ir dažādos agregācijas stāvokļos. Par katalīzi skatīt atsevišķi (turpmāk).

Inhibitors– viela, kas palēnina reakcijas ātrumu.

Nākamais faktors ir virsmas laukums. Jo lielāks ir reaģenta virsmas laukums, lielāks ātrums. Apskatīsim piemēru dispersijas pakāpes ietekmei uz reakcijas ātrumu.

CaCO 3 – marmors. Mēs nolaidīsim flīžu marmoru sālsskābe HCl, pagaidiet piecas minūtes, tas pilnībā izšķīst.

Pulverveida marmors - mēs ar to izdarīsim to pašu procedūru, tas izšķīdīs trīsdesmit sekundēs.

Abu procesu vienādojums ir vienāds.

CaCO 3 (ciets) + HCl (g) = CaCl 2 (ciets) + H 2 O (šķidrums) + CO 2 (g) ?.

Tātad, pievienojot pulverveida marmoru, laiks ir mazāks nekā pievienojot plātņu marmoru, tai pašai masai.

Palielinoties saskarnes virsmai, palielinās neviendabīgo reakciju ātrums.

No grāmatas Fizikālā ķīmija: lekciju piezīmes autors Berezovčuks A.V

2. Ķīmiskās reakcijas izotermas vienādojums Ja reakcija norit atgriezeniski, tad ja reakcija norit neatgriezeniski, tad? 0 un izmaiņas var aprēķināt?G. Kur? – reakcijas diapazons – vērtība, kas parāda, cik molu mainījās reakcijas laikā. I sp – raksturo

No grāmatas Jaunākā grāmata faktus. 3. sējums [Fizika, ķīmija un tehnoloģijas. Vēsture un arheoloģija. Dažādi] autors Kondrašovs Anatolijs Pavlovičs

3. Izohoru vienādojumi, ķīmiskās reakcijas izobāri K atkarība no temperatūras Izobāra vienādojums: Izohoru vienādojums: Tos izmanto, lai spriestu par plūsmas virzienu

No grāmatas Neitrīno – atoma spokainā daļiņa autors Īzaks Asimovs

1. Ķīmiskās kinētikas jēdziens Kinētika ir zinātne par ķīmisko reakciju ātrumu Ķīmiskās reakcijas ātrums ir elementāru ķīmiskās mijiedarbības aktu skaits, kas notiek laika vienībā tilpuma vienībā (viendabīgā) vai virsmas vienībā.

No grāmatas Kodolenerģija militāriem mērķiem autors Smits Henrijs Dvilfs

8. Ūdeņraža pārspriegumu ietekmējošie faktori. Skābekļa pārspriegums Faktori, kas ietekmē ?H2:1) ?strāvu (strāvas blīvumu). Atkarību no strāvas blīvuma raksturo Tafela vienādojums 2) katoda materiāla raksturs pieaugošā secībā?, ?

No grāmatas Fizikas vēstures kurss autors Stepanovičs Kudrjavcevs Pāvels

No grāmatas Kas ir relativitātes teorija autors Landau Ļevs Davidovičs

Kodolreakcijas un elektriskais lādiņš Kad 90. gados fiziķi sāka skaidrāk izprast atoma struktūru, viņi atklāja, ka vismaz dažas tā daļas satur elektrisko lādiņu. Piemēram, elektroni, kas aizpilda atoma ārējos reģionus

No grāmatas Fizika katrā solī autors Perelmans Jakovs Isidorovičs

KODOLREAKCIJAS KODOLOBMBARDĒŠANAS METODES1.40. Kokrofts un Voltons ieguva protonus ar pietiekamu daudzumu lieliska enerģija ar ūdeņraža gāzes jonizāciju un sekojošu jonu paātrināšanu ar augstsprieguma iekārtu ar transformatoru un taisngriezi. Līdzīga metode var būt

No grāmatas Padomju fizikas 50 gadi autors Leškovcevs Vladimirs Aleksejevičs

ĶĒDES REAKCIJAS PROBLĒMA 2.3. Darbības princips atombumbas vai spēkstacija, kas izmanto urāna skaldīšanu, ir diezgan vienkārša. Ja viens neitrons izraisa skaldīšanu, kā rezultātā izdalās vairāki jauni neitroni, tad skaldīšanas skaits var notikt ārkārtīgi ātri

No grāmatas The King's New Mind [Par datoriem, domāšanu un fizikas likumiem] autors Penrose Rodžers

REAKCIJAS PRODUKTI UN ATdalīšanas PROBLĒMA 8.16. Hanfordas rūpnīcā plutonija ražošanas process ir sadalīts divās galvenajās daļās: tā faktiski tiek ražota katlā un atdalīta no urāna blokiem, kuros tas veidojas. Pāriesim pie procesa otrās daļas.

No grāmatas Kam uzkrita ābols autors Keselmanis Vladimirs Samuilovičs

FAKTORI, KAS IETEKMĒ IZOTOPU ATdalīšanu 9.2. Pēc definīcijas elementa izotopi atšķiras pēc to masas, bet ne ķīmiskās īpašības. Precīzāk, lai gan izotopu kodolu masas un struktūra ir atšķirīga, kodolu lādiņi ir vienādi un līdz ar to arī ārējie elektronu apvalki

No autora grāmatas

Kodola skaldīšanas ķēdes reakcijas īstenošana Tagad ar visu spēku ir radies jautājums par skaldīšanas ķēdes reakciju un iespēju iegūt destruktīvu sprādzienbīstamu skaldīšanas enerģiju. Šis jautājums nāvējoši savijas ar pasaules karu, ko 1. septembrī uzsāka nacistiskā Vācija

No autora grāmatas

Un ātrums ir relatīvs! No kustības relativitātes principa izriet, ka runāt par taisnu un vienmērīgu ķermeņa kustību ar noteiktu ātrumu, nenorādot, pret kuru no atpūtas laboratorijām mēra ātrumu, ir tikpat maz jēgas kā teikt.

No autora grāmatas

Skaņas ātrums Vai esat kādreiz skatījies, kā malkas cirtējs nocērt koku no attāluma? Vai varbūt esi vērojis, kā tālumā strādā galdnieks, kaldams naglas? Jūs, iespējams, pamanījāt ļoti dīvainu lietu: sitiens nenotiek, kad cirvis ietriecas kokā vai

No autora grāmatas

KONTROLĒTAS TERMONUKLĀRĀS REAKCIJAS Sprādzienu laikā notiek nekontrolētas kodoltermiskās reakcijas ūdeņraža bumbas. Tie noved pie milzīga daudzuma kodolenerģijas izplūdes, ko pavada ārkārtīgi postošs sprādziens. Tagad zinātnieku uzdevums ir atrast veidus

No autora grāmatas

No autora grāmatas

Sadalīšanās reakcijas labirintos 1938. gadā vācu zinātnieki Otto Hāns un Frics Strasmans (1902–1980) veica pārsteidzošu atklājumu. Viņi atklāja, ka, bombardējot urānu ar neitroniem, dažkārt rodas kodoli, kas bija apmēram divas reizes vieglāki nekā sākotnējais urāna kodols. Tālāk