W życiu spotykamy się z różnymi reakcjami chemicznymi. Niektóre z nich, jak rdza żelaza, mogą trwać kilka lat. Inne, takie jak fermentacja cukru na alkohol, trwają kilka tygodni. Drewno opałowe w piecu pali się w ciągu kilku godzin, a benzyna w silniku w ułamku sekundy.

Aby obniżyć koszty sprzętu, zakłady chemiczne zwiększają szybkość reakcji. A niektóre procesy, na przykład, powodują uszkodzenia produkty spożywcze, korozja metali - należy spowolnić.

Prędkość reakcja chemiczna można wyrazić jako zmiana ilości materii (n, modulo) na jednostkę czasu (t) - porównaj prędkość poruszającego się ciała w fizyce jako zmianę współrzędnych na jednostkę czasu: υ = Δx/Δt. Aby prędkość nie zależała od objętości naczynia, w którym zachodzi reakcja, dzielimy wyrażenie przez objętość reagujących substancji (v), tj. otrzymujemy zmiana ilości substancji na jednostkę czasu na jednostkę objętości, lub zmiana stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

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

gdzie c = n / v to stężenie substancji,

Δ (czytaj „delta”) jest ogólnie przyjętym oznaczeniem zmiany wartości.

Jeśli w równaniu dla substancji różne szanse, szybkość reakcji dla każdego z nich obliczona za pomocą tego wzoru będzie inna. Na przykład 2 mole dwutlenku siarki przereagowały całkowicie z 1 molem tlenu w ciągu 10 sekund w 1 litrze:

2SO2 + O2 = 2SO3

Ilość tlenu będzie wynosić: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Prędkość dla dwutlenku siarki: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- nie trzeba tego zapamiętywać i mówić podczas egzaminu, przykład podano, aby nie pomylić się, jeśli pojawi się to pytanie.

Szybkość reakcji heterogenicznych (z udziałem ciał stałych) często wyraża się na jednostkę powierzchni stykających się powierzchni:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcje nazywamy heterogenicznymi, gdy reagenty znajdują się w różnych fazach:

• ciało stałe z innym ciałem stałym, cieczą lub gazem,
• dwie niemieszające się ciecze
• ciecz z gazem.

Reakcje jednorodne zachodzą pomiędzy substancjami w jednej fazie:

• pomiędzy dobrze wymieszanymi płynami,
• gazy,
• substancje w roztworach.

Warunki wpływające na szybkość reakcji chemicznych

1) Szybkość reakcji zależy od charakter reagentów. Mówiąc najprościej, różne substancje reagować z różną szybkością. Na przykład cynk reaguje gwałtownie z kwasem solnym, podczas gdy żelazo reaguje raczej powoli.

2) Im większa szybkość reakcji, tym szybciej stężenie substancje. Cynk będzie reagował znacznie dłużej z silnie rozcieńczonym kwasem.

3) Szybkość reakcji znacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatura. Przykładowo, żeby paliwo się zapaliło, należy je zapalić, czyli podnieść temperaturę. W przypadku wielu reakcji wzrostowi temperatury o 10°C towarzyszy 2–4-krotny wzrost szybkości.

4) Prędkość heterogeniczny reakcje rosną wraz ze wzrostem powierzchnie reagujących substancji. W tym celu zwykle mielone są ciała stałe. Na przykład, aby proszki żelaza i siarki zareagowały po podgrzaniu, żelazo musi mieć postać drobnych trocin.

Należy pamiętać, że w w tym przypadku wzór (1) jest implikowany! Wzór (2) wyraża prędkość na jednostkę powierzchni, zatem nie może zależeć od powierzchni.

5) Szybkość reakcji zależy od obecności katalizatorów lub inhibitorów.

Katalizatory- substancje, które przyspieszają reakcje chemiczne, ale nie są zużywane. Przykładem jest szybki rozkład nadtlenku wodoru z dodatkiem katalizatora - tlenku manganu (IV):

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

Tlenek manganu(IV) pozostaje na dnie i można go ponownie wykorzystać.

Inhibitory- substancje spowalniające reakcję. Na przykład inhibitory korozji dodaje się do systemu podgrzewania wody, aby przedłużyć żywotność rur i grzejników. W samochodach do płynu hamulcowego i płynu chłodzącego dodawane są inhibitory korozji.

Jeszcze kilka przykładów.

Cel pracy: badanie szybkości reakcji chemicznej i jej zależności od różne czynniki: charakter reagentów, stężenie, temperatura.

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością. Szybkość reakcji chemicznej nazywa się zmianą stężenia reagenta w jednostce czasu. Jest równa liczbie zdarzeń interakcji na jednostkę czasu na jednostkę objętości w przypadku reakcji zachodzącej w układzie jednorodnym (w przypadku reakcji jednorodnych) lub na jednostkę powierzchni styku w przypadku reakcji zachodzących w układzie heterogenicznym (w przypadku reakcji heterogenicznych).

Średnia prędkość reakcje średnio. w przedziale czasowym od t 1 Do t 2 jest określona przez relację:

Gdzie C 1 I C 2– stężenie molowe dowolnego uczestnika reakcji w punktach czasowych t 1 I t 2 odpowiednio.

Znak „–” przed ułamkiem oznacza stężenie materiały wyjściowe, Δ Z < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔZ > 0.

Główne czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej: charakter reagentów, ich stężenie, ciśnienie (jeśli w reakcji biorą udział gazy), temperatura, katalizator, powierzchnia styku dla reakcji heterogenicznych.

Większość reakcji chemicznych to procesy złożone, przebiegające w kilku etapach, tj. składający się z kilku elementarnych procesów. Reakcje elementarne lub proste to reakcje, które zachodzą w jednym etapie.

W przypadku reakcji elementarnych zależność szybkości reakcji od stężenia wyraża prawo działania mas.

W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjmowanych w potęgach równych współczynnikom stechiometrycznym.

Do reakcji w widok ogólny

a A + b B… → c C,

zgodnie z prawem akcji masowej w wyrażona stosunkiem

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b,

Gdzie c(A) I s(B)– stężenia molowe reagentów A i B;

DO– stała szybkości tej reakcji, równa w, Jeśli c(A)a=1 i c(B) b=1 i w zależności od charakteru reagentów, temperatury, katalizatora i powierzchni międzyfazowej dla reakcji heterogenicznych.

Wyrażenie szybkości reakcji w funkcji stężenia nazywa się równaniem kinetycznym.

W przypadku reakcji złożonych prawo działania mas ma zastosowanie do każdego etapu.

W przypadku reakcji heterogenicznych równanie kinetyczne obejmuje tylko stężenia substancji gazowych i rozpuszczonych; tak, do spalania węgla

C (k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

równanie prędkości ma postać

v = K∙s(O 2)

Kilka słów o molekularności i porządku kinetycznym reakcji.

Pojęcie „molekularność reakcji” stosuje się tylko do prostych reakcji. Molekularność reakcji charakteryzuje liczbę cząstek biorących udział w elementarnej interakcji.

Istnieją reakcje mono-, bi- i trimolekularne, w których uczestniczy odpowiednio jedna, dwie i trzy cząstki. Prawdopodobieństwo jednoczesnego zderzenia trzech cząstek jest małe. Podstawowy proces oddziaływania więcej niż trzech cząstek jest nieznany. Przykłady reakcji elementarnych:

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

H 2 + I 2 → 2HI (dwucząsteczkowy)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (trójcząsteczkowy)

Molekularność prostych reakcji pokrywa się z ogólnym porządkiem kinetycznym reakcji. Kolejność reakcji określa charakter zależności szybkości od stężenia.

Ogólny (całkowity) rząd kinetyczny reakcji to suma wykładników przy stężeniach reagentów w równaniu szybkości reakcji, ustalona eksperymentalnie.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość większości reakcji chemicznych. Zależność szybkości reakcji od temperatury jest w przybliżeniu określona przez regułę Van't Hoffa.

Na każde 10 stopni wzrostu temperatury szybkość większości reakcji wzrasta 2–4 ​​razy.

gdzie i oznaczają odpowiednio szybkość reakcji w temperaturach t 2 I t 1 (t 2 > t 1);

γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji, jest to liczba pokazująca, ile razy szybkość reakcji chemicznej wzrasta, gdy temperatura wzrasta o 10 0.

Stosując regułę Van't Hoffa, można jedynie w przybliżeniu oszacować wpływ temperatury na szybkość reakcji. Dokładniejszy opis zależności szybkości reakcji temperaturowej możliwy jest w ramach teorii aktywacji Arrheniusa.

Jedną z metod przyspieszania reakcji chemicznej jest kataliza, do której wykorzystuje się substancje (katalizatory).

Katalizatory- są to substancje, które zmieniają szybkość reakcji chemicznej na skutek powtarzającego się udziału w pośrednich interakcjach chemicznych z odczynnikami reakcji, ale po każdym cyklu pośredniej interakcji przywracają swój skład chemiczny.

Mechanizm działania katalizatora sprowadza się do zmniejszenia energii aktywacji reakcji, tj. zmniejszenie różnicy pomiędzy średnią energią cząsteczek aktywnych (kompleksu aktywnego) a średnią energią cząsteczek substancji wyjściowych. Szybkość reakcji chemicznej wzrasta.

Mechanizmy przemian chemicznych i ich szybkość bada się za pomocą kinetyki chemicznej. Procesy chemiczne zachodzą w czasie z różną szybkością. Niektóre dzieją się szybko, niemal natychmiast, podczas gdy inne wymagają bardzo długiego czasu.

Szybkość reakcji- szybkość, z jaką odczynniki są zużywane (ich stężenie maleje) lub powstają produkty reakcji na jednostkę objętości.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

Następujące czynniki mogą mieć wpływ na szybkość wystąpienia reakcji chemicznej:

• stężenie substancji;
• charakter odczynników;
• temperatura;
• obecność katalizatora;
• ciśnienie (dla reakcji w środowisku gazowym).

Zatem zmieniając pewne warunki procesu chemicznego, można wpływać na szybkość jego przebiegu.

W procesie oddziaływania chemicznego cząsteczki reagujących substancji zderzają się ze sobą. Liczba takich koincydencji jest proporcjonalna do liczby cząstek substancji w objętości reagującej mieszaniny, a zatem proporcjonalna do stężeń molowych reagentów.

Prawo akcji masowej opisuje zależność szybkości reakcji od stężeń molowych substancji wchodzących w interakcję.

Dla reakcji elementarnej (A + B → ...) prawo to wyraża się wzorem:

υ = k ∙С ZA ∙С B,

gdzie k jest stałą szybkości; CA i C B to stężenia molowe odczynników A i B.

Jeśli jedna z reagujących substancji jest w stanie stałym, wówczas interakcja zachodzi na granicy faz, dlatego stężenie substancji stałej nie jest uwzględniane w równaniu kinetycznego prawa działania masy. Aby zrozumieć fizyczne znaczenie stałej szybkości, należy przyjąć, że C, A i C B są równe 1. Wtedy staje się jasne, że stała szybkości jest równa szybkości reakcji przy stężeniach reagentów równych jedności.

Charakter odczynników

Ponieważ w procesie interakcji ulegają zniszczeniu wiązania chemiczne powstają reagenty i nowe wiązania produktów reakcji, wówczas dużą rolę będzie odgrywał charakter wiązań biorących udział w reakcji związków oraz struktura cząsteczek reagujących substancji.

Powierzchnia kontaktu odczynników

Taka cecha jak powierzchnia kontaktu stałych odczynników wpływa na przebieg reakcji, czasem dość znacząco. Mielenie ciała stałego pozwala zwiększyć powierzchnię kontaktu odczynników, a co za tym idzie, przyspieszyć proces. Powierzchnię kontaktu substancji rozpuszczalnych można łatwo zwiększyć poprzez rozpuszczenie substancji.

Temperatura reakcji

Wraz ze wzrostem temperatury energia zderzających się cząstek będzie rosła; oczywiste jest, że wraz ze wzrostem temperatury proces chemiczny przyspieszy. Wyraźnym przykładem tego, jak wzrost temperatury wpływa na proces interakcji substancji, można uznać dane podane w tabeli.

Tabela 1. Wpływ zmian temperatury na szybkość tworzenia się wody (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Aby ilościowo opisać, jak temperatura może wpływać na szybkość interakcji substancji, stosuje się regułę Van't Hoffa. Zasada Van't Hoffa mówi, że gdy temperatura wzrośnie o 10 stopni, przyspieszenie następuje 2-4 razy.

Wzór matematyczny opisujący regułę van't Hoffa jest następujący:

Gdzie γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji chemicznej (γ = 2-4).

Ale równanie Arrheniusa znacznie dokładniej opisuje zależność stałej szybkości od temperatury:

Gdzie R jest uniwersalną stałą gazową, A jest współczynnikiem określonym przez rodzaj reakcji, E, A jest energią aktywacji.

Energia aktywacji to energia, którą cząsteczka musi pozyskać, aby nastąpiła przemiana chemiczna. Oznacza to, że jest to rodzaj bariery energetycznej, którą cząsteczki zderzające się w objętości reakcji będą musiały pokonać, aby dokonać redystrybucji wiązań.

Energia aktywacji nie zależy od czynniki zewnętrzne, ale zależy od charakteru substancji. Wartość energii aktywacji wynosząca do 40 - 50 kJ/mol pozwala substancjom na dość aktywną reakcję ze sobą. Jeśli energia aktywacji przekracza 120 kJ/mol, wówczas substancje (w zwykłych temperaturach) będą reagować bardzo powoli. Zmiana temperatury powoduje zmianę liczby cząsteczek aktywnych, czyli takich, które osiągnęły energię większą od energii aktywacji, a zatem są zdolne do przemian chemicznych.

Działanie katalizatora

Katalizator to substancja, która może przyspieszyć proces, ale nie jest częścią jego produktów. Katalizę (przyspieszenie przemiany chemicznej) dzielimy na jednorodną i niejednorodną. Jeśli reagenty i katalizator są w tym samym stany skupienia, wówczas katalizę nazywa się jednorodną, ​​jeśli jest różna, to heterogeniczną. Mechanizmy działania katalizatorów są różnorodne i dość złożone. Dodatkowo warto zaznaczyć, że katalizatory charakteryzują się selektywnością działania. Oznacza to, że ten sam katalizator, przyspieszając jedną reakcję, nie może zmieniać szybkości innej.

Ciśnienie

Jeżeli w przemianie biorą udział substancje gazowe, na szybkość procesu będą miały wpływ zmiany ciśnienia w układzie . Dzieje się tak, ponieważże w przypadku odczynników gazowych zmiana ciśnienia prowadzi do zmiany stężenia.

Eksperymentalne wyznaczanie szybkości reakcji chemicznej

Szybkość przemiany chemicznej można wyznaczyć eksperymentalnie, uzyskując dane o tym, jak zmienia się stężenie substancji wchodzących do reakcji lub produktów w jednostce czasu. Metody pozyskiwania takich danych dzielą się na

• chemiczny,
• fizykochemiczne.

Metody chemiczne są dość proste, dostępne i dokładne. Za ich pomocą prędkość określa się poprzez bezpośredni pomiar stężenia lub ilości substancji reagentów lub produktów. W przypadku powolnej reakcji pobierane są próbki w celu monitorowania zużycia odczynnika. Następnie określa się zawartość odczynnika w próbce. Pobierając próbki w regularnych odstępach czasu, można uzyskać dane o zmianach ilości substancji w procesie interakcji. Najczęściej stosowanymi rodzajami analiz są miareczkowanie i grawimetria.

Jeśli reakcja przebiega szybko, należy ją zatrzymać w celu pobrania próbki. Można tego dokonać za pomocą chłodzenia, nagłe usunięcie katalizatora możliwe jest także rozcieńczenie lub przeniesienie jednego z odczynników do stanu niereaktywnego.

Metody analizy fizykochemicznej we współczesnej kinetyce doświadczalnej są stosowane częściej niż metody chemiczne. Za ich pomocą można w czasie rzeczywistym obserwować zmiany stężeń substancji. W takim przypadku nie ma potrzeby zatrzymywania reakcji i pobierania próbek.

Metody fizykochemiczne opierają się na pomiarze właściwości fizyczne, w zależności od ilościowej zawartości danego związku w układzie i zmieniającej się w czasie. Na przykład, jeśli w reakcji biorą udział gazy, wówczas taką właściwością może być ciśnienie. Mierzy się także przewodność elektryczną, współczynnik załamania światła i widma absorpcji substancji.

Jak każdy proces, reakcje chemiczne zachodzą w czasie i dlatego charakteryzują się taką czy inną szybkością.

Dział chemii badający szybkość reakcji chemicznych i mechanizm ich występowania, zwany kinetyka chemiczna. Kinetyka chemiczna opiera się na pojęciach „fazy” i „układu”. Faza – jest to część systemu oddzielona od innych części interfejsem.

Systemy mogą być jednorodne lub niejednorodne. Systemy jednorodne składa się z jednofazowy. Na przykład powietrze lub dowolna mieszanina gazów, roztwór soli. Systemy heterogeniczne składa się z dwie lub więcej faz. Na przykład woda w stanie ciekłym – lód – para wodna, roztwór soli + osad.

Reakcje zachodzące w układzie jednorodnym, nazywane są jednorodny. Na przykład N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g). Płyną przez cały czas. Reakcje zachodzące w układzie heterogenicznym, są nazywane heterogeniczny. Na przykład C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Płyną na granicy faz.

Szybkość reakcji chemicznej określony ilość substancji, która reaguje lub powstaje podczas reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości(dla reakcji jednorodnej) lub na interfejs jednostki(dla układu heterogenicznego).

Szybkość reakcji zależy od rodzaju reagentów, ich stężenia, temperatury i obecności katalizatorów.

1. Charakter substancji reagujących.

Reakcje przebiegają w kierunku zniszczenia słabszych wiązań i powstania substancji z silniejszymi wiązaniami. Zatem zerwanie wiązań w cząsteczkach H2 i N2 wymaga wysokich energii; takie cząsteczki są lekko reaktywne. Rozerwanie wiązań w cząsteczkach silnie polarnych (HCl, H 2 O) wymaga mniej energii, a szybkość reakcji jest znacznie większa. Reakcje pomiędzy jonami w roztworach elektrolitów zachodzą niemal natychmiast.

2. Koncentracja.

Wraz ze wzrostem stężenia coraz częściej dochodzi do zderzeń cząsteczek reagujących substancji - wzrasta szybkość reakcji.

Wyraża się zależność szybkości reakcji chemicznej od stężenia reagentów prawo działania masowego (LMA): w stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji.

Ogólnie rzecz biorąc, dla jednorodny reakcje

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

zależność szybkości reakcji wyraża się równaniem:

gdzie CA i C B to stężenia substancji reagujących, mol/l; k jest stałą szybkości reakcji. Dla konkretnej reakcji 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) wyrażenie matematyczne dla ZDM wygląda następująco:

υ = k∙∙

Stała szybkości reakcji k zależy od rodzaju reagentów, temperatury i katalizatora, ale nie zależy od stężeń reagentów. Fizyczne znaczenie stałej szybkości jest takie, że jest ona równa szybkości reakcji przy jednostkowych stężeniach reagentów.

Dla heterogeniczny reakcje (gdy substancje znajdują się w różnych stanach skupienia), szybkość reakcji zależy jedynie od stężenia gazów lub substancji rozpuszczonych, a stężenie fazy stałej nie jest uwzględniane w matematycznym wyrażeniu EDM:

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

Na przykład szybkość spalania węgla w tlenie jest proporcjonalna tylko do stężenia tlenu:

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

3. Temperatura.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta prędkość ruchu cząsteczek, co z kolei prowadzi do wzrostu liczby zderzeń między nimi. Aby reakcja mogła zajść, zderzające się cząsteczki muszą mieć pewną nadwyżkę energii. Nadmiar energii, jaki muszą posiadać cząsteczki przed zderzeniem, może doprowadzić do powstania nowej substancji, zwany energia aktywacji. Energia aktywacji ( E.A) wyraża się w kJ/mol. Jego wartość zależy od charakteru reagujących substancji, tj. Każda reakcja ma swoją własną energię aktywacji. Cząsteczki posiadające energię aktywacji, zwany aktywny. Zwiększanie temperatury zwiększa liczbę aktywnych cząsteczek, a tym samym zwiększa szybkość reakcji chemicznej.

Wyraża się zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury reguła van't Hoffa: na każde 10°C wzrostu temperatury szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy.

gdzie υ 2 i υ 1 to szybkości reakcji w temperaturach t 2 i t 1,

γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji, pokazującym, ile razy szybkość reakcji wzrasta, gdy temperatura wzrasta o 10 0 C.

4. Powierzchnia kontaktu substancji reagujących.

W przypadku systemów heterogenicznych niż więcej powierzchni kontaktu, tym szybciej zachodzi reakcja. Powierzchnię ciał stałych można zwiększyć poprzez ich rozdrobnienie, a w przypadku substancji rozpuszczalnych poprzez ich rozpuszczenie.

5. Katalizatory.

Substancje biorące udział w reakcjach i zwiększające ich prędkość, pozostając niezmienione po zakończeniu reakcji, nazywane są katalizatory. Nazywa się zmianę szybkości reakcji pod wpływem katalizatorów kataliza. Istnieje kataliza jednorodny I heterogeniczny.

DO jednorodny Należą do nich procesy, w których katalizator znajduje się w tym samym stanie agregacji co reagenty.

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

Działanie katalizatora homogenicznego polega na tworzeniu mniej lub bardziej mocnych, pośrednich związków aktywnych, z których następnie ulega całkowitej regeneracji.

DO heterogeniczny Kataliza odnosi się do procesów, w których katalizator i reagenty znajdują się w różnych stanach agregacji, a reakcja zachodzi na powierzchni katalizatora.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

Mechanizm działania katalizatorów heterogenicznych jest bardziej złożony niż katalizatorów homogenicznych. Istotną rolę w tych procesach odgrywają zjawiska absorpcji substancji gazowych i ciekłych na powierzchni substancji stałej – zjawisko adsorpcji. W wyniku adsorpcji wzrasta stężenie reagentów, wzrasta ich aktywność chemiczna, co prowadzi do wzrostu szybkości reakcji.

Chemia fizyczna: notatki z wykładów Berezowczuk A.V

2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej

W przypadku reakcji jednorodnych i heterogenicznych:

1) stężenie reagujących substancji;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Tylko dla heterogenicznych:

1) szybkość dostarczania substancji reagujących do granicy faz;

2) powierzchnia.

Głównym czynnikiem jest natura reagentów - natura wiązań między atomami w cząsteczkach reagentów.

NO 2 – tlenek azotu (IV) – ogon lisa, CO – tlenek węgla, tlenek węgla.

Jeśli utleni się je tlenem, to w pierwszym przypadku reakcja nastąpi natychmiast, gdy tylko otworzysz pokrywkę naczynia, w drugim przypadku reakcja przedłuży się w czasie.

Stężenie reagentów zostanie omówione poniżej.

Niebieska opalescencja wskazuje moment wytrącania się siarki; im wyższe stężenie, tym większa prędkość.

Ryż. 10

Im wyższe stężenie Na2S2O3, tym krótszy jest czas trwania reakcji. Wykres (ryc. 10) pokazuje zależność wprost proporcjonalną. Ilościową zależność szybkości reakcji od stężenia reagujących substancji wyraża LMA (prawo działania masy), które stwierdza: szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji.

Więc, podstawowe prawo kinetyki jest prawem ustalonym empirycznie: szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężenia reagentów, przykład: (tj. dla reakcji)

Dla tej reakcji H 2 + J 2 = 2HJ – szybkość można wyrazić w postaci zmiany stężenia dowolnej substancji. Jeśli reakcja przebiega od lewej do prawej, wówczas stężenie H2 i J2 będzie spadać, a stężenie HJ będzie rosło w miarę postępu reakcji. Dla chwilowej szybkości reakcji możemy zapisać wyrażenie:

nawiasy kwadratowe wskazują stężenie.

Znaczenie fizyczne k- cząsteczki są w ciągłym ruchu, zderzają się, rozlatują i uderzają w ścianki naczynia. Aby doszło do reakcji chemicznej, w wyniku której powstał HJ, cząsteczki H2 i J2 muszą się zderzyć. Liczba takich zderzeń będzie tym większa, im więcej cząsteczek H2 i J2 będzie zawartych w objętości, tj. im większe będą wartości [H2] i . Ale cząsteczki poruszają się z różnymi prędkościami, a całkowita energia kinetyczna dwóch zderzających się cząsteczek będzie różna. Jeśli zderzą się najszybsze cząsteczki H 2 i J 2, ich energia może być tak wysoka, że ​​cząsteczki rozbiją się na atomy jodu i wodoru, które rozpadają się, a następnie oddziałują z innymi cząsteczkami H 2 + J 2 ? 2H+2J, następnie H + J2 ? HJ + J. Jeżeli energia zderzających się cząsteczek będzie mniejsza, ale na tyle wysoka, aby osłabić wiązania H – H i J – J, nastąpi reakcja powstawania jodowodoru:

W przypadku większości zderzających się cząsteczek energia jest mniejsza niż energia potrzebna do osłabienia wiązań w H2 i J2. Takie cząsteczki będą „cicho” zderzać się, a także „cicho” rozpraszać, pozostając tym, czym były, czyli H2 i J2. Zatem nie wszystkie, ale tylko część zderzeń prowadzi do reakcji chemicznej. Współczynnik proporcjonalności (k) pokazuje liczbę skutecznych zderzeń prowadzących do reakcji zderzenia przy stężeniach [H 2 ] = 1 mol. Ogrom k-stała prędkość. Jak prędkość może być stała? Tak, stała prędkość ruch prostoliniowy nazywana stałą ilość wektora, równy stosunkowi ruch ciała w dowolnym okresie czasu do wartości tego przedziału. Ale cząsteczki poruszają się chaotycznie, więc jak prędkość może być stała? Ale stała prędkość można to zrobić tylko w stałej temperaturze. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta udział szybkich cząsteczek, których zderzenia prowadzą do reakcji, tj. wzrasta stała szybkości. Ale wzrost stałej szybkości nie jest nieograniczony. W określonej temperaturze energia cząsteczek stanie się tak wysoka, że ​​prawie wszystkie zderzenia reagentów będą skuteczne. Gdy zderzą się dwie szybkie cząsteczki, nastąpi reakcja odwrotna.

Nadejdzie moment, gdy tempo tworzenia 2HJ z H 2 i J 2 oraz rozkładu będą równe, ale to już równowaga chemiczna. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów można prześledzić wykorzystując tradycyjną reakcję oddziaływania roztworu tiosiarczanu sodu z roztworem kwasu siarkowego.

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)

Reakcja (1) zachodzi niemal natychmiast. Szybkość reakcji (2) zależy w stałej temperaturze od stężenia reagenta H 2 S 2 O 3. Dokładnie taką reakcję zaobserwowaliśmy – w tym przypadku prędkość mierzona jest czasem od początku łączenia się roztworów do pojawienia się opalescencji. W artykule L. M. Kuznetsova Opisano reakcję tiosiarczanu sodu z kwasem solnym. Pisze, że po opróżnieniu roztworów następuje opalescencja (zmętnienie). Ale to stwierdzenie L.M. Kuzniecowej jest błędne, ponieważ opalescencja i zmętnienie to różne rzeczy. Opalescencja (od opalu i łac esencja– przyrostek oznaczający słaby efekt) – rozpraszanie światła przez mętne ośrodki na skutek ich niejednorodności optycznej. Rozpraszanie światła– odchylenie promieni świetlnych rozchodzących się w ośrodku we wszystkich kierunkach od kierunku pierwotnego. Cząstki koloidalne są zdolne do rozpraszania światła (efekt Tyndalla-Faradaya) - to wyjaśnia opalescencję, niewielkie zmętnienie roztworu koloidalnego. Przeprowadzając to doświadczenie, należy wziąć pod uwagę niebieską opalescencję, a następnie koagulację koloidalnej zawiesiny siarki. Tę samą gęstość zawiesiny zaznacza się widocznym zanikiem dowolnego wzoru (np. kratki na dnie filiżanki) obserwowanego z góry przez warstwę roztworu. Czas odliczany jest za pomocą stopera od momentu opróżnienia.

Roztwory Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O i H 2 SO 4.

Pierwszy przygotowuje się przez rozpuszczenie 7,5 g soli w 100 ml H2O, co odpowiada stężeniu 0,3 M. Aby przygotować roztwór H 2 SO 4 o tym samym stężeniu, należy odmierzyć 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i rozpuścić w 120 ml H 2 O. Przygotowany roztwór Na 2 S 2 O 3 wlać do trzech szklanek: pierwsza 60 ml, druga 30 ml, trzecia 10 ml. Do drugiej szklanki dodać 30 ml destylowanej H 2 O, a do trzeciej 50 ml. Zatem we wszystkich trzech szklankach będzie 60 ml płynu, ale w pierwszym stężenie soli warunkowo = 1, w drugim – ½, a w trzecim – 1/6. Po przygotowaniu roztworów wlej 60 ml roztworu H 2 SO 4 do pierwszej szklanki z roztworem soli i włącz stoper itp. Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji spada wraz z rozcieńczaniem roztworu Na 2 S 2 O 3, można ją wyznaczyć jako wielkość odwrotnie proporcjonalną do czasu v = 1/? i skonstruuj wykres, przedstawiający stężenie na osi odciętych i szybkość reakcji na osi rzędnych. Wniosek z tego jest taki, że szybkość reakcji zależy od stężenia substancji. Uzyskane dane zestawiono w tabeli 3. Doświadczenie to można wykonać przy użyciu biuret, jednak wymaga to od wykonującego dużej praktyki, gdyż wykres może być nieprawidłowy.

Tabela 3

Szybkość i czas reakcji

Potwierdzono prawo Guldberga-Waage’a – profesor chemii Gulderg i młody naukowiec Waage).

Rozważmy kolejny czynnik - temperaturę.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość większości reakcji chemicznych. Zależność tę opisuje reguła Van't Hoffa: „Na każde 10°C wzrostu temperatury szybkość reakcji chemicznych wzrasta od 2 do 4 razy”.

Gdzie ? – współczynnik temperaturowy pokazujący, ile razy zwiększa się szybkość reakcji, gdy temperatura wzrasta o 10 °C;

w 1 – szybkość reakcji w temperaturze t1;

v 2 – szybkość reakcji w temp t2.

Na przykład reakcja w temperaturze 50°C trwa dwie minuty. Ile czasu zajmie zakończenie procesu w temperaturze 70°C, jeżeli współczynnik temperaturowy ? = 2?

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

Nawet niewielki wzrost temperatury powoduje gwałtowny wzrost szybkości reakcji aktywnych zderzeń cząsteczek. Zgodnie z teorią aktywacji, w procesie biorą udział tylko te cząsteczki, których energia jest o określoną wartość większa od średniej energii cząsteczek. Ta nadwyżka energii jest energią aktywacji. Jego znaczenie fizyczne to energia niezbędna do aktywnego zderzenia cząsteczek (przegrupowanie orbity). Liczba aktywnych cząstek, a tym samym szybkość reakcji, rośnie wraz z temperaturą zgodnie z prawem wykładniczym, zgodnie z równaniem Arrheniusa, które odzwierciedla zależność stałej szybkości od temperatury

Gdzie A - współczynnik proporcjonalności Arrheniusa;

k- stała Boltzmanna;

EA – energia aktywacji;

R - stała gazowa;

T- temperatura.

Katalizator to substancja, która przyspiesza szybkość reakcji, nie ulegając zużyciu.

Kataliza– zjawisko zmiany szybkości reakcji w obecności katalizatora. Wyróżnia się katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Jednorodny– jeżeli odczynniki i katalizator są w tym samym stanie skupienia. Heterogeniczny– jeżeli odczynniki i katalizator znajdują się w różnych stanach skupienia. O katalizie, patrz osobno (dalej).

Inhibitor– substancja spowalniająca szybkość reakcji.

Kolejnym czynnikiem jest powierzchnia. Im większa powierzchnia reagenta, tym większa prędkość. Spójrzmy na przykład wpływu stopnia dyspersji na szybkość reakcji.

CaCO 3 – marmur. Opuścimy marmur z płytek kwas chlorowodorowy HCl, odczekaj pięć minut, całkowicie się rozpuści.

Sproszkowany marmur - zrobimy z nim tę samą procedurę, rozpuści się w trzydzieści sekund.

Równanie dla obu procesów jest takie samo.

CaCO 3 (stały) + HCl (g) = CaCl 2 (stały) + H 2 O (ciecz) + CO 2 (g) ?.

Zatem przy dodawaniu sproszkowanego marmuru czas jest krótszy niż przy dodawaniu marmuru w postaci płyt, przy tej samej masie.

Wraz ze wzrostem powierzchni interfejsu wzrasta szybkość reakcji heterogenicznych.

Z książki Chemia fizyczna: notatki z wykładów autor Berezovchuk A.V

2. Równanie izotermy reakcji chemicznej Jeśli reakcja przebiega odwracalnie, to? G = 0. Jeśli reakcja przebiega nieodwracalnie, to? 0 i można obliczyć zmianę?G. Gdzie? – zakres reakcji – wartość pokazująca, ile moli zmieniło się podczas reakcji. I sp – charakteryzuje

Z książki Najnowsza książka fakty. Tom 3 [Fizyka, chemia i technologia. Historia i archeologia. Różnorodny] autor Kondraszow Anatolij Pawłowicz

3. Równania izochorów, izobary reakcji chemicznej Zależność K od temperatury Równanie izobara: Równanie izochora: Służą do oceny kierunku przepływu

Z książki Neutrino - upiorna cząstka atomu przez Isaaca Asimova

1. Pojęcie kinetyki chemicznej Kinetyka to nauka o szybkości reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznej to liczba elementarnych aktów interakcji chemicznych zachodzących w jednostce czasu na jednostkę objętości (jednorodna) lub na jednostkę powierzchni.

Z książki Energia jądrowa do celów wojskowych autor Smitha Henry’ego Dewolfa

8. Czynniki wpływające na przepięcia wodorowe. Przepięcie tlenu Czynniki wpływające na ?H2:1) ?prąd (gęstość prądu). Zależność od gęstości prądu opisuje równanie Tafela; 2) charakter materiału katody – szereg w kolejności rosnącej?, ? – przepięcie

Z książki Kurs historii fizyki autor Stepanowicz Kudryavtsev Paweł

Z książki Jaka jest teoria względności autor Landau Lew Dawidowicz

Reakcje jądrowe i ładunek elektryczny Gdy w latach 90. fizycy zaczęli lepiej rozumieć strukturę atomu, odkryli, że przynajmniej niektóre jego części niosą ładunek elektryczny. Na przykład elektrony wypełniające zewnętrzne obszary atomu

Z książki Fizyka na każdym kroku autor Perelman Jakow Izydorowicz

REAKCJE JĄDROWE METODY BOMBARDOWANIA JĄDROWEGO 1.40. Cockroft i Walton uzyskali protony w wystarczającej ilości świetna energia poprzez jonizację gazowego wodoru i późniejsze przyspieszanie jonów za pomocą instalacji wysokiego napięcia z transformatorem i prostownikiem. Podobna metoda może być

Z książki 50 lat fizyki radzieckiej autor Leszkowcew Władimir Aleksiejewicz

PROBLEM REAKCJI ŁAŃCUCHOWEJ 2.3. Zasada działania bomby atomowe lub elektrownia wykorzystująca rozszczepienie uranu jest całkiem prosta. Jeśli jeden neutron powoduje rozszczepienie, w wyniku którego wyemitowanych zostaje kilka nowych neutronów, wówczas liczba rozszczepień może nastąpić niezwykle szybko

Z książki Nowy umysł króla [O komputerach, myśleniu i prawach fizyki] przez Penrose'a Rogera

PRODUKTY REAKCJI I PROBLEM ROZDZIELANIA 8.16. W zakładzie w Hanford proces produkcji plutonu dzieli się na dwie główne części: faktyczną produkcję plutonu w kotle i oddzielanie go od bloków uranu, w których się tworzy. Przejdźmy do drugiej części procesu.

Z książki Na kogo spadło jabłko autor Kesselman Władimir Samuilovich

CZYNNIKI WPŁYWAJĄCE NA SEPARACJĘ IZOTOPÓW 9.2. Z definicji izotopy pierwiastka różnią się masami, ale nie właściwości chemiczne. Dokładniej, chociaż masy jąder izotopów i ich struktura są różne, ładunki jąder są takie same, a zatem zewnętrzne powłoki elektronowe

Z książki autora

Wdrożenie reakcji łańcuchowej rozszczepienia jądrowego Teraz z całą siłą pojawiła się kwestia reakcji łańcuchowej rozszczepienia i możliwości uzyskania niszczycielskiej energii wybuchowej rozszczepienia. To pytanie śmiertelnie splata się z wojną światową rozpętaną przez nazistowskie Niemcy 1 września

Z książki autora

A prędkość jest względna! Z zasady względności ruchu wynika, że ​​mówienie o prostoliniowym i jednostajnym ruchu ciała z określoną prędkością, bez wskazania, względem którego z laboratoriów spoczynkowych mierzona jest prędkość, ma tyle samo sensu, co powiedzenie

Z książki autora

Prędkość dźwięku Czy widziałeś kiedyś z daleka drwala ścinającego drzewo? A może widziałeś w oddali stolarza pracującego wbijającego gwoździe? Być może zauważyłeś bardzo dziwną rzecz: cios nie następuje, gdy topór uderza w drzewo lub

Z książki autora

KONTROLOWANE REAKCJE TERMOJĄDROWE Podczas eksplozji zachodzą niekontrolowane reakcje termojądrowe bomby wodorowe. Doprowadzają do wyzwolenia ogromnych ilości energii jądrowej, czemu towarzyszy niezwykle niszczycielska eksplozja. Teraz zadaniem naukowców jest znalezienie sposobów

Z książki autora

Z książki autora

W labiryntach reakcji rozszczepienia W 1938 roku niemieccy naukowcy Otto Hahn i Fritz Strassmann (1902–1980) dokonali niesamowitego odkrycia. Odkryli, że bombardowanie uranu neutronami czasami dawało jądra, które były około dwa razy lżejsze od pierwotnego jądra uranu. Dalej