Sub viteza reactie chimicaînțelegeți modificarea concentrației unuia dintre reactanți pe unitatea de timp cu un volum constant al sistemului.

De obicei, concentrația este exprimată în mol/l, iar timpul în secunde sau minute. Dacă, de exemplu, concentrația inițială a unuia dintre reactanți a fost de 1 mol/l, iar după 4 s de la începutul reacției a devenit 0,6 mol/l, atunci viteza medie de reacție va fi egală cu (1-0,6) /4=0, 1 mol/(l*s).

Viteza medie de reacție se calculează prin formula:

Viteza unei reacții chimice depinde de:

Natura substanțelor care reacţionează.

Substanțele cu o legătură polară în soluții interacționează mai repede, acest lucru se explică prin faptul că astfel de substanțe formează ioni în soluții care interacționează ușor între ele.

Substanțele cu legături covalente nepolare și polare scăzute reacționează la viteze diferite, aceasta depinde de activitatea lor chimică.

H 2 + F 2 = 2HF (se merge foarte repede cu o explozie când temperatura camerei)

H 2 + Br 2 = 2HBr (se duce lent, chiar și atunci când este încălzit)

Valorile contactului cu suprafața substanțelor care reacţionează (pentru eterogene)

Concentrațiile reactanților

Viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrației de reactanți crescută cu puterea coeficienților lor stoichiometrici.

Temperaturile

Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula Van't Hoff:

cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 0 viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori.

Prezența catalizatorului

Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza reacțiilor chimice.

Fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența unui catalizator se numește cataliză.

Presiune

Pe măsură ce presiunea crește, viteza de reacție crește (pentru omogen)

Întrebarea nr. 26. Legea acțiunii în masă. Rata constantă. Energie activatoare.

Legea acțiunii în masă.

viteza cu care substanțele reacționează între ele depinde de concentrația lor

Rata constantă.

coeficient de proporționalitate în ecuația cinetică a unei reacții chimice, care exprimă dependența vitezei de reacție de concentrație

Constanta de viteză depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora.

Energie activatoare.

energie care trebuie transmisă moleculelor (particulelor) de substanțe care reacţionează pentru a le transforma în substanţe active.

Energia de activare depinde de natura reactanților și se modifică în prezența unui catalizator.

Creșterea concentrației crește numărul total de molecule și, în consecință, particulele active.

Întrebarea nr. 27. Reacții reversibile și ireversibile. Echilibru chimic, constantă de echilibru. Principiul lui Le Chatelier.

Reacțiile care se desfășoară într-o singură direcție și se termină cu transformarea completă a substanțelor inițiale în cele finale se numesc ireversibile.

Reacțiile reversibile sunt cele care apar simultan în două direcții reciproc opuse.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, două săgeți îndreptate în direcții opuse sunt plasate între partea stângă și cea dreaptă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din hidrogen și azot:

3H2 + N2 = 2NH3

Reacțiile ireversibile sunt acele reacții care apar:

Produsele rezultate precipită sau sunt eliberate sub formă de gaz, de exemplu:

BaCI2 + H2S04 = BaS04 + 2HCI

Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + CO2 + H2O

Formarea apei:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reacțiile reversibile nu ajung la final și se termină odată cu stabilirea echilibru chimic.

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem de substanțe care reacţionează în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Starea de echilibru chimic este influențată de concentrația substanțelor care reacţionează, temperatură, iar pentru gaze, presiune. Când unul dintre acești parametri se modifică, echilibrul chimic este perturbat.

Constanta de echilibru.

Cel mai important parametru care caracterizează o reacție chimică reversibilă este constanta de echilibru K. Dacă notăm pentru reacția reversibilă considerată A + D C + D condiția de egalitate a vitezelor reacțiilor directe și inverse în starea de echilibru - k1[ A]egal[B]egal = k2[C]egal[ D]egal, de unde [C]egal[D]egal/[A]egal[B]egal = k1/k2 = K, atunci valoarea lui K se numește constanta de echilibru a reacției chimice.

Deci, la echilibru, raportul dintre concentrația produselor de reacție și produsul concentrației reactanților este constant dacă temperatura este constantă (constantele de viteză k1 și k2 și, prin urmare, constanta de echilibru K depind de temperatură, dar nu depind de concentrația reactanților). Dacă la o reacție participă mai multe molecule de substanțe inițiale și se formează mai multe molecule dintr-un produs (sau produse), concentrațiile de substanțe în expresia constantei de echilibru sunt ridicate la puterile corespunzătoare coeficienților lor stoichiometrici. Deci pentru reacția 3H2 + N2 2NH3 expresia constantei de echilibru se scrie K = 2 egal/3 egal. Metoda descrisă pentru derivarea constantei de echilibru, bazată pe vitezele reacțiilor directe și inverse, nu poate fi utilizată în cazul general, deoarece pentru reacțiile complexe dependența ratei de concentrație nu este de obicei exprimată. ecuație simplă sau complet necunoscut. Cu toate acestea, în termodinamică este dovedit că formula finală pentru constanta de echilibru este corectă.

Pentru compușii gazoși, presiunea poate fi folosită în locul concentrațiilor atunci când se scrie constanta de echilibru; Evident, valoarea numerică a constantei se poate modifica dacă numărul de molecule gazoase din partea dreaptă și stângă a ecuației nu este același.

Pincip Le Chatelier.

dacă un sistem aflat în echilibru este afectat de oricare influență externă, atunci echilibrul se deplasează către reacția care contracarează acest efect.

Echilibrul chimic este afectat de:

Schimbarea temperaturii. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă. Pe măsură ce temperatura scade, echilibrul se deplasează spre reacția exotermă.

Schimbarea presiunii. Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează către o scădere a numărului de molecule. Pe măsură ce presiunea scade, echilibrul se deplasează spre creșterea numărului de molecule.

Viteza reacțiilor chimice, dependența acesteia de diverși factori

Reacții chimice omogene și eterogene

Reacțiile chimice apar cu viteze diferite: cu viteză mică în timpul formării stalactitelor și stalagmitelor, cu viteză medie la gătirea alimentelor, instantaneu în timpul unei explozii. Reacțiile apar foarte repede în soluții apoase, aproape instantaneu. Amestecăm soluții de clorură de bariu și sulfat de sodiu - sulfatul de bariu se formează imediat sub formă de precipitat. Sulful arde rapid, dar nu instantaneu, magneziul se dizolvă în acid clorhidric, etilena decolorează apa cu brom. Rugina se formează încet pe obiectele de fier, placa pe produse din cupru și bronz, frunzișul putrezește încet și dinții sunt distruși.

Prezicerea vitezei unei reacții chimice, precum și elucidarea dependenței acesteia de condițiile procesului, este o sarcină. cinetica chimică— știință despre modelele reacțiilor chimice care au loc în timp.

Dacă reacțiile chimice au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o soluție sau în fază gazoasă, atunci interacțiunea substanțelor care reacţionează are loc în întregul volum. Astfel de reacții, după cum știți, sunt numite omogen.

Viteza unei reacții omogene ($v_(omogen)$) este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum:

$υ_(omog.)=(∆n)/(∆t·V),$

unde $∆n$ este modificarea numărului de moli ai unei substanțe (cel mai adesea substanța inițială, dar poate fi și un produs de reacție); $∆t$ — interval de timp (s, min.); $V$ este volumul de gaz sau soluție (l).

Deoarece raportul dintre cantitatea de substanță și volumul reprezintă concentrația molară $C$, atunci

$(∆n)/(V)=∆C.$

Prin urmare, viteza de reacție omogenă este definită ca modificarea concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

$υ_(omog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

dacă volumul sistemului nu se modifică. Dacă are loc o reacție între substanțe în diferite stări de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid), sau între substanțe care nu pot forma un mediu omogen (de exemplu, între lichide nemiscibile), atunci ea are loc numai pe suprafața de contact a substanțelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

Viteza de reacție eterogenă este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe o unitate de suprafață:

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

unde $S$ este suprafața de contact dintre substanțe ($m^2, cm^2$).

Dacă, în timpul oricărei reacții în curs, concentrația substanței inițiale este măsurată experimental în momente diferite de timp, atunci modificarea acesteia poate fi afișată grafic folosind o curbă cinetică pentru acest reactiv.

Viteza de reacție nu este constantă. Am indicat doar o anumită viteză medie a unei reacții date într-un anumit interval de timp.

Imaginează-ți că determinăm viteza de reacție

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) prin modificări ale concentrației de $Н_2$;

b) prin modificări ale concentraţiei de $HCl$.

Vom obține aceleași valori? La urma urmei, din $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ se formează, prin urmare viteza în cazul b) va fi de două ori mai mare. În consecință, valoarea vitezei de reacție depinde și de substanța prin care este determinată.

O modificare a cantității de substanță prin care se determină viteza de reacție este un factor extern observat de cercetător. De fapt, toate procesele sunt efectuate la nivel micro. Evident, pentru ca unele particule să reacționeze, ele trebuie mai întâi să se ciocnească și să se ciocnească eficient: nu să se împrăștie ca bile în laturi diferite, dar pentru ca vechile legături din particule să fie distruse sau slăbite și să se poată forma altele noi, iar pentru aceasta particulele trebuie să aibă suficientă energie.

Datele de calcul arată că, de exemplu, în gaze, ciocnirile de molecule la presiune atmosferică sunt calculate în miliarde pe $ 1 $ secundă, adică toate reacțiile ar trebui să apară instantaneu. Dar asta nu este adevărat. Se dovedește că doar o parte foarte mică de molecule au energia necesară pentru a duce la ciocniri eficiente.

Excesul minim de energie pe care o particulă (sau o pereche de particule) trebuie să o aibă pentru ca o coliziune efectivă să aibă loc se numește energie activatoare$E_a$.

Astfel, pe calea tuturor particulelor care intră în reacție există o barieră energetică egală cu energia de activare $E_a$. Când este mic, există multe particule care îl pot depăși, iar viteza de reacție este mare. În caz contrar, este necesară o împingere. Când țineți un chibrit pentru a aprinde o lampă cu spirit, comunicați energie suplimentară$E_a$, necesar pentru ciocnirea efectivă a moleculelor de alcool cu moleculele de oxigen (depășirea barierei).

În concluzie, să conchidem: multe posibile reacții practic nu apar, pentru că energia de activare este mare.

Acest lucru este de mare importanță pentru viețile noastre. Imaginați-vă ce s-ar întâmpla dacă toate reacțiile permise termodinamic ar putea avea loc fără nicio barieră energetică (energie de activare). Oxigenul din aer ar reacționa cu orice ar putea arde sau pur și simplu oxida. Toate substanțele organice ar avea de suferit, s-ar transforma în dioxid de carbon$CO_2$ și apă $H_2O$.

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Principalele sunt: natura si concentratia substantelor care reactioneaza, presiunea (in reactii care implica gaze), temperatura, actiunea catalizatorilor si suprafata substantelor care reactioneaza in cazul reactiilor eterogene. Să luăm în considerare influența fiecăruia dintre acești factori asupra vitezei unei reacții chimice.

Temperatura

Știți că atunci când temperatura crește, în majoritatea cazurilor viteza unei reacții chimice crește semnificativ. În secolul 19 Chimistul olandez J. H. van't Hoff a formulat regula:

O creștere a temperaturii pentru fiecare $10°C$ duce la o creștere a vitezei de reacție de 2-4 ori (această valoare se numește coeficient de temperatură al reacției).

Odată cu creșterea temperaturii, viteza medie a moleculelor, energia lor și numărul de ciocniri cresc ușor, dar proporția de molecule active care participă la coliziuni eficiente care depășesc bariera energetică a reacției crește brusc.

Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

unde $υ_(t_1)$ și $υ_(t_2)$ sunt vitezele de reacție la temperaturile finale $t_2$ și, respectiv, inițiale $t_1$ și $γ$ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată câte de ori viteza de reacție crește odată cu creșterea temperaturii pentru fiecare $10°С$.

Cu toate acestea, pentru a crește viteza de reacție, creșterea temperaturii nu este întotdeauna aplicabilă, deoarece substanțele inițiale pot începe să se descompună, solvenții sau substanțele în sine se pot evapora.

Concentrația reactanților

Modificarea presiunii atunci când participați la o reacție substanțe gazoase duce de asemenea la o modificare a concentrației acestor substanțe.

Pentru ca interacțiunile chimice dintre particule să apară, acestea trebuie să se ciocnească efectiv. Cu cât concentrația de reactanți este mai mare, cu atât mai multe ciocniri și, în consecință, cu atât viteza de reacție este mai mare. De exemplu, acetilena arde foarte repede în oxigen pur. În acest caz, se dezvoltă o temperatură suficientă pentru a topi metalul. Pe baza unei cantități mari de material experimental, în 1867 norvegienii K. Guldenberg și P. Waage și independent de aceștia în 1865, omul de știință rus N.I.Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, stabilind dependența vitezei de reacție de concentrație. a substanţelor care reacţionează.

Viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în puteri egale cu coeficienţii acestora din ecuaţia reacţiei.

Această lege este numită și legea acțiunii în masă.

Pentru reacția $A+B=D$ această lege se exprimă astfel:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Pentru reacția $2A+B=D$ această lege se exprimă astfel:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Aici $С_А, С_В$ sunt concentraţiile de substanţe $А$ şi $В$ (mol/l); $k_1$ și $k_2$ sunt coeficienți de proporționalitate numiți constante de viteză de reacție.

Semnificația fizică a constantei vitezei de reacție nu este greu de stabilit - este numeric egală cu viteza de reacție în care concentrațiile reactanților sunt egale cu $1$ mol/l sau produsul lor este egal cu unitatea. În acest caz, este clar că constanta vitezei de reacție depinde numai de temperatură și nu depinde de concentrația de substanțe.

Legea acţiunii masei nu ţine cont de concentraţia substanţelor care reacţionează în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor sunt de obicei constante.

De exemplu, pentru reacția de ardere a cărbunelui

expresia vitezei de reacție trebuie scrisă după cum urmează:

$υ=k·C_(O_2)$,

adică, viteza de reacție este proporțională numai cu concentrația de oxigen.

Dacă ecuația reacției descrie doar o reacție chimică totală care are loc în mai multe etape, atunci viteza unei astfel de reacții poate depinde într-un mod complex de concentrațiile substanțelor inițiale. Această dependență este determinată experimental sau teoretic pe baza mecanismului de reacție propus.

Acțiunea catalizatorilor

Este posibilă creșterea vitezei unei reacții prin utilizarea unor substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și o direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică. Ei sunt numiti, cunoscuti catalizatori(din lat. cataliză- distrugere).

Catalizatorul acționează ca un ghid experimentat, îndrumând un grup de turiști nu printr-o pasă înaltă din munți (depășirea ei necesită mult efort și timp și nu este accesibilă oricui), ci de-a lungul căilor de ocolire cunoscute de el, de-a lungul cărora se poate depăși muntele mult mai ușor și mai repede. Adevărat, folosind traseul giratoriu, nu poți ajunge exact unde duce pasul principal. Dar uneori este exact ceea ce este necesar! Exact așa se numesc catalizatorii selectiv. Este clar că nu este nevoie să ardeți amoniacul și azotul, dar oxidul de azot (II) este folosit la producerea acidului azotic.

Catalizatorii sunt substanțe care participă la o reacție chimică și își schimbă viteza sau direcția, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate cantitativ și calitativ.

Se numește schimbarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia folosind un catalizator cataliză. Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în diverse industrii și transport (convertoare catalitice care transformă oxizii de azot din gazele de eșapament ale mașinilor în azot inofensiv).

Există două tipuri de cataliză.

Cataliza omogenă, în care atât catalizatorul, cât și reactanții sunt în aceeași stare de agregare (fază).

Cataliza eterogenă, în care catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite. De exemplu, descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator solid de oxid de mangan (IV):

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

Catalizatorul în sine nu este consumat ca urmare a reacției, dar dacă pe suprafața sa sunt adsorbite alte substanțe (se numesc otravuri catalitice), atunci suprafața devine inoperabilă și este necesară regenerarea catalizatorului. Prin urmare, înainte de efectuarea reacției catalitice, materiile prime sunt complet purificate.

De exemplu, în producerea acidului sulfuric prin metoda de contact, se utilizează un catalizator solid - oxid de vanadiu (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

În producția de metanol, se folosește un catalizator solid de zinc-crom ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Catalizatorii biologici funcționează foarte eficient - enzime. Prin natura chimică sunt proteine. Datorită acestora, reacțiile chimice complexe apar cu viteză mare în organismele vii la temperaturi scăzute. Enzimele sunt deosebit de specifice; fiecare dintre ele accelerează doar propria sa reacție, care are loc în la fix si in in locul potrivit cu un randament apropiat de $100%$. Crearea de catalizatori artificiali asemănători enzimelor este visul chimiștilor!

Desigur, ați auzit despre alte substanțe interesante - inhibitori(din lat. inhibere- detine). Ei Cu de mare viteză reacţionează cu particulele active pentru a forma compuşi slab activi. Ca urmare, reacția încetinește brusc și apoi se oprește. Inhibitorii sunt adesea adăugați în mod specific la diferite substanțe pentru a preveni procesele nedorite.

De exemplu, inhibitorii sunt utilizați pentru a stabiliza soluțiile de peroxid de hidrogen, monomerii pentru a preveni polimerizarea prematură și acidul clorhidric pentru a putea fi transportat în containere de oțel. Inhibitorii se găsesc și în organismele vii; ei suprimă diferite reacții de oxidare dăunătoare în celulele țesuturilor, care pot fi inițiate, de exemplu, de radiații radioactive.

Natura substanțelor care reacţionează (compoziţia, structura lor)

Valoarea energiei de activare este factorul prin care natura reactanților influențează viteza de reacție.

Dacă energia de activare este mică ($< 40$ 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.

Dacă energia de activare este mare ($> $120 kJ/mol), aceasta înseamnă că doar o mică parte din ciocnirile dintre particulele care interacționează duc la o reacție. Viteza unei astfel de reacții este deci foarte scăzută. De exemplu, progresul reacției de sinteză a amoniacului la temperaturi obișnuite este aproape imposibil de observat.

Dacă energiile de activare au valori intermediare (40-120 $ kJ/mol), atunci vitezele unor astfel de reacții vor fi medii. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau alcoolul etilic, decolorarea apei de brom cu etilena, interacțiunea zincului cu acidul clorhidric etc.

Suprafața de contact a substanțelor care reacţionează

Viteza reacțiilor care au loc pe suprafața substanțelor, adică eterogen, depinde, în egală măsură, de proprietățile acestei suprafețe. Se știe că creta sub formă de pulbere se dizolvă mult mai repede în acid clorhidric decât o bucată de cretă de greutate egală.

Creșterea vitezei de reacție este explicată, în primul rând, de o creștere a suprafeței de contact a substanțelor de pornire, precum și de o serie de alte motive, de exemplu, distrugerea structurii corecte. rețea cristalină. Acest lucru duce la faptul că particulele de pe suprafața microcristalelor rezultate sunt mult mai reactive decât aceleași particule de pe o suprafață netedă.

În industrie, pentru a efectua reacții eterogene, se folosește un pat fluidizat pentru a crește suprafața de contact a substanțelor care reacţionează, aprovizionarea cu substanţe iniţiale şi îndepărtarea produselor. De exemplu, în producerea acidului sulfuric, pirita este ardetă folosind un pat fluidizat; V Chimie organica folosind un pat fluidizat, se efectuează cracarea catalitică a produselor petroliere și regenerarea (restaurarea) unui catalizator eșuat (cocsat).

Reacția rapidă este determinată de o modificare a concentrației molare a unuia dintre reactanți:

V = ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DC / Dt)

Unde C 1 și C 2 sunt concentrațiile molare ale substanțelor în timpii t 1 și, respectiv, t 2 (semnul (+) - dacă viteza este determinată de produsul de reacție, semnul (-) - de substanța inițială).

Reacțiile apar atunci când moleculele de substanțe care reacţionează se ciocnesc. Viteza sa este determinată de numărul de ciocniri și de probabilitatea ca acestea să ducă la transformare. Numărul de ciocniri este determinat de concentrațiile substanțelor care reacţionează, iar probabilitatea unei reacții este determinată de energia moleculelor care se ciocnesc.
Factori care influențează viteza reacțiilor chimice.
1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile se desfășoară în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu legături mai puternice. Astfel, ruperea legăturilor din moleculele de H 2 și N 2 necesită energii mari; astfel de molecule sunt ușor reactive. Ruperea legăturilor în moleculele foarte polare (HCl, H 2 O) necesită mai puțină energie, iar viteza de reacție este mult mai mare. Reacțiile dintre ionii din soluțiile de electroliți apar aproape instantaneu.
Exemple
Fluorul reacționează exploziv cu hidrogenul la temperatura camerei; bromul reacționează lent cu hidrogenul când este încălzit.
Oxidul de calciu reacţionează puternic cu apa, eliberând căldură; oxid de cupru - nu reacționează.

2. Concentrarea. Odată cu creșterea concentrației (numărul de particule pe unitate de volum), ciocnirile moleculelor de substanțe care reacţionează apar mai des - viteza de reacție crește.
Legea acțiunii în masă (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

AA + bB + . . . ® . . .

[A] a [B] b . . .

Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților, temperatură și catalizator, dar nu depinde de concentrațiile reactanților.
Sensul fizic al constantei de viteză este că este egală cu viteza de reacție la concentrațiile unitare ale reactanților.
Pentru reacțiile eterogene, concentrația fazei solide nu este inclusă în exprimarea vitezei de reacție.

3. Temperatura. Pentru fiecare creștere de 10°C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori (regula lui van't Hoff). Pe măsură ce temperatura crește de la t 1 la t 2, modificarea vitezei de reacție poate fi calculată folosind formula:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(unde Vt 2 și Vt 1 sunt vitezele de reacție la temperaturile t 2 și, respectiv, t 1; g este coeficientul de temperatură al acestei reacții).
Regula lui Van't Hoff este aplicabilă numai într-un interval restrâns de temperatură. Mai precisă este ecuația lui Arrhenius:

e -Ea/RT

Unde
A este o constantă în funcție de natura reactanților;
R este constanta universală a gazului;

Ea este energia de activare, i.e. energia pe care trebuie să o aibă moleculele care se ciocnesc pentru ca ciocnirea să ducă la o transformare chimică.
Diagrama energetică a unei reacții chimice.


Reacție exotermă	Reacție endotermă

A - reactivi, B - complex activat (stare de tranziție), C - produse.
Cu cât energia de activare Ea este mai mare, cu atât viteza de reacție crește cu creșterea temperaturii.

4. Suprafața de contact a substanțelor care reacţionează. Pentru sistemele eterogene (atunci când substanțele sunt în diferite stări de agregare), cu cât suprafața de contact este mai mare, cu atât reacția are loc mai rapid. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora.

5. Cataliza. Substanțele care participă la reacții și cresc viteza acesteia, rămânând neschimbate la sfârșitul reacției, se numesc catalizatori. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor este asociat cu o scădere a energiei de activare a reacției datorită formării de compuși intermediari. La cataliză omogenă reactivii si catalizatorul constituie o singura faza (sunt in aceeasi stare de agregare), cu cataliză eterogenă- diferite faze (sunt în diferite stări de agregare). În unele cazuri, apariția proceselor chimice nedorite poate fi încetinită brusc prin adăugarea de inhibitori în mediul de reacție („fenomenul” cataliză negativă").

Unele reacții chimice apar aproape instantaneu (explozia unui amestec de oxigen-hidrogen, reacții de schimb ionic într-o soluție apoasă), altele rapid (combustia substanțelor, interacțiunea zincului cu acidul), iar altele încet (ruginirea fierului, putrezirea reziduurilor organice). ). Se știe că reacțiile sunt atât de lente încât o persoană pur și simplu nu le poate observa. De exemplu, transformarea granitului în nisip și argilă are loc de-a lungul a mii de ani.

Cu alte cuvinte, reacțiile chimice pot avea loc cu diferite viteză.

Dar ce este viteza de reacție? Cum este definiție precisă a unei cantități date și, cel mai important, expresia ei matematică?

Viteza unei reacții este modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp într-o unitate de volum. Din punct de vedere matematic, această expresie se scrie astfel:

Unde n 1 Șin 2 – cantitatea de substanță (mol) la momentul t 1 și, respectiv, t 2 într-un sistem de volum V.

Ce semn plus sau minus (±) va apărea în fața expresiei vitezei depinde dacă ne uităm la o modificare a cantității de substanță - un produs sau un reactant.

Evident, în timpul reacției se consumă reactivi, adică cantitatea acestora scade, prin urmare, pentru reactivi, expresia (n 2 - n 1) are întotdeauna o valoare mai mică decât zero. Deoarece viteza nu poate fi o valoare negativă, în acest caz trebuie să puneți un semn minus în fața expresiei.

Dacă ne uităm la modificarea cantității de produs și nu a reactivului, atunci semnul minus nu este necesar înaintea expresiei pentru calcularea vitezei, deoarece expresia (n 2 - n 1) în acest caz este întotdeauna pozitivă, deoarece cantitatea de produs ca urmare a reacției nu poate decât să crească.

Raportul cantitativ al substanței n la volumul în care se află această cantitate de substanță se numește concentrație molară CU:

Astfel, folosind conceptul de concentrație molară și expresia sa matematică, putem scrie o altă opțiune pentru determinarea vitezei de reacție:

Viteza de reacție este modificarea concentrației molare a unei substanțe ca rezultat al unei reacții chimice într-o unitate de timp:

Factori care afectează viteza de reacție

Este adesea extrem de important să știm ce determină viteza unei anumite reacții și cum să o influențezi. De exemplu, industria de rafinare a petrolului luptă literalmente pentru fiecare jumătate suplimentară de la sută din produs pe unitatea de timp. La urma urmei, având în vedere cantitatea uriașă de petrol procesată, chiar și jumătate la sută are ca rezultat un profit financiar anual mare. În unele cazuri, este extrem de important să încetiniți unele reacții, în special coroziunea metalelor.

Deci de ce depinde viteza de reacție? Depinde, destul de ciudat, de mulți parametri diferiți.

Pentru a înțelege această problemă, în primul rând, să ne imaginăm ce se întâmplă ca urmare a unei reacții chimice, de exemplu:

A + B → C + D

Ecuația scrisă mai sus reflectă procesul în care moleculele substanțelor A și B, ciocnând unele de altele, formează molecule ale substanțelor C și D.

Adică, fără îndoială, pentru ca reacția să aibă loc, la minimum, este necesară o coliziune a moleculelor substanțelor inițiale. Evident, dacă creștem numărul de molecule pe unitatea de volum, numărul de coliziuni va crește în același mod în care frecvența coliziunilor tale cu pasagerii dintr-un autobuz aglomerat va crește față de unul pe jumătate gol.

Cu alte cuvinte, viteza de reacție crește odată cu creșterea concentrației de reactanți.

În cazul în care unul sau mai mulți reactanți sunt gaze, viteza de reacție crește odată cu creșterea presiunii, deoarece presiunea unui gaz este întotdeauna direct proporțională cu concentrația moleculelor sale constitutive.

Cu toate acestea, ciocnirea particulelor este o condiție necesară, dar deloc suficientă pentru ca reacția să aibă loc. Cert este că, conform calculelor, numărul de ciocniri ale moleculelor de substanțe care reacţionează la concentrația lor rezonabilă este atât de mare încât toate reacțiile trebuie să aibă loc într-o clipă. Cu toate acestea, în practică, acest lucru nu se întâmplă. Ce s-a întâmplat?

Faptul este că nu orice coliziune a moleculelor reactante va fi neapărat eficientă. Multe ciocniri sunt elastice - moleculele sar unele de altele ca niște mingi. Pentru ca o reacție să aibă loc, moleculele trebuie să aibă suficientă energie cinetică. Energia minimă pe care trebuie să o aibă moleculele substanţelor care reacţionează pentru ca reacţia să aibă loc se numeşte energie de activare şi se notează E a. Într-un sistem format dintr-un număr mare de molecule, există o distribuție a moleculelor după energie, unele dintre ele au energie scăzută, altele au energie mare și medie. Dintre toate aceste molecule, doar o mică parte din molecule au o energie mai mare decât energia de activare.

După cum știți dintr-un curs de fizică, temperatura este de fapt o măsură a energiei cinetice a particulelor care alcătuiesc o substanță. Adică, cu cât particulele care alcătuiesc o substanță se mișcă mai repede, cu atât temperatura acesteia este mai mare. Astfel, evident, prin creșterea temperaturii creștem esențial energia cinetică a moleculelor, drept urmare proporția moleculelor cu energie care depășește E a crește și ciocnirea lor va duce la o reacție chimică.

Fapt influență pozitivă Temperatura asupra vitezei de reacție a fost stabilită empiric de chimistul olandez Van't Hoff încă din secolul al XIX-lea. Pe baza cercetărilor sale, el a formulat o regulă care încă îi poartă numele și arată astfel:

Viteza oricărei reacții chimice crește de 2-4 ori cu o creștere a temperaturii cu 10 grade.

Reprezentarea matematică a acestei reguli se scrie astfel:

Unde V 2 Și V 1 este viteza la temperaturile t 2 și, respectiv, t 1, iar γ este coeficientul de temperatură al reacției, a cărui valoare se află cel mai adesea în intervalul de la 2 la 4.

Adesea, viteza multor reacții poate fi mărită folosind catalizatori.

Catalizatorii sunt substanțe care accelerează cursul unei reacții fără a fi consumate.

Dar cum cresc catalizatorii viteza unei reacții?

Să ne amintim despre energia de activare E a. Moleculele cu o energie mai mică decât energia de activare în absența unui catalizator nu pot interacționa între ele. Catalizatorii schimbă calea pe care se desfășoară o reacție, la fel cum un ghid experimentat va trase o expediție nu direct printr-un munte, ci cu ajutorul unor poteci ocolitoare, drept urmare chiar și acei însoțitori care nu au avut suficientă energie pentru a urca pe un munte. muntele va putea să se mute pe o altă parte.

În ciuda faptului că catalizatorul nu este consumat în timpul reacției, acesta ia totuși un rol activ, formând compuși intermediari cu reactivii, dar la sfârșitul reacției revine la starea inițială.

Pe lângă factorii de mai sus care afectează viteza de reacție, dacă există o interfață între substanțele care reacţionează (reacție eterogenă), viteza de reacție va depinde și de aria de contact a reactanților. De exemplu, imaginați-vă o granulă de aluminiu metalic care este aruncată într-o eprubetă care conține o soluție apoasă de acid clorhidric. Aluminiul este un metal activ care poate reacționa cu acizii neoxidanți. Cu acid clorhidric, ecuația de reacție este următoarea:

2Al + 6HCI → 2AlCI3 + 3H2

Aluminiul este un solid, ceea ce înseamnă că reacția cu acidul clorhidric are loc numai la suprafața sa. Evident, dacă mărim suprafața prin întinderea întâi a granulelor de aluminiu în folie, vom oferi astfel cantitate mare atomi de aluminiu disponibili pentru reacția cu acidul. Ca urmare, viteza de reacție va crește. În mod similar, creșterea suprafeței unui solid poate fi obținută prin măcinarea acestuia în pulbere.

De asemenea, viteza unei reacții eterogene în care un solid reacționează cu o substanță gazoasă sau lichidă este adesea influențată pozitiv de agitare, ceea ce se datorează faptului că, în urma agirii, moleculele acumulate de produși de reacție sunt îndepărtate din reacție. zonă și o nouă porțiune de molecule reactante este „adusă”.

În sfârșit, trebuie remarcată influența enormă asupra vitezei de reacție și a naturii reactivilor. De exemplu, cu cât un metal alcalin este mai jos în tabelul periodic, cu atât reacționează mai rapid cu apa, fluorul, dintre toți halogenii, reacționează cel mai rapid cu hidrogenul gazos etc.

Rezumând toate cele de mai sus, viteza reacției depinde de următorii factori:

1) concentrația de reactivi: cu cât este mai mare, cu atât este mai mare viteza de reacție

2) temperatura: cu creșterea temperaturii, viteza oricărei reacții crește

3) zona de contact a substanțelor care reacţionează: decât suprafata mai mare contactul reactivilor, cu atât viteza de reacție este mai mare

4) agitare, dacă are loc o reacție între un solid și un lichid sau gaz, agitarea o poate accelera.

7.1. Reacții omogene și eterogene

Substanțele chimice pot fi în diferite stări de agregare, în timp ce lor Proprietăți chimiceîn diferite stări sunt aceleași, dar activitatea este diferită (ceea ce a fost arătat în ultima prelegere folosind exemplul efectului termic al unei reacții chimice).

Să ne uităm la diferite combinații stări de agregare, care poate conține două substanțe A și B.

A (g.), B (g.)

A (TV), B (TV)

A (w.), B (tv.)

amesteca

A(tv.), B(g.)

A (f.), B (g.)

amesteca

(soluţie)

eterogen

omogen

eterogen

omogen

Hg(l) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Faza este regiunea sistem chimic, în care toate proprietățile sistemului sunt constante (identice) sau se modifică continuu de la un punct la altul. Fiecare dintre solide este o fază separată și există, de asemenea, faze de soluție și faze gazoase.

Numit omogen sistem chimic, în care toate substanțele sunt într-o fază (în soluție sau gaz). Dacă există mai multe faze, atunci sistemul este apelat

eterogen.

Respectiv reactie chimica numite omogene dacă reactanții sunt în aceeași fază. Dacă reactivii sunt în faze diferite, atunci reactie chimica numite eterogene.

Nu este greu de înțeles că, deoarece contactul reactivilor este necesar pentru ca o reacție chimică să aibă loc, o reacție omogenă are loc simultan în întregul volum al soluției sau al vasului de reacție, în timp ce o reacție eterogenă are loc la o graniță îngustă între faze - la interfata. Astfel, pur teoretic, o reacție omogenă are loc mai repede decât una eterogenă.

Ajungem astfel la concept viteza de reactie chimica.

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibru chimic.

7.2. Viteza de reacție chimică

Ramura chimiei care studiază vitezele și mecanismele reacțiilor chimice este o ramură a chimiei fizice și se numește cinetica chimică.

Viteza reacției chimice este modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum a sistemului de reacție (pentru o reacție omogenă) sau pe unitatea de suprafață (pentru o reacție eterogenă).

Astfel, dacă volumul	sau zonă	interfețe
nu se modifică, atunci expresiile pentru vitezele reacțiilor chimice au forma:


hom o

Raportul dintre o modificare a cantității de substanță și volumul sistemului poate fi interpretat ca o modificare a concentrației unei substanțe date.

Rețineți că pentru reactivi, expresia vitezei unei reacții chimice este scrisă cu semnul minus, deoarece concentrația reactivilor scade, iar viteza reacției chimice este de fapt o valoare pozitivă.

Concluziile ulterioare se bazează pe considerații fizice simple care consideră o reacție chimică ca o consecință a interacțiunii mai multor particule.

Elementară (sau simplă) este o reacție chimică care are loc într-o singură etapă. Dacă există mai multe etape, atunci astfel de reacții se numesc reacții complexe, sau compozite, sau reacții brute.

În 1867, s-a propus să se descrie viteza unei reacții chimice legea acțiunii în masă: viteza unei reacții chimice elementare este proporțională cu concentrațiile reactanților în puteri ale coeficienților stoichiometrici.n A +m B P,

A, B – reactanți, P – produse, n, m – coeficienți.

W = k n m

Coeficientul k se numește constanta de viteză a unei reacții chimice,

caracterizează natura particulelor care interacționează și nu depinde de concentrația particulelor.

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibrul chimic. Se numesc mărimile n și m ordinea reacției după substanță A și, respectiv, B și

suma lor (n +m) – ordine de reacție.

Pentru reacțiile elementare, ordinea de reacție poate fi 1, 2 și 3.

Reacțiile elementare de ordinul 1 se numesc monomoleculare, de ordinul 2 - bimoleculare, de ordinul 3 - trimoleculare, în funcție de numărul de molecule implicate. Reacțiile elementare de peste ordinul trei sunt necunoscute - calculele arată că întâlnirea simultană a patru molecule la un moment dat este un eveniment prea incredibil.

Deoarece o reacție complexă constă dintr-o anumită secvență de reacții elementare, viteza ei poate fi exprimată în termeni de viteze ale etapelor individuale ale reacției. Prin urmare, pentru reacțiile complexe, ordinea poate fi oricare, inclusiv fracționată sau zero (ordinea zero a unei reacții indică faptul că reacția are loc la o viteză constantă și nu depinde de concentrația particulelor care reacţionează W = k).

Cea mai lentă dintre etape proces complex numită de obicei etapa de limitare a ratei.

Imaginați-vă că un număr mare de molecule au mers la un cinema gratuit, dar la intrare era un inspector care verifica vârsta fiecărei molecule. Prin urmare, un flux de materie intră pe ușile cinematografului, iar moleculele intră pe rând în sala de cinema, adică. Atât de lent.

Exemple de reacții elementare de ordinul întâi sunt procesele de dezintegrare termică sau radioactivă; prin urmare, constanta de viteză k caracterizează fie probabilitatea ruperii unei legături chimice, fie probabilitatea dezintegrarii pe unitatea de timp.

Există o mulțime de exemple de reacții elementare de ordinul doi - acesta este cel mai familiar mod de reacții pentru noi - particula A s-a ciocnit cu particula B, a avut loc un fel de transformare și s-a întâmplat ceva acolo (rețineți că, în teorie, produsele nu afectează nimic - toată atenția este acordată numai particulelor care reacţionează).

Dimpotrivă, există destul de multe reacții elementare de ordinul trei, deoarece este destul de rar ca trei particule să se întâlnească simultan.

Ca o ilustrare, să ne uităm la puterea predictivă a cineticii chimice.

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibrul chimic.

Ecuație cinetică de ordinul întâi

(material ilustrativ suplimentar)

Să considerăm o reacție omogenă de ordinul întâi, a cărei constantă de viteză este egală cu k, concentrația inițială a substanței A este egală cu [A]0.

Prin definiție, viteza unei reacții chimice omogene este egală cu

K[A]

modificarea concentrației pe unitatea de timp. Odată ce substanța A –

reactiv, pune semnul minus.

O astfel de ecuație se numește diferențială (există

derivat)

[A]

Pentru a o rezolva, transferăm cantitățile în partea stângă

concentrații, iar pe dreapta - timpul.

Dacă derivatele a două funcții sunt egale, atunci funcțiile în sine

ar trebui să difere cu cel mult o constantă.

Pentru a rezolva această ecuație, luați integrala părții stângi (peste

concentrare) și partea dreaptă (în timp). Ca să nu sperii

ln[ A ] = −kt +C

ascultători, ne vom limita la răspuns.

Simbolul ln este un logaritm natural, adică. numărul b astfel încât

= [A],e = 2,71828...

ln[ A ]- ln0 = - kt

Constanta C se găsește din condițiile inițiale:

la t = 0 concentrația inițială este [A]0

[A]

logaritmul timpilor -

aceasta este o putere a unui număr, folosim proprietățile puterilor

[A]0

e a− b=

Acum să scăpăm de logaritmul urât (vezi definiția

logaritm cu 6-7 linii mai mare),

De ce creștem numărul?

la puterea părții stângi a ecuației și a părții drepte a ecuației.

[A]

E−kt

Înmulțiți cu [A]0

[A]0

Ecuație cinetică de ordinul întâi.

[ A ]= 0 × e − kt

Bazat

ecuaţia cinetică obţinută a primei

comanda poate

calculat

concentrația substanței

oricand

În scopul cursului nostru, această concluzie are scop informativ pentru a vă demonstra utilizarea aparatelor matematice pentru calcularea progresului unei reacții chimice. În consecință, un chimist competent nu poate decât să cunoască matematica. Învață matematică!

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibrul chimic. Un grafic al concentrației de reactanți și produse în funcție de timp poate fi descris calitativ după cum urmează (folosind exemplul unei reacții ireversibile de ordinul întâi)

Factorii care afectează viteza de reacție

1. Natura reactanților

De exemplu, viteza de reacție a următoarelor substanțe: H2 SO4, CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - cu ion hidroxid va varia în funcție de rezistență Legături H-O. Pentru a evalua puterea unei legături date, puteți utiliza sarcina relativ pozitivă a atomului de hidrogen: cu cât sarcina este mai mare, cu atât reacția va fi mai ușoară.

2. Temperatura

Experiența de viață ne spune că viteza de reacție depinde de temperatură și crește odată cu creșterea temperaturii. De exemplu, procesul de acrire a laptelui are loc mai repede la temperatura camerei decât în frigider.

Să ne întoarcem la expresia matematică a legii acțiunii în masă.

W = k n m

Deoarece partea stângă a acestei expresii (viteza de reacție) depinde de temperatură, prin urmare, partea dreaptă a expresiei depinde și de temperatură. În acest caz, concentrația, desigur, nu depinde de temperatură: de exemplu, laptele își păstrează conținutul de grăsime de 2,5% atât în frigider, cât și la temperatura camerei. Apoi, după cum spunea Sherlock Holmes, soluția rămasă este cea corectă, oricât de ciudat ar părea: constanta de viteză depinde de temperatură!

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibrul chimic. Dependența constantei vitezei de reacție de temperatură este exprimată folosind ecuația Arrhenius:

− E a

k = k0 eRT,

in care

R = 8,314 J mol-1 K-1 – constanta universală a gazului,

E a este energia de activare a reacției (vezi mai jos), este considerată convențional independentă de temperatură;

k 0 este factorul pre-exponenţial (adică factorul care vine înaintea exponenţialului), a cărui valoare este, de asemenea, aproape independentă de temperatură şi este determinată, în primul rând, de ordinea reacţiei.

Astfel, valoarea lui k0 este de aproximativ 1013 s-1 pentru o reacție de ordinul întâi, 10 -10 l mol-1 s-1 pentru o reacție de ordinul doi,

pentru o reacție de ordinul trei – 10 -33 l2 mol-2 s-1. Nu este necesar să ne amintim aceste valori.

Valorile exacte ale lui k0 pentru fiecare reacție sunt determinate experimental.

Conceptul de energie de activare devine clar din figura următoare. De fapt, energia de activare este energia pe care o particulă care reacţionează trebuie să o aibă pentru ca o reacţie să aibă loc.

Mai mult, dacă încălzim sistemul, atunci energia particulelor crește (graficul punctat), în timp ce starea de tranziție (≠) rămâne la același nivel. Diferența de energie dintre starea de tranziție și reactanți (energia de activare) scade, iar viteza de reacție conform ecuației Arrhenius crește.

Viteza unei reacții chimice. Legea acțiunii în masă. Echilibrul chimic. Pe lângă ecuația Arrhenius, există și ecuația Van't Hoff, care

caracterizează dependența vitezei de reacție de temperatură prin coeficientul de temperatură γ:

Coeficientul de temperatură γ arată de câte ori va crește viteza unei reacții chimice atunci când temperatura se schimbă cu 10o.

Ecuația Van't Hoff:

T 2− T 1

W (T2)= W (T1)× y10

De obicei, coeficientul γ este în intervalul de la 2 la 4. Din acest motiv, chimiștii folosesc adesea aproximarea că o creștere a temperaturii cu 20o duce la o creștere a vitezei de reacție cu un ordin de mărime (adică, de 10 ori).