Kimyasal reaksiyon bir maddenin diğerine dönüşmesidir.

Hangi tür kimyasal reaksiyon olursa olsun, farklı oranlarda gerçekleştirilirler. Örneğin, Dünya'nın bağırsaklarındaki jeokimyasal dönüşümler (kristalin hidratların oluşumu, tuzların hidrolizi, minerallerin sentezi veya ayrışması) binlerce, milyonlarca yıl boyunca gerçekleşir. Barutun, hidrojenin, güherçilenin ve berthollet tuzunun yanması gibi reaksiyonlar saniyeler içinde gerçekleşir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, birim zaman başına reaktanların (veya reaksiyon ürünlerinin) miktarındaki değişimi ifade eder. En sık kullanılan kavram ortalama reaksiyon hızı (Δc p) zaman aralığında.

v av = ± ∆C/∆t

∆С > 0 ürünleri için, başlangıç maddeleri -∆С için< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Her kimyasal reaksiyonun hızı birçok faktöre bağlıdır: reaksiyona giren maddelerin doğası, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonu, reaksiyon sıcaklığındaki değişiklikler, reaksiyona giren maddelerin öğütülme derecesi, basınçtaki değişiklikler ve katalizörün eklenmesi. reaksiyon ortamına.

Reaktanların doğası Kimyasal reaksiyonun hızını önemli ölçüde etkiler. Örnek olarak, bazı metallerin kalıcı bir bileşen olan su ile etkileşimini düşünün. Metalleri tanımlayalım: Na, Ca, Al, Au. Sodyum normal sıcaklıklarda suyla çok şiddetli reaksiyona girerek büyük miktarda ısı açığa çıkarır.

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2 + Q;

Kalsiyum normal sıcaklıklarda suyla daha az kuvvetli reaksiyona girer:

Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2 + Q;

Alüminyum zaten suyla reaksiyona giriyor yükselmiş sıcaklık:

2Al + 6H20 = 2Al(OH)z + ZH2 - Q;

Altın ise aktif olmayan metallerden biridir, normal veya yüksek sıcaklıklarda suyla reaksiyona girmez.

Kimyasal reaksiyonun hızı doğrudan bağlıdır. reaktanların konsantrasyonları . Yani, reaksiyon için:

C2H4 + 3O2 = 2C02 + 2H20;

Reaksiyon hızının ifadesi:

v = k**[O2]3;

Burada k, bir kimyasal reaksiyonun hız sabitidir; reaksiyona giren bileşenlerin konsantrasyonlarının 1 g/mol'e eşit olması koşuluyla sayısal olarak bu reaksiyonun hızına eşittir; [C 2 H 4 ] ve [O 2 ] 3 değerleri, stokiyometrik katsayılarının gücüne yükseltilen reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarına karşılık gelir. [C2H4 ] veya [O 2 ] konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, bu maddelerin moleküllerinin birim zaman başına çarpışması o kadar fazla olur ve dolayısıyla kimyasal reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur.

Hızlar kimyasal reaksiyonlar kural olarak doğrudan bağımlıdırlar reaksiyon sıcaklığı hakkında . Doğal olarak sıcaklık arttıkça moleküllerin kinetik enerjisi artar ve bu da birim zamanda moleküllerin daha fazla çarpışmasına neden olur. Çok sayıda deney, sıcaklıktaki her 10 derecelik değişiklikle reaksiyon hızının 2-4 kat değiştiğini göstermiştir (van't Hoff kuralı):

burada V T2, T2'deki kimyasal reaksiyonun hızıdır; Vti, T1'deki kimyasal reaksiyonun hızıdır; g reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır.

Etkilemek maddelerin öğütülme derecesi reaksiyonun hızı da doğrudan bağlıdır. Reaksiyona giren maddelerin parçacıkları ne kadar ince olursa, birim zamanda birbirleriyle o kadar çok temas ederler ve kimyasal reaksiyonun hızı da o kadar büyük olur. Bu nedenle, kural olarak, gaz halindeki maddeler veya çözeltiler arasındaki reaksiyonlar katı duruma göre daha hızlı ilerler.

Basınçtaki değişiklikler gaz halindeki maddeler arasındaki reaksiyon hızını etkiler. İçinde olmak kapalı hacim sabit bir sıcaklıkta reaksiyon V 1 hızında ilerler. Belirli bir sistemde basıncı arttırırsak (dolayısıyla hacmi azaltırsak), reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları artacak, moleküllerinin birim zaman başına çarpışması olacaktır. arttıkça reaksiyon hızı V 2'ye (v 2 > v 1) yükselecektir.

Katalizörler Kimyasal reaksiyonun hızını değiştiren, ancak kimyasal reaksiyon bittikten sonra değişmeden kalan maddelerdir. Katalizörlerin reaksiyon hızı üzerindeki etkisine kataliz denir. Katalizörler kimyasal dinamik bir süreci hem hızlandırabilir hem de yavaşlatabilir. Etkileşen maddeler ve katalizör aynı toplanma durumunda olduğunda, homojen katalizden bahsederiz ve heterojen katalizde reaksiyona giren maddeler ve katalizör farklı durumlardadır. toplanma durumları. Katalizör ve reaktifler bir ara kompleks oluşturur. Örneğin bir reaksiyon için:

Katalizör (K), A veya B - AK, VK ile bir kompleks oluşturur ve serbest bir A veya B parçacığı ile etkileşime girdiğinde K'yı serbest bırakır:

AK + B = AB + K

VK + A = VA + K;

blog.site, materyalin tamamını veya bir kısmını kopyalarken, orijinal kaynağa bir bağlantı gereklidir.

Fiziksel kimyanın alanlarından biri olan kimyasal kinetik, bir kimyasal reaksiyonun hızını ve değişimini etkileyen koşulları inceler. Ayrıca bu reaksiyonların mekanizmalarını ve termodinamik geçerliliğini de inceler. Bu çalışmalar sadece bilimsel amaçlarla değil, her türlü maddenin üretimi sırasında reaktörlerdeki bileşenlerin etkileşiminin izlenmesi açısından da önemlidir.

Kimyada hız kavramı

Reaksiyon hızına genellikle reaksiyona giren bileşiklerin birim zamanda (Δt) derişimlerinde (ΔC) meydana gelen belirli bir değişiklik denir. Matematik formülü Kimyasal reaksiyonun hızı aşağıdaki gibidir:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Reaksiyon hızı, eğer tüm hacim boyunca meydana geliyorsa (yani reaksiyon homojen ise) mol/l∙s cinsinden ve etkileşim fazlarları ayıran yüzeyde meydana geliyorsa (yani reaksiyon homojen ise) mol/m2∙s cinsinden ölçülür. reaksiyon heterojendir). Formüldeki "-" işareti, başlangıçtaki reaktanların derişimlerindeki değişiklikleri, "+" işareti ise aynı reaksiyonun ürünlerinin derişimlerindeki değişiklikleri ifade eder.

Farklı hızlardaki reaksiyon örnekleri

Etkileşimler kimyasal maddeler farklı hızlarda gerçekleştirilebilir. Böylece sarkıtların büyüme hızı yani kalsiyum karbonat oluşumu 100 yılda yalnızca 0,5 mm'dir. Bazıları yavaş yürüyor biyokimyasal reaksiyonlar Fotosentez ve protein sentezi gibi. Metallerin korozyonu oldukça düşük oranda meydana gelir.

Orta hız, bir ila birkaç saat gerektiren reaksiyonları tanımlamak için kullanılabilir. Bir örnek, gıdalarda bulunan bileşiklerin ayrışmasını ve dönüşümünü içeren pişirme olabilir. Bireysel polimerlerin sentezi, reaksiyon karışımının belirli bir süre ısıtılmasını gerektirir.

Hızı oldukça yüksek olan kimyasal reaksiyonların bir örneği, nötrleştirme reaksiyonları, sodyum bikarbonatın bir asetik asit çözeltisi ile etkileşimi ve serbest bırakılmasıdır. karbon dioksit. Ayrıca, baryum nitratın, çözünmeyen bir baryum sülfat çökeltisinin salınmasının gözlemlendiği sodyum sülfat ile etkileşiminden de bahsedebilirsiniz.

Yıldırım hızında çok sayıda reaksiyon meydana gelebilir ve bunlara bir patlama eşlik edebilir. Klasik örnek- potasyumun su ile etkileşimi.

Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler

Aynı maddelerin birbirleriyle farklı oranlarda reaksiyona girebileceğini belirtmekte fayda var. Örneğin, gaz halindeki oksijen ve hidrojenden oluşan bir karışım, uzun bir süre boyunca etkileşim belirtileri göstermeyebilir, ancak kap sallandığında veya vurulduğunda reaksiyon patlayıcı hale gelir. Bu nedenle kimyasal kinetik, bir kimyasal reaksiyonun hızını etkileyebilecek belirli faktörleri tanımlar. Bunlar şunları içerir:

etkileşime giren maddelerin doğası;
reaktiflerin konsantrasyonu;
sıcaklık değişimi;
bir katalizörün varlığı;
basınç değişimi (için gaz halindeki maddeler);
maddelerin temas alanı (heterojen reaksiyonlardan bahsediyorsak).

Maddenin doğasının etkisi

Bu yüzden önemli fark kimyasal reaksiyonların hızları açıklanmıştır Farklı anlamlar aktivasyon enerjisi (Ea). Bir reaksiyonun gerçekleşmesi için bir molekülün çarpışma sırasında ihtiyaç duyduğu ortalama değere kıyasla belirli miktarda fazla enerji olarak anlaşılmaktadır. KJ/mol cinsinden ölçülür ve değerleri genellikle 50-250 aralığındadır.

Herhangi bir reaksiyon için E a = 150 kJ/mol ise n'de olduğu genel olarak kabul edilir. sen. pratik olarak sızıntı yapmaz. Bu enerji, maddelerin molekülleri arasındaki itmeyi yenmek ve orijinal maddelerdeki bağları zayıflatmak için harcanır. Başka bir deyişle aktivasyon enerjisi gücü karakterize eder. Kimyasal bağlar maddelerde. Aktivasyon enerjisinin değerine bağlı olarak, bir kimyasal reaksiyonun hızını önceden tahmin etmek mümkündür:

E bir< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
E a>120 ise parçacık çarpışmalarının yalnızca çok küçük bir kısmı reaksiyona yol açacak ve hızı düşük olacaktır.

Konsantrasyon etkisi

Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı, en doğru şekilde aşağıdakileri ifade eden kütle etki yasası (LMA) ile karakterize edilir:

Kimyasal reaksiyonun hızı, değerleri stokiyometrik katsayılarına karşılık gelen güçlerde alınan reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.

Bu yasa, temel tek aşamalı reaksiyonlar veya karmaşık bir mekanizma ile karakterize edilen maddelerin etkileşiminin herhangi bir aşaması için uygundur.

Denklemi koşullu olarak şu şekilde yazılabilen bir kimyasal reaksiyonun hızını belirlemeniz gerekiyorsa:

αA+ bB = ϲС, o zaman

Kanunun yukarıdaki formülasyonuna uygun olarak hız, aşağıdaki denklem kullanılarak bulunabilir:

V=k·[A] a ·[B] b , burada

a ve b stokiyometrik katsayılardır,

[A] ve [B] başlangıç bileşiklerinin konsantrasyonlarıdır,

k, söz konusu reaksiyonun hız sabitidir.

Bir kimyasal reaksiyonun hız katsayısının anlamı, bileşiklerin derişimlerinin birime eşit olması durumunda değerinin hıza eşit olmasıdır. Bu formülü kullanarak doğru hesaplama için reaktiflerin toplanma durumunun dikkate alınmasının faydalı olduğu unutulmamalıdır. Katı konsantrasyonu birlik olarak alınır ve reaksiyon sırasında sabit kaldığı için denkleme dahil edilmez. Bu nedenle ZDM'ye göre hesaplamalara yalnızca sıvı ve gaz halindeki maddelerin konsantrasyonları dahil edilir. Böylece, denklemle açıklanan basit maddelerden silikon dioksit üretme reaksiyonu için

Si (tv) + Ο 2(g) = SiΟ 2(tv) ,

hız aşağıdaki formülle belirlenecektir:

Tipik görev

Başlangıç bileşiklerinin konsantrasyonları iki katına çıkarılsaydı nitrojen monoksitin oksijenle kimyasal reaksiyonunun hızı nasıl değişirdi?

Çözüm: Bu süreç reaksiyon denklemine karşılık gelir:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

Başlangıç (ᴠ 1) ve son (ᴠ 2) reaksiyon hızları için ifadeleri yazalım:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] ve

ᴠ 2 = k·(2·[ΝΟ]) 2 ·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ].

ᴠ 1 /ᴠ 2 = (k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ]) / (k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ]).

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Cevap: 8 kat arttı.

Sıcaklığın etkisi

Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Hollandalı bilim adamı J. H. Van't Hoff tarafından deneysel olarak belirlendi. Sıcaklıktaki her 10 derecelik artışla birçok reaksiyonun hızının 2-4 kat arttığını buldu. Bu kuralın şuna benzeyen matematiksel bir ifadesi vardır:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, burada

ᴠ 1 ve ᴠ 2 - Τ 1 ve Τ 2 sıcaklıklarında karşılık gelen hızlar;

γ - sıcaklık katsayısı, 2-4'e eşit.

Aynı zamanda bu kural, sıcaklığın belirli bir reaksiyonun hızı üzerindeki etkisinin mekanizmasını açıklamaz ve tüm kalıp setini açıklamaz. Sıcaklık arttıkça parçacıkların kaotik hareketinin yoğunlaştığı ve bunun daha fazla sayıda çarpışmaya neden olduğu sonucuna varmak mantıklıdır. Ancak bu, esas olarak aktivasyon enerjisine bağlı olduğundan, moleküler çarpışmaların verimliliğini özellikle etkilemez. Ayrıca birbirleriyle olan uzaysal yazışmaları da parçacık çarpışmalarının etkinliğinde önemli bir rol oynar.

Reaktiflerin doğasını dikkate alarak kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Arrhenius denklemine uyar:

k = A 0 e -Ea/RΤ, burada

A o bir çarpandır;

E a - aktivasyon enerjisi.

Van't Hoff yasasını kullanan bir problem örneği

Sıcaklık katsayısı sayısal olarak 3'e eşit olan bir kimyasal reaksiyonun hızının 27 kat artması için sıcaklık nasıl değiştirilmelidir?

Çözüm. Formülü kullanalım

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27 ve γ = 3 koşulundan. ΔΤ = Τ 2 -Τ 1'i bulmanız gerekir.

Elde ettiğimiz orijinal formülü dönüştürerek:

V2/V1 =γΔΤ/10.

Değerleri değiştiriyoruz: 27 = 3 ΔΤ/10.

Buradan ΔΤ/10 = 3 ve ΔΤ = 30 olduğu açıktır.

Cevap: Sıcaklık 30 derece artırılmalıdır.

Katalizörlerin etkisi

Fiziksel kimyada, kimyasal reaksiyonların hızı da kataliz adı verilen bir bölüm tarafından aktif olarak incelenmektedir. Belirli maddelerin nispeten küçük miktarlarının diğerlerinin etkileşim hızını nasıl ve neden önemli ölçüde artırdığıyla ilgileniyor. Bir reaksiyonu hızlandırabilen ancak kendisi içinde tüketilmeyen maddelere katalizör denir.

Katalizörlerin kimyasal etkileşimin mekanizmasını değiştirdiği ve daha düşük enerji bariyeri yükseklikleriyle karakterize edilen yeni geçiş durumlarının ortaya çıkmasına katkıda bulunduğu kanıtlanmıştır. Yani aktivasyon enerjisinin azaltılmasına ve dolayısıyla etkili parçacık çarpmalarının sayısının artmasına yardımcı olurlar. Bir katalizör enerjisel olarak imkansız olan bir reaksiyona neden olamaz.

Böylece hidrojen peroksit oksijen ve su oluşturmak üzere ayrışabilir:

N 2 Ο 2 = N 2 Ο + Ο 2.

Ancak bu reaksiyon çok yavaştır ve ilk yardım çantalarımızda uzun süre değişmeden kalır. Yalnızca çok eski peroksit şişelerini açtığınızda, kabın duvarlarındaki oksijen basıncından kaynaklanan hafif bir patlama sesi duyabilirsiniz. Sadece birkaç tane magnezyum oksit eklemek aktif gaz salınımını tetikleyecektir.

Peroksit ayrışmasının aynı reaksiyonu, ancak katalazın etkisi altında, yaraların tedavisinde ortaya çıkar. Canlı organizmalar biyokimyasal reaksiyonların hızını artıran birçok farklı madde içerir. Bunlara genellikle enzimler denir.

İnhibitörler reaksiyonların seyri üzerinde ters etkiye sahiptir. Ancak bu her zaman kötü bir şey değildir. İnhibitörler, metal ürünleri korozyondan korumak, gıdaların raf ömrünü uzatmak, örneğin yağların oksidasyonunu önlemek için kullanılır.

Madde temas alanı

Farklı toplanma durumlarına sahip bileşikler arasında veya homojen bir ortam oluşturamayan maddeler (karışmayan sıvılar) arasında etkileşimin meydana gelmesi durumunda, bu faktör aynı zamanda kimyasal reaksiyonun hızını da önemli ölçüde etkiler. Bunun nedeni, heterojen reaksiyonların doğrudan etkileşen maddelerin fazları arasındaki arayüzde gerçekleşmesidir. Açıkçası, bu sınır ne kadar geniş olursa, o kadar fazla parçacık çarpışma fırsatına sahip olur ve reaksiyon o kadar hızlı gerçekleşir.

Örneğin küçük talaşlar halinde, kütük halinde olduğundan çok daha hızlı gider. Aynı amaçla birçok katı, çözeltiye eklenmeden önce ince bir toz halinde öğütülür. Böylece toz halindeki tebeşir (kalsiyum karbonat), hidroklorik asitle aynı kütledeki bir parçadan daha hızlı etki eder. Ancak bu teknik, alanı artırmanın yanı sıra kaotik bir kırılmaya da yol açmaktadır. kristal kafes yani parçacıkların reaktivitesini artırır.

Matematiksel olarak, heterojen bir kimyasal reaksiyonun hızı, birim yüzey başına birim zamanda (Δt) meydana gelen madde miktarındaki (Δν) değişiklik olarak bulunur.

(S): V = Δν/(S·Δt).

Basıncın etkisi

Sistemdeki basınçtaki bir değişiklik, yalnızca gazların reaksiyona katılması durumunda etkili olur. Basınçtaki bir artışa, birim hacim başına bir maddenin moleküllerindeki bir artış eşlik eder, yani konsantrasyonu orantılı olarak artar. Tersine, basınçtaki bir azalma reaktifin konsantrasyonunda eşdeğer bir azalmaya yol açar. Bu durumda ZDM'ye karşılık gelen formül, bir kimyasal reaksiyonun hızının hesaplanması için uygundur.

Görev. Denklemin tanımladığı reaksiyonun hızı nasıl artacaktır?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

kapalı bir sistemin hacmi üç kat azaltılırsa (T=sabit)?

Çözüm. Hacim azaldıkça basınç da orantılı olarak artar. Başlangıç (V 1) ve son (V 2) reaksiyon hızlarına ilişkin ifadeleri yazalım:

V 1 = k 2 [Ο 2 ] ve

V 2 = k·(3·) 2 ·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ].

Yeni hızın ilkinden kaç kat daha büyük olduğunu bulmak için ifadelerin sol ve sağ taraflarını ayırmalısınız:

V1 /V2 = (k 9[ΝΟ] 2 3[Ο 2 ]) / (k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

Konsantrasyon değerleri ve hız sabitleri azaltılır ve geriye kalan:

V2/V1 = 9 3/1 = 27.

Cevap: Hız 27 kat arttı.

Özetlemek gerekirse, maddelerin etkileşim hızının, daha doğrusu parçacıklarının çarpışmalarının nicelik ve niteliğinin birçok faktörden etkilendiğini belirtmek gerekir. Her şeyden önce bunlar, düzeltilmesi neredeyse imkansız olan aktivasyon enerjisi ve moleküllerin geometrisidir. Geri kalan koşullara gelince, reaksiyon hızını arttırmak için şunlar yapılmalıdır:

reaksiyon ortamının sıcaklığının arttırılması;
başlangıç bileşiklerinin konsantrasyonlarını arttırmak;
gazlardan bahsediyorsak sistemdeki basıncı artırın veya hacmini azaltın;
farklı maddeleri tek bir toplanma durumuna getirin (örneğin suda çözerek) veya temas alanlarını arttırın.

Bazı kimyasal reaksiyonlar neredeyse anında meydana gelir (oksijen-hidrojen karışımının patlaması, sulu bir çözeltide iyon değişim reaksiyonları), diğerleri hızlı bir şekilde (maddelerin yanması, çinkonun asitle etkileşimi) ve diğerleri yavaş yavaş (demirin paslanması, organik kalıntıların çürümesi) meydana gelir. ). Tepkilerin o kadar yavaş olduğu bilinir ki kişi onları fark edemez. Örneğin granitin kuma ve kile dönüşümü binlerce yılda gerçekleşir.

Başka bir deyişle, farklı kimyasal reaksiyonlar meydana gelebilir. hız.

Ama bu ne hız reaksiyonu? Bu miktarın tam tanımı ve en önemlisi matematiksel ifadesi nedir?

Bir reaksiyonun hızı, bir birim hacimde birim zamanda bir maddenin miktarındaki değişikliktir. Matematiksel olarak bu ifade şu şekilde yazılır:

Nerede N 1 VeN 2 - hacim sisteminde sırasıyla t 1 ve t 2 zamanındaki madde miktarı (mol) V.

Hız ifadesinin önünde hangi artı veya eksi işaretinin (±) görüneceği, bir maddenin (ürün veya reaktan) miktarındaki bir değişikliğe bakıp bakmadığımıza bağlıdır.

Açıkçası, reaksiyon sırasında reaktifler tüketilir, yani miktarları azalır, bu nedenle reaktifler için (n 2 - n 1) ifadesi her zaman sıfırdan küçük bir değere sahiptir. Hız negatif bir değer olamayacağından bu durumda ifadenin önüne eksi işareti koymanız gerekir.

Reaktif değil, ürün miktarındaki değişime bakarsak, hızı hesaplamak için ifadeden önce eksi işareti gerekli değildir, çünkü bu durumda (n 2 - n 1) ifadesi her zaman pozitiftir, çünkü reaksiyonun sonucunda ortaya çıkan ürün miktarı ancak artabilir.

Madde miktar oranı N Bu miktardaki maddenin bulunduğu hacme molar konsantrasyon denir. İLE:

Böylece, molar konsantrasyon kavramını ve matematiksel ifadesini kullanarak reaksiyon hızını belirlemek için başka bir seçenek yazabiliriz:

Reaksiyon hızı, bir birim zamanda kimyasal reaksiyonun bir sonucu olarak bir maddenin molar konsantrasyonundaki değişikliktir:

Reaksiyon hızını etkileyen faktörler

Belirli bir reaksiyonun hızını neyin belirlediğini ve bunun nasıl etkileneceğini bilmek genellikle son derece önemlidir. Örneğin, petrol rafine etme endüstrisi, kelimenin tam anlamıyla, birim zaman başına ürünün her ek yüzde yarımı için savaşıyor. Sonuçta, işlenen büyük miktardaki petrol göz önüne alındığında, yüzde yarım bile büyük bir yıllık mali kârla sonuçlanıyor. Bazı durumlarda bazı reaksiyonların, özellikle de metallerin korozyonunun yavaşlatılması son derece önemlidir.

Peki reaksiyon hızı neye bağlıdır? İşin garibi, birçok farklı parametreye bağlı.

Bu konuyu anlayabilmek için öncelikle kimyasal bir reaksiyon sonucunda ne olduğunu hayal edelim, örneğin:

A + B → C + D

Yukarıda yazılan denklem, A ve B maddesi moleküllerinin birbirleriyle çarpışarak C ve D maddesi moleküllerini oluşturduğu süreci yansıtmaktadır.

Yani reaksiyonun gerçekleşebilmesi için hiç şüphesiz en azından başlangıç maddelerinin moleküllerinin çarpışması gereklidir. Açıkçası, birim hacim başına molekül sayısını arttırırsak, kalabalık bir otobüste yolcularla çarpışma sıklığınız yarı boş bir otobüse göre artacağı gibi çarpışma sayısı da artacaktır.

Başka bir deyişle, Reaktanların konsantrasyonu arttıkça reaksiyon hızı artar.

Reaktanlardan bir veya daha fazlasının gaz olması durumunda, gazın basıncı her zaman onu oluşturan moleküllerin konsantrasyonuyla doğru orantılı olduğundan, reaksiyon hızı artan basınçla artar.

Ancak parçacıkların çarpışması reaksiyonun meydana gelmesi için gerekli ancak yeterli olmayan bir durumdur. Gerçek şu ki, hesaplamalara göre, reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin makul konsantrasyonlarında çarpışma sayısı o kadar büyüktür ki, tüm reaksiyonların bir anda gerçekleşmesi gerekir. Ancak pratikte bu gerçekleşmez. Sorun ne?

Gerçek şu ki, reaktant moleküllerin her çarpışması mutlaka etkili olmayacaktır. Çarpışmaların çoğu esnektir; moleküller top gibi birbirlerinden sekerler. Bir reaksiyonun gerçekleşebilmesi için moleküllerin yeterli kinetik enerjiye sahip olması gerekir. Reaksiyonun gerçekleşebilmesi için reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin sahip olması gereken minimum enerjiye aktivasyon enerjisi denir ve E a ile gösterilir. Çok sayıda molekülden oluşan bir sistemde moleküllerin enerjiye göre dağılımı vardır, bazıları düşük enerjili, bazıları yüksek ve orta enerjilidir. Tüm bu moleküllerin yalnızca küçük bir kısmı aktivasyon enerjisinden daha büyük bir enerjiye sahiptir.

Bir fizik dersinden bildiğiniz gibi sıcaklık aslında bir maddeyi oluşturan parçacıkların kinetik enerjisinin bir ölçüsüdür. Yani bir maddeyi oluşturan parçacıklar ne kadar hızlı hareket ederse sıcaklığı da o kadar yüksek olur. Bu nedenle, açıkçası, sıcaklığı artırarak esas olarak moleküllerin kinetik enerjisini arttırıyoruz, bunun sonucunda E a'yı aşan enerjiye sahip moleküllerin oranı artıyor ve bunların çarpışması kimyasal bir reaksiyona yol açacaktır.

Sıcaklığın reaksiyon hızı üzerindeki olumlu etkisi, 19. yüzyılda Hollandalı kimyager Van't Hoff tarafından ampirik olarak tespit edildi. Araştırmasına dayanarak hâlâ kendi adını taşıyan bir kural formüle etti ve bu kural şu şekilde:

Herhangi bir kimyasal reaksiyonun hızı, sıcaklıktaki 10 derecelik artışla 2-4 kat artar.

Bu kuralın matematiksel gösterimi şu şekilde yazılır:

Nerede V 2 Ve V 1 sırasıyla t 2 ve t 1 sıcaklıklarındaki hızdır ve γ, değeri çoğunlukla 2 ila 4 aralığında yer alan reaksiyonun sıcaklık katsayısıdır.

Çoğunlukla birçok reaksiyonun hızı kullanılarak artırılabilir. katalizörler.

Katalizörler, bir reaksiyonun seyrini tüketilmeden hızlandıran maddelerdir.

Peki katalizörler bir reaksiyonun hızını nasıl arttırır?

Aktivasyon enerjisi E a'yı hatırlayalım. Katalizör yokluğunda aktivasyon enerjisinden daha düşük enerjiye sahip moleküller birbirleriyle etkileşime giremez. Tıpkı deneyimli bir rehberin bir keşif gezisini doğrudan bir dağın içinden değil, dolambaçlı yolların yardımıyla yönlendirmesi gibi, katalizörler de tepkimenin ilerleyeceği yolu değiştirir; bunun sonucunda, tırmanmak için yeterli enerjiye sahip olmayan yoldaşlar bile bir dağa tırmanacak kadar enerjiye sahip değildir. dağ onun tarafına geçebilecektir.

Katalizör reaksiyon sırasında tüketilmemesine rağmen yine de aktif rol alarak reaktiflerle ara bileşikler oluşturur, ancak reaksiyonun sonunda orijinal durumuna geri döner.

Reaksiyon hızını etkileyen yukarıdaki faktörlere ek olarak, reaksiyona giren maddeler arasında bir arayüz varsa (heterojen reaksiyon), reaksiyon hızı aynı zamanda reaktanların temas alanına da bağlı olacaktır. Örneğin, sulu bir hidroklorik asit çözeltisi içeren bir test tüpüne bırakılan bir alüminyum metal granülünü hayal edin. Alüminyum, oksitleyici olmayan asitlerle reaksiyona girebilen aktif bir metaldir. Hidroklorik asit ile reaksiyon denklemi aşağıdaki gibidir:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Alüminyum bir katıdır; bu, hidroklorik asitle reaksiyonun yalnızca yüzeyinde meydana geldiği anlamına gelir. Açıkçası, eğer önce alüminyum granülünü folyoya yuvarlayarak yüzey alanını arttırırsak, asitle reaksiyona girebilecek daha fazla sayıda alüminyum atomu sağlayacağız. Bunun sonucunda reaksiyon hızı artacaktır. Benzer şekilde, bir katının yüzey alanının arttırılması, onu toz haline getirerek elde edilebilir.

Ayrıca, bir katının gaz halindeki veya sıvı bir maddeyle reaksiyona girdiği heterojen bir reaksiyonun hızı, karıştırma sonucunda genellikle reaksiyon ürünlerinin birikmiş moleküllerinin reaksiyondan çıkarılması nedeniyle karıştırmadan olumlu yönde etkilenir. bölge ve reaktant moleküllerin yeni bir kısmı “içeriye getirilir”.

Son olarak, reaksiyon hızı ve reaktiflerin doğası üzerindeki muazzam etkiye de dikkat edilmelidir. Örneğin, periyodik tabloda bir alkali metal ne kadar düşükse, su ile o kadar hızlı reaksiyona girer; tüm halojenler arasında flor, hidrojen gazı vb. ile en hızlı reaksiyona girer.

Yukarıdakilerin tümünü özetlersek, reaksiyonun hızı aşağıdaki faktörlere bağlıdır:

1) reaktiflerin konsantrasyonu: ne kadar yüksek olursa reaksiyon hızı da o kadar büyük olur

2) sıcaklık: sıcaklık arttıkça herhangi bir reaksiyonun hızı artar

3) reaktanların temas alanı: reaktiflerin temas alanı ne kadar büyük olursa reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur

4) karıştırma, eğer bir katı ile bir sıvı veya gaz arasında bir reaksiyon meydana gelirse, karıştırmak onu hızlandırabilir.

Kimyasal reaksiyonların hızı, çeşitli faktörlere bağımlılığı

Homojen ve heterojen kimyasal reaksiyonlar

Kimyasal reaksiyonlar farklı hızlarda meydana gelir: sarkıt ve dikit oluşumu sırasında düşük bir hızda, yemek pişirirken ortalama bir hızda, bir patlama sırasında anında. Reaksiyonlar sulu çözeltilerde çok hızlı, neredeyse anında gerçekleşir. Baryum klorür ve sodyum sülfat - baryum sülfat formlarının çözeltilerini hemen bir çökelti olarak karıştırıyoruz. Kükürt hızlı bir şekilde yanar, ancak anında değil, magnezyum hidroklorik asitte çözünür, etilen bromlu suyun rengini giderir. Demir nesnelerde yavaş yavaş pas oluşur, bakır ve bronz ürünlerde plak oluşur, yapraklar yavaş yavaş çürür ve dişler tahrip olur.

Bir kimyasal reaksiyonun hızını tahmin etmek ve bunun proses koşullarına bağımlılığını açıklamak bir görevdir. kimyasal kinetik— zaman içinde meydana gelen kimyasal reaksiyonların kalıpları hakkında bilim.

Homojen bir ortamda, örneğin bir çözeltide veya gaz fazında kimyasal reaksiyonlar meydana gelirse, reaksiyona giren maddelerin etkileşimi tüm hacim boyunca meydana gelir. Bildiğiniz gibi bu tür reaksiyonlara denir homojen.

Homojen bir reaksiyonun hızı ($v_(homojen)$), birim hacim ve birim zamandaki madde miktarındaki değişiklik olarak tanımlanır:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

burada $∆n$ bir maddenin (çoğunlukla başlangıç maddesidir, ancak aynı zamanda bir reaksiyon ürünü de olabilir) mol sayısındaki değişikliktir; $∆t$ — zaman aralığı (sn, dak.); $V$ gazın veya çözeltinin hacmidir (l).

Madde miktarının hacme oranı $C$ molar konsantrasyonunu temsil ettiğinden, o zaman

$(∆n)/(V)=∆C.$

Böylece, homojen reaksiyon hızı Birim zamanda maddelerden birinin konsantrasyonundaki değişiklik olarak tanımlanır:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

sistemin hacmi değişmezse. Farklı toplanma durumlarındaki maddeler arasında (örneğin, bir katı ile bir gaz veya sıvı arasında) veya homojen bir ortam oluşturamayan maddeler arasında (örneğin, karışmayan sıvılar arasında) bir reaksiyon meydana gelirse, bu yalnızca Maddelerin temas yüzeyi. Bu tür reaksiyonlara denir heterojen.

Heterojen reaksiyon hızı birim yüzeyde birim zamandaki madde miktarındaki değişiklik olarak tanımlanır:

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

burada $S$, maddeler arasındaki temasın yüzey alanıdır ($m^2, cm^2$).

Devam eden herhangi bir reaksiyon sırasında başlangıç maddesinin konsantrasyonu farklı zaman noktalarında deneysel olarak ölçülürse, bu durumda değişimi bu reaktif için bir kinetik eğri kullanılarak grafiksel olarak gösterilebilir.

Reaksiyon hızı sabit değildir. Belirli bir zaman aralığında belirli bir reaksiyonun yalnızca belirli bir ortalama hızını belirttik.

Reaksiyonun hızını belirlediğimizi hayal edin

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) $Н_2$ konsantrasyonundaki değişikliklerle;

b) $HCl$ konsantrasyonundaki değişikliklerle.

Aynı değerleri alacak mıyız? Sonuçta, $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$'den oluşur, bu nedenle b) durumunda hız iki kat daha büyük olacaktır. Sonuç olarak reaksiyon hızının değeri aynı zamanda belirlendiği maddeye de bağlıdır.

Reaksiyon hızının belirlendiği maddenin miktarındaki değişiklik, araştırmacı tarafından gözlemlenen bir dış faktördür. Aslında tüm süreçler mikro düzeyde yürütülüyor. Açıkçası, bazı parçacıkların reaksiyona girebilmesi için öncelikle çarpışmaları ve etkili bir şekilde çarpışmaları gerekir: toplar gibi farklı yönlere dağılmamalı, ancak parçacıklardaki eski bağların yok edileceği veya zayıflatılacağı ve yenilerinin oluşabileceği bir şekilde ve Bunu başarmak için parçacıkların yeterli enerjiye sahip olması gerekir.

Hesaplanan veriler, örneğin gazlarda, atmosferik basınçta moleküllerin çarpışmasının 1$ saniyede milyarlarca olduğunu göstermektedir; tüm reaksiyonların anında gerçekleşmesi gerekirdi. Ama bu doğru değil. Etkili çarpışmalara yol açmak için moleküllerin yalnızca çok küçük bir kısmının gerekli enerjiye sahip olduğu ortaya çıktı.

Etkili bir çarpışmanın gerçekleşmesi için bir parçacığın (veya parçacık çiftinin) sahip olması gereken minimum fazla enerjiye denir. aktivasyon enerjisi$E_a$.

Dolayısıyla reaksiyona giren tüm parçacıkların yolu üzerinde $E_a$ aktivasyon enerjisine eşit bir enerji bariyeri vardır. Küçük olduğunda üstesinden gelebilecek çok sayıda parçacık vardır ve reaksiyon hızı yüksektir. Aksi takdirde bir itme gereklidir. Bir alkol lambasını yakmak için kibrit getirdiğinizde, alkol moleküllerinin oksijen molekülleriyle etkili bir şekilde çarpışması (bariyerin aşılması) için gerekli olan ek enerjiyi $E_a$ verirsiniz.

Sonuç olarak şu sonuca varalım: Pek çok olası reaksiyon pratikte gerçekleşmez çünkü Aktivasyon enerjisi yüksektir.

Bu hayatımız için büyük önem taşıyor. Termodinamik olarak izin verilen tüm reaksiyonların herhangi bir enerji bariyeri (aktivasyon enerjisi) olmadan ilerleyebilmesi durumunda ne olacağını hayal edin. Havadaki oksijen yanabilecek veya oksitlenebilecek herhangi bir şeyle reaksiyona girer. Tüm organik maddeler zarar görecek, karbondioksit $CO_2$ ve suya $H_2O$ dönüşecek.

Kimyasal reaksiyonun hızı birçok faktöre bağlıdır. Bunlardan başlıcaları şunlardır: reaksiyona giren maddelerin doğası ve konsantrasyonu, basınç (gazları içeren reaksiyonlarda), sıcaklık, katalizörlerin etkisi ve heterojen reaksiyonlar durumunda reaksiyona giren maddelerin yüzeyi. Bu faktörlerin her birinin kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisini ele alalım.

Sıcaklık

Sıcaklık arttığında çoğu durumda kimyasal reaksiyon hızının önemli ölçüde arttığını biliyorsunuz. 19. yüzyılda Hollandalı kimyager J. H. van't Hoff kuralı formüle etti:

Sıcaklıktaki her 10°C$ artış, reaksiyon hızında 2-4 kat artışa neden olur (bu değere reaksiyonun sıcaklık katsayısı denir).

Artan sıcaklıkla birlikte moleküllerin ortalama hızı, enerjileri ve çarpışma sayısı biraz artar, ancak reaksiyonun enerji bariyerini aşan etkili çarpışmalara katılan aktif moleküllerin oranı keskin bir şekilde artar.

Matematiksel olarak bu bağımlılık şu ilişkiyle ifade edilir:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10))),$

burada $υ_(t_1)$ ve $υ_(t_2)$ sırasıyla son $t_2$ ve başlangıç $t_1$ sıcaklıklarındaki reaksiyon hızlarıdır ve $γ$ reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır, bu da kaç tane olduğunu gösterir Her 10$°С$ için sıcaklık artışıyla reaksiyon hızının çarpımı artar.

Ancak reaksiyon hızını arttırmak için sıcaklığın arttırılması her zaman uygulanamaz, çünkü başlangıç maddeleri ayrışmaya başlayabilir, çözücüler veya maddelerin kendileri buharlaşabilir.

Reaktanların konsantrasyonu

Gaz halindeki maddeler reaksiyona girdiğinde basınçtaki değişiklik, bu maddelerin konsantrasyonunda da bir değişikliğe yol açar.

Parçacıklar arasındaki kimyasal etkileşimlerin meydana gelmesi için etkili bir şekilde çarpışmaları gerekir. Reaktanların konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, çarpışmalar o kadar fazla olur ve buna bağlı olarak reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur. Örneğin asetilen saf oksijende çok çabuk yanar. Bu durumda metali eritmeye yetecek bir sıcaklık gelişir. Büyük miktarda deneysel materyale dayanarak, 1867'de Norveçliler K. Guldenberg ve P. Waage ve onlardan bağımsız olarak 1865'te Rus bilim adamı N.I. Beketov, reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığını kurarak kimyasal kinetiğin temel yasasını formüle etti. reaksiyona giren maddelerden.

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyon denklemindeki katsayılarına eşit güçlerde alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

Bu yasaya kitlesel eylem yasası da denir.

$A+B=D$ reaksiyonu için bu yasa şu şekilde ifade edilir:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

$2A+B=D$ reaksiyonu için bu yasa şu şekilde ifade edilir:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Burada $С_А, С_В$, $А$ ve $В$ (mol/l) maddelerinin konsantrasyonlarıdır; $k_1$ ve $k_2$ reaksiyon hızı sabitleri adı verilen orantı katsayılarıdır.

Reaksiyon hızı sabitinin fiziksel anlamını belirlemek zor değildir; reaktanların konsantrasyonlarının 1$ mol/l'ye eşit olduğu veya ürünlerinin birliğe eşit olduğu reaksiyon hızına sayısal olarak eşittir. Bu durumda reaksiyon hız sabitinin yalnızca sıcaklığa bağlı olduğu ve maddelerin konsantrasyonuna bağlı olmadığı açıktır.

Kütle etkisi kanunu, katı halde reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonunu hesaba katmaz, çünkü yüzeylerde reaksiyona girerler ve konsantrasyonları genellikle sabittir.

Örneğin kömürün yanma reaksiyonu için

reaksiyon hızı ifadesi şu şekilde yazılmalıdır:

$υ=k·C_(O_2)$,

yani reaksiyon hızı yalnızca oksijen konsantrasyonuyla orantılıdır.

Reaksiyon denklemi yalnızca birkaç aşamada gerçekleşen toplam bir kimyasal reaksiyonu tanımlıyorsa, bu durumda böyle bir reaksiyonun hızı, karmaşık bir şekilde başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarına bağlı olabilir. Bu bağımlılık önerilen reaksiyon mekanizmasına dayalı olarak deneysel veya teorik olarak belirlenir.

Katalizörlerin etkisi

Reaksiyon mekanizmasını değiştiren ve onu enerji açısından daha uygun bir yola, daha düşük aktivasyon enerjisine yönlendiren özel maddeler kullanarak reaksiyonun hızını arttırmak mümkündür. Arandılar katalizörler(lat. kataliz- yıkım).

Katalizör deneyimli bir rehber görevi görerek bir grup turiste dağlardaki yüksek bir geçitten değil (bunun üstesinden gelmek çok fazla çaba ve zaman gerektirir ve herkes tarafından erişilemez) değil, kendisi tarafından bilinen çevre yolları boyunca rehberlik eder. dağı çok daha kolay ve hızlı bir şekilde aşabilirsiniz. Doğru, döner kavşak rotasını kullanarak ana geçişin tam olarak nereye gittiğini tam olarak elde edemezsiniz. Ancak bazen tam da gerekli olan budur! Katalizörler tam olarak bu şekilde adlandırılır seçici. Amonyak ve nitrojenin yakılmasına gerek olmadığı açıktır ancak nitrik asit üretiminde nitrik oksit (II) kullanılır.

Katalizörler, kimyasal bir reaksiyona katılan ve hızını veya yönünü değiştiren, ancak reaksiyonun sonunda nicelik ve nitelik olarak değişmeden kalan maddelerdir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızının veya yönünün katalizör kullanılarak değiştirilmesine denir. kataliz. Katalizörler çeşitli endüstrilerde ve taşımacılıkta yaygın olarak kullanılmaktadır (araba egzoz gazlarındaki nitrojen oksitleri zararsız nitrojene dönüştüren katalitik konvertörler).

İki tür kataliz vardır.

Homojen kataliz, burada hem katalizör hem de reaktanlar aynı toplanma durumunda (faz) bulunur.

Heterojen kataliz Katalizör ve reaktanların farklı fazlarda olduğu. Örneğin, katı bir manganez (IV) oksit katalizörünün varlığında hidrojen peroksitin ayrışması:

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

Reaksiyon sonucunda katalizörün kendisi tüketilmez, ancak yüzeyinde başka maddeler adsorbe edilirse (bunlara denir) katalitik zehirler), bu durumda yüzey çalışamaz hale gelir ve katalizörün yenilenmesi gerekir. Bu nedenle katalitik reaksiyonu gerçekleştirmeden önce başlangıç malzemeleri iyice saflaştırılır.

Örneğin, temas yöntemiyle sülfürik asit üretiminde katı bir katalizör kullanılır - vanadyum (V) oksit $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Metanol üretiminde katı bir çinko-krom katalizörü kullanılır ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biyolojik katalizörler çok etkili çalışırlar. enzimler. Kimyasal yapıları gereği proteinlerdir. Onlar sayesinde düşük sıcaklıklarda canlı organizmalarda karmaşık kimyasal reaksiyonlar yüksek hızda meydana gelir. Enzimler özellikle spesifiktir; her biri yalnızca kendi reaksiyonunu hızlandırır, doğru zamanda ve doğru yerde meydana gelir ve %100$'a yakın bir getiri sağlar. Enzimlere benzer yapay katalizörler yaratmak kimyagerlerin hayalidir!

Elbette başka ilginç maddeleri de duymuşsunuzdur. inhibitörler(lat. engellemek- gözaltına alın). Düşük aktif bileşikler oluşturmak için aktif parçacıklarla yüksek hızda reaksiyona girerler. Sonuç olarak reaksiyon keskin bir şekilde yavaşlar ve sonra durur. İnhibitörler genellikle istenmeyen süreçleri önlemek için çeşitli maddelere özel olarak eklenir.

Örneğin, hidrojen peroksit çözeltilerini stabilize etmek için inhibitörler, erken polimerizasyonu önlemek için monomerler ve çelik kaplarda taşınabilmesi için hidroklorik asit kullanılır. İnhibitörler canlı organizmalarda da bulunur; doku hücrelerinde örneğin radyoaktif radyasyonla başlatılabilen çeşitli zararlı oksidasyon reaksiyonlarını bastırırlar.

Reaksiyona giren maddelerin doğası (bileşimleri, yapıları)

Aktivasyon enerjisi değeri, reaktantların doğasının reaksiyon hızını etkilediği faktördür.

Aktivasyon enerjisi küçükse ($< 40$ 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.

Aktivasyon enerjisi yüksekse ($> $120 kJ/mol), bu, etkileşim halindeki parçacıklar arasındaki çarpışmaların yalnızca çok küçük bir kısmının bir reaksiyonla sonuçlanacağı anlamına gelir. Bu nedenle böyle bir reaksiyonun hızı çok düşüktür. Örneğin, amonyak sentezi reaksiyonunun normal sıcaklıklarda ilerleyişini fark etmek neredeyse imkansızdır.

Aktivasyon enerjileri orta değerlerde ise ($40-120 $ kJ/mol), bu tür reaksiyonların hızları ortalama olacaktır. Bu tür reaksiyonlar arasında sodyumun su veya etil alkol ile etkileşimi, bromlu suyun etilen ile renginin giderilmesi, çinkonun hidroklorik asit ile etkileşimi vb. yer alır.

Reaksiyona giren maddelerin temas yüzeyi

Maddelerin yüzeyinde meydana gelen reaksiyonların hızı, yani. heterojendir, diğer şeyler eşit olduğunda bu yüzeyin özelliklerine bağlıdır. Toz tebeşirin hidroklorik asitte eşit ağırlıktaki bir tebeşir parçasından çok daha hızlı çözündüğü bilinmektedir.

Reaksiyon hızındaki artış, her şeyden önce, başlangıç maddelerinin temas yüzeyindeki bir artışın yanı sıra, örneğin düzenli bir kristal kafes yapısının tahrip edilmesi gibi bir dizi başka nedenden dolayı açıklanmaktadır. Bu, ortaya çıkan mikrokristallerin yüzeyindeki parçacıkların, pürüzsüz bir yüzeydeki aynı parçacıklardan çok daha reaktif olmasına yol açar.

Endüstride, heterojen reaksiyonları gerçekleştirmek için, reaksiyona giren maddelerin temas yüzeyini, başlangıç maddelerinin tedarikini ve ürünlerin uzaklaştırılmasını arttırmak için akışkan yatak kullanılır. Örneğin sülfürik asit üretiminde pirit akışkan yatak kullanılarak ateşlenir; V organik Kimya akışkanlaştırılmış bir yatak kullanılarak, petrol ürünlerinin katalitik olarak parçalanması ve arızalı (koklaşmış) bir katalizörün rejenerasyonu (restorasyonu) gerçekleştirilir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, sistemin sabit bir hacmi ile reaksiyona giren maddelerden birinin birim zamandaki konsantrasyonundaki değişiklik olarak anlaşılmaktadır.

Tipik olarak konsantrasyon mol/l cinsinden, süre ise saniye veya dakika cinsinden ifade edilir. Örneğin, reaktanlardan birinin başlangıç konsantrasyonu 1 mol/l ise ve reaksiyonun başlangıcından 4 saniye sonra 0,6 mol/l olduysa, ortalama reaksiyon hızı (1-0,6)'ya eşit olacaktır. /4=0, 1 mol/(l*sn).

Ortalama reaksiyon hızı aşağıdaki formülle hesaplanır:

Kimyasal reaksiyonun hızı şunlara bağlıdır:

Reaksiyona giren maddelerin doğası.

Çözeltilerde polar bağa sahip maddeler daha hızlı etkileşime girer; bu, bu tür maddelerin çözeltilerde birbirleriyle kolayca etkileşime giren iyonlar oluşturmasıyla açıklanır.

Polar olmayan ve düşük polar kovalent bağlara sahip maddeler farklı hızlarda reaksiyona girer, bu onların kimyasal aktivitelerine bağlıdır.

H 2 + F 2 = 2HF (oda sıcaklığında patlamayla çok hızlı gider)

H 2 + Br 2 = 2HBr (ısıtıldığında bile yavaş gider)

Reaksiyona giren maddelerin yüzey temas değerleri (heterojen olanlar için)

Reaktanların konsantrasyonları

Reaksiyon hızı, reaktanların konsantrasyonunun stokiyometrik katsayılarının gücüne yükseltilmesiyle doğrudan orantılıdır.

Sıcaklıklar

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Van't Hoff kuralıyla belirlenir:

her 10 yılda bir sıcaklıkta bir artış ile 0 çoğu reaksiyonun hızı 2-4 kat artar.

Katalizörün varlığı

Katalizörler kimyasal reaksiyonların hızını değiştiren maddelerdir.

Katalizör varlığında reaksiyon hızının değişmesi olayına ne ad verilir? kataliz.

Basınç

Basınç arttıkça reaksiyon hızı artar (homojen için)

Soru No. 26. Kitlesel eylem yasası. Hız sabiti. Aktivasyon enerjisi.

Kitlesel eylem yasası.

maddelerin birbirleriyle reaksiyona girme hızı konsantrasyonlarına bağlıdır

Hız sabiti.

kimyasal reaksiyonun kinetik denklemindeki orantı katsayısı, reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığını ifade eder

Hız sabiti reaktanların doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak konsantrasyonlarına bağlı değildir.

Aktivasyon enerjisi.

reaksiyona giren maddelerin moleküllerine (partiküllerine) onları aktif maddelere dönüştürmek için verilmesi gereken enerji

Aktivasyon enerjisi, reaktanların doğasına ve bir katalizörün varlığındaki değişikliklere bağlıdır.

Konsantrasyonun arttırılması toplam molekül sayısını ve buna bağlı olarak aktif parçacıkları artırır.

Soru No. 27. Tersinir ve geri döndürülemez reaksiyonlar. Kimyasal denge, denge sabiti. Le Chatelier ilkesi.

Tek yönde ilerleyen ve başlangıç maddelerinin tamamen nihai maddelere dönüşmesiyle sonuçlanan reaksiyonlara geri dönüşümsüz denir.

Tersinir reaksiyonlar, karşılıklı olarak zıt iki yönde aynı anda meydana gelen reaksiyonlardır.

Tersinir reaksiyon denklemlerinde sol ve sağ taraflar arasına zıt yönleri gösteren iki ok yerleştirilir. Böyle bir reaksiyonun bir örneği, amonyağın hidrojen ve nitrojenden sentezidir:

3H2 + N2 = 2NH3

Geri dönüşü olmayan reaksiyonlar meydana gelen reaksiyonlardır:

Ortaya çıkan ürünler çökelir veya gaz olarak salınır, örneğin:

BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + C02 + H20

Su oluşumu:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Geri dönüşümlü reaksiyonlar tamamlanmaz ve kuruluşla sona erer. kimyasal Denge.

Kimyasal denge, ileri ve geri reaksiyon oranlarının eşit olduğu reaksiyona giren maddeler sisteminin bir durumudur.

Kimyasal dengenin durumu reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonundan, sıcaklıktan ve gazlar için basınçtan etkilenir. Bu parametrelerden herhangi biri değiştiğinde kimyasal denge bozulur.

Denge sabiti.

Tersinir bir kimyasal reaksiyonu karakterize eden en önemli parametre, denge sabiti K'dir. Söz konusu tersinir reaksiyon için A + D C + D yazarsak, denge durumundaki ileri ve geri reaksiyon oranlarının eşitliği koşulunu - k1[ A]eşit[B]eşit = k2[C]eşit[ D]eşit, dolayısıyla [C]eşit[D]eşit/[A]eşit[B]eşit = k1/k2 = K, bu durumda K'nin değeri denir kimyasal reaksiyonun denge sabiti.

Dolayısıyla dengede, sıcaklık sabitse reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonunun reaktanların konsantrasyonunun ürününe oranı sabittir (hız sabitleri k1 ve k2 ve dolayısıyla denge sabiti K sıcaklığa bağlıdır, ancak değişmez) reaktanların konsantrasyonuna bağlıdır). Bir reaksiyona birkaç başlangıç maddesi molekülü katılırsa ve bir ürünün (veya ürünlerin) birkaç molekülü oluşursa, denge sabiti ifadesindeki maddelerin konsantrasyonları stokiyometrik katsayılarına karşılık gelen güçlere yükseltilir. Dolayısıyla 3H2 + N2 2NH3 reaksiyonu için denge sabitinin ifadesi K = 2 eşit/3 eşit olarak yazılır. İleri ve geri reaksiyonların hızlarına dayalı olarak denge sabitini elde etmek için açıklanan yöntem genel durumda kullanılamaz, çünkü karmaşık reaksiyonlar için hızın konsantrasyona bağımlılığı genellikle ifade edilmez. basit denklem veya tamamen bilinmiyor. Ancak termodinamikte denge sabiti için son formülün doğru olduğu kanıtlanmıştır.

Gaz halindeki bileşikler için denge sabiti yazılırken konsantrasyon yerine basınç kullanılabilir; Açıkçası, denklemin sağ ve sol tarafındaki gaz moleküllerinin sayısı aynı değilse sabitin sayısal değeri değişebilir.

Pincip Le Chatelier.

Dengedeki bir sistem herhangi bir etkiden etkilenirse dış etki denge bu etkiyi ortadan kaldıran reaksiyona doğru kayar.

Kimyasal denge şunlardan etkilenir:

Sıcaklık değişimi. Sıcaklık arttıkça denge endotermik reaksiyona doğru kayar. Sıcaklık azaldıkça denge ekzotermik reaksiyona doğru kayar.

Basınçtaki değişiklik. Basınç arttıkça denge molekül sayısındaki azalmaya doğru kayar. Basınç azaldıkça denge molekül sayısının artmasına doğru kayar.