Nějaký chemické reakce nastávají téměř okamžitě (výbuch směsi kyslíku a vodíku, iontoměničové reakce ve vodném roztoku), druhý - rychle (spalování látek, interakce zinku s kyselinou), třetí - pomalu (rezavění železa, rozklad organických látek zbytky). Tak pomalé reakce jsou známé, že si jich člověk prostě nevšimne. Například přeměna žuly na písek a hlínu probíhá tisíce let.

Jinými slovy, chemické reakce mohou probíhat různě Rychlost.

Ale co je rychlostní reakce? co je přesná definice daná hodnota a hlavně její matematické vyjádření?

Rychlost reakce je změna množství látky za jednotku času v jedné jednotce objemu. Matematicky je tento výraz zapsán takto:

Kde n 1 an 2 - látkové množství (mol) v čase t 1 resp. t 2 v soustavě o obj. PROTI.

Které znaménko plus nebo mínus (±) bude stát před vyjádřením rychlosti, závisí na tom, zda se díváme na změnu množství té které látky - produktu nebo reaktantu.

Je zřejmé, že během reakce dochází ke spotřebě činidel, to znamená, že jejich počet klesá, proto pro činidla má výraz (n 2 - n 1) vždy hodnotu méně než nula. Protože rychlost nemůže být záporná hodnota, v tomto případě musí být před výraz umístěno znaménko mínus.

Pokud se díváme na změnu množství produktu a ne činidla, pak není znaménko mínus před výrazem pro výpočet rychlosti vyžadováno, protože výraz (n 2 - n 1) je v tomto případě vždy kladný , protože množství produktu v důsledku reakce se může pouze zvýšit.

Poměr množství látky n k objemu, ve kterém je toto množství látky, nazývané molární koncentrace Z:

S využitím pojmu molární koncentrace a jejího matematického vyjádření tedy můžeme napsat další způsob, jak určit rychlost reakce:

Rychlost reakce je změna v molární koncentraci látky jako výsledek chemická reakce za jednu časovou jednotku:

Faktory ovlivňující rychlost reakce

Často je nesmírně důležité vědět, co určuje rychlost konkrétní reakce a jak ji ovlivnit. Například průmysl zpracování ropy doslova bojuje o každé další půl procenta produktu za jednotku času. Vždyť při obrovském množství zpracované ropy plyne i půl procenta do velkého ročního finančního zisku. V některých případech je nesmírně důležité zpomalit jakoukoli reakci, zejména korozi kovů.

Na čem tedy závisí rychlost reakce? Kupodivu to závisí na mnoha různých parametrech.

Abychom porozuměli této problematice, nejprve si představme, co se stane v důsledku chemické reakce, například:

A + B → C + D

Výše napsaná rovnice odráží proces, ve kterém molekuly látek A a B, které se navzájem srážejí, tvoří molekuly látek C a D.

Čili k tomu, aby reakce proběhla, je nepochybně nutná alespoň srážka molekul výchozích látek. Je zřejmé, že pokud zvýšíme počet molekul na jednotku objemu, počet kolizí se zvýší stejně, jako se zvýší frekvence vašich kolizí s cestujícími v přeplněném autobusu oproti poloprázdnému.

Jinými slovy, reakční rychlost se zvyšuje se zvyšující se koncentrací reaktantů.

V případě, že jedna nebo několik reaktantů jsou plyny, rychlost reakce se zvyšuje se zvyšujícím se tlakem, protože tlak plynu je vždy přímo úměrný koncentraci molekul jeho složek.

Srážka částic je však nutnou, nikoli však postačující podmínkou. průběh reakce. Faktem je, že podle výpočtů je počet srážek molekul reagujících látek při jejich rozumné koncentraci tak velký, že všechny reakce musí proběhnout v okamžiku. To se však v praxi neděje. Co se děje?

Faktem je, že ne každá srážka molekul reaktantů bude nutně účinná. Mnoho srážek je elastických – molekuly se od sebe odrážejí jako koule. Aby reakce proběhla, musí mít molekuly dostatečnou kinetickou energii. Minimální energie, kterou musí mít molekuly reaktantů, aby reakce proběhla, se nazývá aktivační energie a označuje se jako Ea. V systému skládajícím se z velkého počtu molekul dochází k energetické distribuci molekul, některé z nich mají nízkou energii, některé mají vysokou a střední energii. Ze všech těchto molekul má pouze malá část molekul energii větší než aktivační energie.

Jak je známo z průběhu fyziky, teplota je vlastně měřítkem kinetické energie částic, které látku tvoří. To znamená, že čím rychleji se částice, které látku tvoří, pohybují, tím vyšší je její teplota. Je tedy zřejmé, že zvýšením teploty v podstatě zvyšujeme kinetickou energii molekul, v důsledku čehož se zvyšuje podíl molekul s energiemi přesahujícími E a a jejich srážka povede k chemické reakci.

Skutečnost pozitivní dopad teplota na rychlosti reakce v 19. století byla empiricky stanovena holandským chemikem Van't Hoffem. Na základě svých výzkumů zformuloval pravidlo, které dodnes nese jeho jméno, a zní takto:

Rychlost jakékoli chemické reakce se zvyšuje 2-4krát se zvýšením teploty o 10 stupňů.

Matematická reprezentace tohoto pravidla je napsána takto:

kde PROTI 2 a PROTI 1 - rychlost při teplotě t 2 resp. t 1 a γ - teplotní koeficient reakce, jejíž hodnota se nejčastěji pohybuje v rozmezí od 2 do 4.

Rychlost mnoha reakcí lze často zvýšit použitím katalyzátory.

Katalyzátory jsou látky, které urychlují reakci, aniž by byly spotřebovány.

Jak ale katalyzátory zvládnou zvýšit rychlost reakce?

Připomeňte si aktivační energii E a . Molekuly s energiemi menšími, než je aktivační energie, nemohou v nepřítomnosti katalyzátoru vzájemně interagovat. Katalyzátory mění cestu, po které reakce probíhá, podobně jako zkušený průvodce dláždí cestu expedice ne přímo horou, ale pomocí obchvatových cest, v důsledku čehož i ty satelity, které nestačily energie k výstupu na horu se bude moci přesunout na jinou její stranu.

Navzdory skutečnosti, že se katalyzátor během reakce nespotřebovává, přesto se na ní aktivně podílí, tvoří meziprodukty s činidly, ale na konci reakce se vrací do původního stavu.

Kromě výše uvedených faktorů ovlivňujících rychlost reakce, pokud existuje rozhraní mezi reagujícími látkami (heterogenní reakce), bude rychlost reakce také záviset na kontaktní ploše reaktantů. Představte si například granuli kovového hliníku, která byla vhozena do zkumavky obsahující vodný roztok kyseliny chlorovodíkové. Hliník je aktivní kov, který může reagovat s neoxidačními kyselinami. S kyselinou chlorovodíkovou je reakční rovnice následující:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2

Hliník je pevná látka, což znamená, že na svém povrchu reaguje pouze s kyselinou chlorovodíkovou. Je zřejmé, že pokud zvětšíme plochu povrchu tím, že nejprve srolujeme hliníkové granule do fólie, poskytneme tím větší počet atomů hliníku dostupných pro reakci s kyselinou. V důsledku toho se rychlost reakce zvýší. Podobně lze zvětšení povrchu pevné látky dosáhnout jejím rozemletím na prášek.

Také rychlost heterogenní reakce, při které pevná látka reaguje s plynem nebo kapalinou, je často pozitivně ovlivněna mícháním, což je způsobeno tím, že v důsledku míchání dochází k odstraňování nahromaděných molekul reakčních produktů reakční zóna a nová část molekul činidla je „vychována“.

Poslední věcí, kterou je třeba poznamenat, je také obrovský vliv na rychlost reakce a povahu činidel. Například nižší v periodické tabulce je alkalického kovu, čím rychleji reaguje s vodou, fluor ze všech halogenů reaguje nejrychleji s plynným vodíkem atd.

Stručně řečeno, rychlost reakce závisí na následujících faktorech:

1) koncentrace činidel: čím vyšší, tím vyšší reakční rychlost

2) teplota: s rostoucí teplotou se zvyšuje rychlost jakékoli reakce

3) kontaktní plocha reaktantů: čím větší je kontaktní plocha reaktantů, tím vyšší je reakční rychlost

4) míchání, pokud dojde k reakci mezi pevnou látkou a kapalinou nebo plynem, míchání ji může urychlit.

Rychlost chemické reakce

Téma „Rychlost chemické reakce“ je snad nejsložitější a nejkontroverznější ve školních osnovách. To je způsobeno složitostí samotné chemické kinetiky, jednoho z odvětví fyzikální chemie. Již samotná definice pojmu „rychlost chemické reakce“ je nejednoznačná (viz např. článek L.S. Guzeyho v novinách „Chemistry“, 2001, č. 28,
S. 12). Více více problémů vzniká při pokusu aplikovat zákon hmotnostního působení na rychlost reakce na libovolné chemické systémy, protože okruh objektů, pro které je možný kvantitativní popis kinetických procesů v rámci školní osnovy, velmi úzký. Rád bych zdůraznil nesprávnost použití zákona hromadného působení pro rychlost chemické reakce v chemické rovnováze.
Bylo by přitom špatné odmítnout se tímto tématem ve škole vůbec zabývat. Představy o rychlosti chemické reakce jsou velmi důležité při studiu mnoha přírodních i technologických procesů, bez nich nelze hovořit o katalýze a katalyzátorech včetně enzymů. I když se při probírání přeměn látek využívá především kvalitativních představ o rychlosti chemické reakce, je zavedení nejjednodušších kvantitativních poměrů stále žádoucí, zejména u elementárních reakcí.
Publikovaný článek dostatečně podrobně rozebírá problematiku chemické kinetiky, kterou lze probírat na školních hodinách chemie. Vyloučení kontroverzních a kontroverzních aspektů tohoto tématu ze školního chemického kurzu je zvláště důležité pro ty studenty, kteří se chystají pokračovat ve studiu chemie na univerzitě. Znalosti získané ve škole jsou totiž často v rozporu s vědeckou realitou.

Chemické reakce se mohou v čase výrazně lišit. Směs vodíku a kyslíku při pokojové teplotě může na dlouhou dobu zůstávají prakticky nezměněny, avšak při nárazu nebo vznícení dojde k explozi. Železná deska pomalu rezaví a na vzduchu se samovolně vznítí kousek bílého fosforu. Je důležité vědět, jak rychle konkrétní reakce probíhá, abychom mohli řídit její průběh.

Základní pojmy

Kvantitativní charakteristika jak rychle daná reakce probíhá, je rychlost chemické reakce, tj. rychlost spotřeby reaktantů nebo rychlost výskytu produktů. V tomto případě nezáleží na tom, o kterou z látek účastnících se reakce se jedná, protože všechny jsou propojeny reakční rovnicí. Změnou množství jedné z látek lze posoudit odpovídající změny množství všech ostatních.

Rychlost chemické reakce () nazývá se změna látkového množství reaktantu nebo produktu () za jednotku času () na jednotku objemu (PROTI):

= /(PROTI ).

Reakční rychlost se v tomto případě obvykle vyjadřuje v mol/(l s).

Výše uvedený výraz se týká homogenních chemických reakcí probíhajících v homogenním prostředí, například mezi plyny nebo v roztoku:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3,

BaCl2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HCl.

Na styčných plochách pevné látky a plynu, pevné látky a kapaliny atd. probíhají heterogenní chemické reakce. Mezi heterogenní reakce patří například reakce kovů s kyselinami:

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2.

V tomto případě rychlost reakce je změna množství reaktantu nebo produktu () za jednotku času() na jednotku plochy (S):

= /(S ).

Rychlost heterogenní reakce se vyjadřuje v mol/(m 2 s).

Pro řízení chemických reakcí je důležité nejen umět určit jejich rychlost, ale také zjistit, jaké podmínky je ovlivňují. Obor chemie, který studuje rychlost chemických reakcí a vliv na ně různé faktory, je nazýván chemická kinetika.

Srážková frekvence reagujících částic

Nejdůležitějším faktorem, který určuje rychlost chemické reakce, je koncentrace.

S rostoucí koncentrací reaktantů se rychlost reakce obvykle zvyšuje. Aby vstoupily do reakce, musí se k sobě dvě chemické částice přiblížit, takže rychlost reakce závisí na počtu srážek mezi nimi. Zvýšení počtu částic v daném objemu vede k častějším srážkám a ke zvýšení reakční rychlosti.

U homogenních reakcí zvýší rychlost reakce zvýšení koncentrace jednoho nebo více reaktantů. S poklesem koncentrace je pozorován opačný účinek. Koncentraci látek v roztoku lze měnit přidáním nebo odstraněním reaktantů nebo rozpouštědla z reakční sféry. V plynech lze koncentraci jedné z látek zvýšit přidáním dalšího množství této látky do reakční směsi. Koncentrace všech plynných látek lze současně zvýšit zmenšením objemu, který zaujímá směs. V tomto případě se rychlost reakce zvýší. Zvýšení objemu má opačný efekt.

Rychlost heterogenních reakcí závisí na povrchová plocha kontaktu látek, tj. na stupni mletí látek, úplnosti promíchání činidel, jakož i na stavu krystalických struktur pevných látek. Jakékoli narušení krystalové struktury způsobuje zvýšení reaktivita pevné látky, protože zničit silného Krystalická struktura je potřeba další energie.

Zvažte spalování dřeva. Celé poleno hoří na vzduchu poměrně pomalu. Zvětšíte-li povrch kontaktu dřeva se vzduchem, štípáním polena na třísky, rychlost hoření se zvýší. V čistém kyslíku přitom dřevo hoří mnohem rychleji než ve vzduchu, který obsahuje jen asi 20 % kyslíku.

Aby došlo k chemické reakci, musí se srazit částice – atomy, molekuly nebo ionty. V důsledku srážek se atomy přeskupují a vznikají nové. chemické vazby, což vede ke vzniku nových látek. Pravděpodobnost srážky dvou částic je poměrně vysoká, pravděpodobnost současné srážky tří částic je mnohem menší. Současná srážka čtyř částic je krajně nepravděpodobná. Většina reakcí proto probíhá v několika stupních, na každém z nich neinteraguje více než tři částice.

Oxidační reakce bromovodíku probíhá znatelnou rychlostí při 400–600 °C:

4HBr + 02 \u003d 2H20 + 2Br 2.

Podle reakční rovnice se musí srazit pět molekul současně. Pravděpodobnost takové události je však prakticky nulová. Navíc experimentální studie ukázaly, že zvýšení koncentrace - buď kyslíku nebo bromovodíku - zvyšuje rychlost reakce stejným počtem. A to i přesto, že na každou molekulu kyslíku se spotřebují čtyři molekuly bromovodíku.

Podrobné zkoumání tohoto procesu ukazuje, že probíhá v několika fázích:

1) HBr + 02 = HOOVr (pomalá reakce);

2) HOOVr + HBr = 2NOVr (rychlá reakce);

3) NOVr + HBr = H20 + Br2 (rychlá reakce).

Tyto reakce, tzv elementární reakce, reflektovat reakční mechanismus oxidace bromovodíku kyslíkem. Je důležité poznamenat, že v každé z mezilehlých reakcí se účastní pouze dvě molekuly. Sečtením prvních dvou rovnic a dvojnásobku třetí dostaneme celkovou reakční rovnici. Celková reakční rychlost je dána nejpomalejší mezireakcí, při které dochází k interakci jedné molekuly bromovodíku a jedné molekuly kyslíku.

Rychlost elementárních reakcí je přímo úměrná součinu molárních koncentrací S (S je množství látky na jednotku objemu, S = /PROTI) činidla odebraná v mocninách rovných jejich stechiometrickým koeficientům ( zákon hromadné akce pro rychlost chemické reakce). To platí pouze pro reakční rovnice, které odrážejí mechanismy skutečných chemických procesů, kdy stechiometrické koeficienty před reagenčními vzorci odpovídají počtu interagujících částic.

Podle počtu molekul interagujících v reakci se reakce rozlišují na monomolekulární, bimolekulární a trimolekulární. Například disociace molekulárního jódu na atomy: I 2 \u003d 2I - monomolekulární reakce.

Interakce jódu s vodíkem: I2 + H2 \u003d 2HI - bimolekulární reakce. Zákon hromadného působení pro chemické reakce různé molekuly je psán různými způsoby.

Monomolekulární reakce:

A = B + C,

= kc A ,

kde k je konstanta reakční rychlosti.

Bimolekulární reakce:

= kc A C V.

Trimolekulární reakce:

= kc 2A C V.

Aktivační energie

Srážka chemických částic vede k chemické interakci pouze v případě, že srážející se částice mají energii přesahující určitou hodnotu. Zvažte interakci plynných látek skládajících se z molekul A2 a B2:

A 2 + B 2 \u003d 2AB.

V průběhu chemické reakce dochází k přeskupení atomů, doprovázené rozpadem chemických vazeb ve výchozích látkách a vznikem vazeb v produktech reakce. Při srážce reagujících molekul, tzv aktivovaný komplex, ve kterém je elektronová hustota přerozdělena a teprve poté se získá konečný produkt reakce:

Energie potřebná k přechodu látek do stavu aktivovaného komplexu se nazývá aktivační energie.

Aktivita chemické substance se projevuje nízkou aktivační energií reakcí s jejich účastí. Čím nižší je aktivační energie, tím vyšší je reakční rychlost. Například při reakcích mezi kationty a anionty je aktivační energie velmi nízká, takže takové reakce probíhají téměř okamžitě. Pokud je aktivační energie vysoká, pak velmi malá část srážek vede ke vzniku nových látek. Rychlost reakce mezi vodíkem a kyslíkem při pokojové teplotě je tedy prakticky nulová.

Rychlost reakce je tedy ovlivněna povaha reaktantů. Uvažujme například reakce kovů s kyselinami. Vložíme-li do zkumavek se zředěnou kyselinou sírovou stejné kusy mědi, zinku, hořčíku a železa, vidíme, že intenzita uvolňování bublinek plynného vodíku, která charakterizuje rychlost reakce, se u těchto kovů výrazně liší. Ve zkumavce s hořčíkem je pozorován rychlý vývoj vodíku, ve zkumavce se zinkem se bublinky plynu uvolňují poněkud klidněji. Ještě pomaleji probíhá reakce ve zkumavce se železem (obr.). Měď vůbec nereaguje se zředěnou kyselinou sírovou. Rychlost reakce tedy závisí na aktivitě kovu.

Když je kyselina sírová (silná kyselina) nahrazena kyselinou octovou (slabá kyselina), reakční rychlost se ve všech případech výrazně zpomalí. Lze uzavřít, že povaha obou reaktantů, jak kovu, tak kyseliny, ovlivňuje rychlost reakce kovu s kyselinou.

Vyzdvihnout teplota vede ke zvýšení kinetické energie chemických částic, tzn. zvyšuje počet částic, které mají energii vyšší než aktivační energie. Se stoupající teplotou se také zvyšuje počet srážek částic, což do určité míry zvyšuje rychlost reakce. Zvýšení účinnosti srážek zvýšením kinetické energie má však větší vliv na rychlost reakce než zvýšení počtu srážek.

Když teplota stoupne o deset stupňů, rychlost se zvýší o faktor rovný teplotnímu koeficientu rychlosti:

= T+10 /T .

Když teplota stoupne z T před T"
poměr reakční rychlosti T" a T rovná se
teplotní koeficient rychlosti ve výkonu ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Pro mnoho homogenních reakcí je teplotní koeficient rychlosti 24 (van't Hoffovo pravidlo). Závislost rychlosti reakce na teplotě lze vysledovat na příkladu interakce oxidu měďnatého se zředěnou kyselinou sírovou. Při teplotě místnosti reakce probíhá velmi pomalu. Při zahřívání reakční směs rychle zmodrá v důsledku tvorby síranu měďnatého:

CuO + H2SO4 \u003d CuS04 + H20.

Katalyzátory a inhibitory

Mnoho reakcí lze urychlit nebo zpomalit zavedením určitých látek. Přidávané látky se neúčastní reakce a nejsou v jejím průběhu spotřebovávány, mají však významný vliv na rychlost reakce. Tyto látky mění reakční mechanismus (včetně složení aktivovaného komplexu) a snižují aktivační energii, což zajišťuje urychlení chemických reakcí. Látky urychlující reakce se nazývají katalyzátory a samotný fenomén takového zrychlení reakce - katalýza.

Mnoho reakcí probíhá velmi pomalu nebo vůbec v nepřítomnosti katalyzátorů. Jednou z těchto reakcí je rozklad peroxidu vodíku:

2H202 \u003d 2H20 + O2.

Pokud spustíte kus pevného oxidu manganičitého do nádoby s vodným roztokem peroxidu vodíku, začne rychlé uvolňování kyslíku. Po odstranění oxidu manganičitého se reakce prakticky zastaví. Zvážením lze snadno ověřit, že oxid manganičitý v tento proces nespotřebovává se – pouze katalyzuje reakci.

Podle toho, jestli stejný nebo jiný stavy agregace existuje katalyzátor a reaktanty, rozlišujte mezi homogenní a heterogenní katalýzou.

Při homogenní katalýze může katalyzátor urychlit reakci tvorbou meziproduktů prostřednictvím interakce s jedním z výchozích reaktantů. Například:

Při heterogenní katalýze probíhá chemická reakce obvykle na povrchu katalyzátoru:

Katalyzátory jsou v přírodě široce rozšířeny. Téměř všechny přeměny látek v živých organismech probíhají za účasti organických katalyzátorů - enzymů.

Katalyzátory se používají v chemické výrobě k urychlení určitých procesů. Kromě nich se používají také látky, které zpomalují chemické reakce, - inhibitory. Zejména pomocí inhibitorů chrání kovy před korozí.

Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce

Zvýšit rychlost	Snížit rychlost
Přítomnost chemicky aktivních činidel	Přítomnost chemicky neaktivních činidel
Zvýšení koncentrace činidel	Snížení koncentrace činidel
Zvětšení povrchu pevných a kapalných činidel	Snížení povrchu pevných a kapalných činidel
Zvýšení teploty	Pokles teploty
Přítomnost katalyzátoru	Přítomnost inhibitoru

ÚKOLY

1. Definujte rychlost chemické reakce. Napište výraz pro kinetický zákon působení hmoty pro následující reakce:

a) 2C (tv.) + 02 (g.) \u003d 2CO (g.);

b) 2HI (g.) \u003d H2 (g.) + I2 (g.).

2. Co určuje rychlost chemické reakce? Uveďte matematický výraz pro závislost rychlosti chemické reakce na teplotě.

3. Uveďte, jak to ovlivňuje rychlost reakce (při konstantním objemu):

a) zvýšení koncentrace činidel;

b) mletí pevného činidla;
c) snížení teploty;
d) zavedení katalyzátoru;
e) snížení koncentrace činidel;
e) zvýšení teploty;
g) zavedení inhibitoru;
h) snížení koncentrace produktů.

4. Vypočítejte rychlost chemické reakce

CO (g) + H20 (g) \u003d CO2 (g) + H2 (g)

v nádobě o objemu 1 litr, pokud po 1 min 30 s po jejím zahájení bylo množství vodíkové látky 0,32 mol a po 2 min 10 s bylo 0,44 mol. Jak zvýšení koncentrace CO ovlivní rychlost reakce?

5. V důsledku jedné reakce vzniklo za určitou dobu 6,4 g jodovodíku a při další reakci za stejných podmínek 6,4 g oxidu siřičitého. Porovnejte rychlosti těchto reakcí. Jak se bude rychlost těchto reakcí měnit s rostoucí teplotou?

6. Určete rychlost reakce

CO (g.) + Cl2 (g.) \u003d COCl2 (g.),

pokud 20 s po zahájení reakce kleslo počáteční množství látky oxidu uhelnatého (II) z 6 mol 3krát (objem reaktoru je 100 l). Jak se změní reakční rychlost, když se místo chloru použije méně aktivního bromu? Jak se změní rychlost reakce s úvodem
a) katalyzátor b) inhibitor?

7. V tom případě je reakce

CaO (tv.) + CO 2 (g.) \u003d CaCO 3 (tv.)

běží rychleji: při použití velkých kusů nebo prášku oxidu vápenatého? Vypočítat:
a) množství látky; b) hmotnost uhličitanu vápenatého vzniklého za 10 s, je-li reakční rychlost 0,1 mol/(l s), objem reaktoru je 1 litr.

8. Interakce vzorku hořčíku s kyselinou chlorovodíkovou HCl umožňuje získat 0,02 mol chloridu hořečnatého 30 s po zahájení reakce. Určete, jak dlouho trvá získat 0,06 mol chloridu hořečnatého.

E) ze 70 na 40 °C se reakční rychlost snížila 8krát;
g) od 60 do 40 °C se reakční rychlost snížila 6,25krát;
h) ze 40 na 10 °C se reakční rychlost snížila 27krát.

11. Majitel auta to nalakoval nový nátěr, a pak zjistil, že podle návodu by měl sušit 3 hodiny při 105°C. Jak dlouho bude barva schnout při 25 °C, pokud teplotní koeficient polymerační reakce, která je základem tohoto procesu, je: a) 2; b) 3; ve 4?

ODPOVĚDI NA ÚKOLY

1. a) = kc(02); b) = kc(HI) 2.

2. T+10 = T .

3. Rychlost reakce se zvyšuje v případech a, b, d, f; klesá - c, e, g; se nemění -

4. 0,003 mol/(l s). S rostoucí koncentrací CO se zvyšuje rychlost reakce.

5. Rychlost první reakce je 2x nižší.

6. 0,002 mol/(l s).

7. a) 1 mol; b) 100 g.

9. Rychlosti reakcí e, g, h se zvýší 2krát; 4 krát - a, b, f; 8krát - ve městě.

10. Teplotní koeficient:

2 pro reakce b, f; = 2,5 – c, g; = 3 – e, h; = 3,5 – a, d.

a) 768 hodin (32 dní, tj. více než 1 měsíc);
b) 19 683 hodin (820 dní, tj. více než 2 roky);
c) 196 608 hodin (8192 dní, tj. 22 let).

Pojďme si definovat základní pojem chemické kinetiky – rychlost chemické reakce:

Rychlost chemické reakce je počet elementárních aktů chemické reakce, ke kterým dojde za jednotku času na jednotku objemu (u homogenních reakcí) nebo na jednotku povrchu (u heterogenních reakcí).

Rychlost chemické reakce je změna koncentrace reaktantů za jednotku času.

První definice je nejpřísnější; z něj vyplývá, že rychlost chemické reakce lze vyjádřit i jako časovou změnu libovolného parametru stavu soustavy v závislosti na počtu částic kterékoli reagující látky, vztaženo na jednotku objemu nebo povrchu - elektrická vodivost, optická hustota, dielektrická konstanta atd. atd. Nejčastěji se však v chemii uvažuje o závislosti koncentrace činidel na čase. V případě jednostranných (nevratných) chemických reakcí (dále jsou uvažovány pouze jednostranné reakce) je zřejmé, že koncentrace výchozích látek s časem neustále klesají (ΔС ref.< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). Předpokládá se, že reakční rychlost je kladná, takže matematická definice je průměrná reakční rychlost v časovém intervalu Δt se zapisuje takto:

(II.1)

V různých časových intervalech má průměrná rychlost chemické reakce různé významy; skutečnou (okamžitou) reakční rychlost je definována jako derivace koncentrace s ohledem na čas:

(II.2)

Grafické znázornění závislosti koncentrace činidel na čase je kinetická křivka (Obrázek 2.1).

Rýže. 2.1 Kinetické křivky pro výchozí látky (A) a reakční produkty (B).

Skutečnou reakční rychlost lze určit graficky nakreslením tečny ke kinetické křivce (obr. 2.2); skutečná reakční rychlost v daném čase je v absolutní hodnotě rovna tangenci sklonu tečny:

Rýže. 2.2 Grafické vymezení V ist.

(II.3)

Je třeba poznamenat, že v případě, že stechiometrické koeficienty v rovnici chemické reakce nejsou stejné, bude rychlost reakce záviset na změně koncentrace toho kterého činidla bylo stanoveno. Pochopitelně v reakci

2H2+02 -> 2H20

koncentrace vodíku, kyslíku a vody se mění v různé míře:

AC (H2) \u003d AC (H20) \u003d 2 AC (02).

Rychlost chemické reakce závisí na mnoha faktorech: povaze reaktantů, jejich koncentraci, teplotě, povaze rozpouštědla atd.

Jedním z úkolů, před nimiž stojí chemická kinetika, je kdykoli určit složení reakční směsi (tj. koncentrace všech reaktantů), k čemuž je nutné znát závislost rychlosti reakce na koncentracích. Obecně platí, že čím větší je koncentrace reaktantů, tím větší je rychlost chemické reakce. Základem chemické kinetiky je tzv. základní postulát chemické kinetiky:

Rychlost chemické reakce je do určité míry přímo úměrná součinu koncentrací reaktantů.

tedy za reakci

AA + bB + dD + ... → eE + ...

Dá se napsat

(II.4)

Koeficient úměrnosti k je rychlostní konstanta chemické reakce. Rychlostní konstanta je číselně rovna rychlosti reakce při koncentracích všech reaktantů rovných 1 mol/l.

Závislost rychlosti reakce na koncentracích reaktantů se určuje experimentálně a je tzv kinetická rovnice chemická reakce. Je zřejmé, že pro sepsání kinetické rovnice je nutné experimentálně určit rychlostní konstantu a exponenty při koncentracích reaktantů. Exponent při koncentraci každé z reaktantů v kinetické rovnici chemické reakce (v rovnici (II.4) x, y, resp. z) je reakce na soukromou objednávku pro tuto komponentu. Součet exponentů v kinetické rovnici pro chemickou reakci (x + y + z) je obecný reakční řád . Je třeba zdůraznit, že pořadí reakcí je určeno pouze z experimentálních dat a nesouvisí se stechiometrickými koeficienty reaktantů v reakční rovnici. Stechiometrická reakční rovnice je rovnicí materiálové bilance a v žádném případě nemůže určit charakter průběhu této reakce v čase.

V chemické kinetice je zvykem klasifikovat reakce podle celkového pořadí reakce. Uvažujme závislost koncentrace reaktantů na čase pro nevratné (jednosměrné) reakce nultého, prvního a druhého řádu.

Rychlost chemických reakcí. Chemická rovnováha

Plán:

1. Pojem rychlosti chemické reakce.

2. Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce.

3. Chemická bilance. Faktory ovlivňující posun rovnováhy. Le Chatelierův princip.

Chemické reakce probíhají s různé rychlosti. Reakce ve vodných roztocích probíhají velmi rychle. Pokud se například vypustí roztoky chloridu barnatého a síranu sodného, ​​okamžitě se vysráží bílá sraženina síranu barnatého. Ethylen odbarvuje bromovou vodu rychle, ale ne okamžitě. Na železných předmětech se pomalu tvoří rez, na měděných a bronzových výrobcích se objevuje plak, listy hnijí.

Věda se zabývá studiem rychlosti chemické reakce a identifikací její závislosti na podmínkách procesu - chemická kinetika.

Pokud reakce probíhají v homogenním prostředí, např. v roztoku nebo plynné fázi, dochází k interakci reagujících látek v celém objemu. Takové reakce se nazývají homogenní.

Pokud dojde k reakci mezi látkami, které jsou v různém stavu agregace (například mezi pevnou látkou a plynem nebo kapalinou) nebo mezi látkami, které nejsou schopny vytvořit homogenní prostředí (například mezi dvěma nemísitelnými kapalinami), pak probíhá pouze na kontaktním povrchu látek. Takové reakce se nazývají heterogenní.

υ homogenní reakce je určeno změnou množství látky na jednotku na jednotku objemu:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

kde Δ n je změna počtu molů jedné z látek (nejčastěji výchozí, ale může být i produktem reakce), (mol);

V - objem plynu nebo roztoku (l)

Protože Δ n / V = ​​​​ΔC (změna koncentrace), pak

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ heterogenní reakce je dáno změnou množství látky za jednotku času na jednotku kontaktního povrchu látek.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

kde Δ n je změna množství látky (činidla nebo produktu), (mol);

Δt je časový interval (s, min);

S - plocha kontaktu látek (cm 2, m 2)

Proč nejsou rychlosti různých reakcí stejné?

Aby mohla začít chemická reakce, musí se molekuly reaktantů srazit. Ale ne každá srážka vede k chemické reakci. Aby srážka mohla vést k chemické reakci, musí mít molekuly dostatečně vysokou energii. Částice, které se navzájem srazí, aby prošly chemickou reakcí, se nazývají aktivní. Mají přebytek energie ve srovnání s průměrnou energií většiny částic – aktivační energií E akt. V látce je mnohem méně aktivních částic než s průměrnou energií, proto, aby se spustilo mnoho reakcí, musí být systému dodána nějaká energie (záblesk světla, zahřátí, mechanický ráz).

Energetická bariéra (hodnota E akt) různých reakcí se liší, čím je nižší, tím snadněji a rychleji reakce probíhá.

2. Faktory ovlivňující υ(počet srážek částic a jejich účinnost).

1) Povaha reaktantů: jejich složení, struktura => aktivační energie

▪ čím méně E akt, tím více υ;

Pokud E akt < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Pokud E akt> 120 kJ/mol, to znamená, že k reakci vede jen zanedbatelná část srážek mezi interagujícími částicemi. Míra takových reakcí je velmi nízká. Například rezivění železa, popř

průběh reakce syntézy amoniaku při běžné teplotě je téměř nemožné postřehnout.

Pokud E akt mají střední hodnoty (40 - 120 kJ / mol), pak bude rychlost takových reakcí průměrná. Takové reakce zahrnují interakci sodíku s vodou nebo ethanolem, odbarvování bromové vody ethylenem atd.

2) Teplota: při t na každých 10 0 C, υ 2-4krát (van't Hoffovo pravidlo).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

Při t je počet aktivních částic (s E akt) a jejich aktivní kolize.

Úkol 1. Rychlost určité reakce při 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, teplotní koeficient reakce je 3. Jaká bude rychlost této reakce při 30 0 C?

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 3 3 \u003d 27 mol / l ∙ h

3) Koncentrace:čím více, tím častěji dochází ke srážkám a υ. V stálá teplota pro reakci mA + nB = C podle zákona o působení hmoty:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

kde k je rychlostní konstanta;

С – koncentrace (mol/l)

Zákon působících mas:

Rychlost chemické reakce je úměrná součinu koncentrací reaktantů, braných v mocninách rovných jejich koeficientům v reakční rovnici.

W.d.m. nebere v úvahu koncentraci reagujících látek v pevném stavu, protože reagují na površích a jejich koncentrace obvykle zůstává konstantní.

Úkol 2. Reakce probíhá podle rovnice A + 2B → C. Kolikrát a jak se změní rychlost reakce při trojnásobném zvýšení koncentrace látky B?

Řešení: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ ve 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 ve 2

υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ za 2 / a ∙ 9 za 2 \u003d 1/9

Odpověď: zvýšit 9krát

U plynných látek závisí rychlost reakce na tlaku

Čím větší tlak, tím vyšší rychlost.

4) Katalyzátory Látky, které mění mechanismus reakce E akt => υ .

▪ Katalyzátory zůstávají na konci reakce nezměněny

▪ Enzymy jsou biologické katalyzátory, přirozeně proteiny.

▪ Inhibitory - látky, které ↓ υ

5) U heterogenních reakcí závisí υ také na:

▪ na stavu kontaktní plochy reaktantů.

Porovnejte: stejné objemy roztoku kyseliny sírové byly nality do 2 zkumavek a současně spuštěny do jedné - železný hřebík, do druhé - železné piliny.Mletí pevné látky vede ke zvýšení počtu jejích molekul, které mohou současně reagovat. Proto bude rychlost reakce ve druhé zkumavce vyšší než v první.

Mechanismy chemických přeměn a jejich rychlosti jsou studovány chemickou kinetikou. Chemické procesy probíhají v čase různými rychlostmi. K některým dochází rychle, téměř okamžitě, zatímco k jiným trvá velmi dlouho.

Rychlostní reakce- rychlost, jakou se reagencie spotřebovávají (jejich koncentrace klesá) nebo se tvoří reakční produkty na jednotku objemu.

Faktory, které mohou ovlivnit rychlost chemické reakce

Následující faktory mohou ovlivnit, jak rychle dojde k chemické interakci:

• koncentrace látek;
• povaha činidel;
• teplota;
• přítomnost katalyzátoru;
• tlak (pro reakce v plynném prostředí).

Změnou určitých podmínek pro průběh chemického procesu je tedy možné ovlivnit, jak rychle bude proces probíhat.

V procesu chemické interakce se částice reagujících látek navzájem srážejí. Počet takových shod je úměrný počtu částic látek v objemu reakční směsi, a tedy úměrný molárním koncentracím činidel.

Zákon působících mas popisuje závislost rychlosti reakce na molárních koncentracích reagujících látek.

Pro elementární reakci (A + B → ...) tento zákon vyjádřeno vzorcem:

υ \u003d k ∙С A ∙С B,

kde k je rychlostní konstanta; CA a CB jsou molární koncentrace reaktantů A a B.

Pokud je jedna z reagujících látek v pevném stavu, pak k interakci dochází na fázovém rozhraní, a proto není koncentrace pevné látky zahrnuta do rovnice kinetického zákona působících hmot. Abychom pochopili fyzikální význam rychlostní konstanty, je nutné vzít C, A a C B rovné 1. Pak je zřejmé, že rychlostní konstanta je rovna reakční rychlosti při koncentracích činidel rovných jednotce.

Povaha činidel

Protože chemické vazby reagujících látek jsou v procesu interakce zničeny a vznikají nové vazby reakčních produktů, bude hrát roli povaha vazeb účastnících se reakce sloučenin a struktura molekul reagujících látek. důležitá role.

Povrchová oblast kontaktu činidel

Taková charakteristika, jako je povrchová plocha kontaktu pevných činidel, někdy značně významně ovlivňuje průběh reakce. Mletí pevné látky vám umožňuje zvětšit plochu kontaktu činidel, a tím urychlit proces. Oblast kontaktu rozpuštěných látek se snadno zvětší rozpuštěním látky.

Reakční teplota

Se zvyšující se teplotou se bude energie srážejících se částic zvyšovat, je zřejmé, že s nárůstem teploty se urychluje i samotný chemický proces. dobrý příklad jak zvýšení teploty ovlivňuje proces interakce látek, můžeme uvažovat údaje uvedené v tabulce.

Tabulka 1. Vliv změny teploty na rychlost tvorby vody (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)

Pro kvantitativní popis toho, jak může teplota ovlivnit rychlost interakce látek, se používá van't Hoffovo pravidlo. Van't Hoffovo pravidlo říká, že když teplota stoupne o 10 stupňů, dojde ke zrychlení 2-4x.

Matematický vzorec, popisující van't Hoffovo pravidlo, vypadá takto:

Kde γ je teplotní koeficient rychlosti chemické reakce (γ = 2−4).

Ale Arrheniova rovnice popisuje teplotní závislost rychlostní konstanty mnohem přesněji:

Kde R je univerzální plynová konstanta, A je faktor určený typem reakce, E, A je aktivační energie.

Aktivační energie je energie, kterou musí molekula získat, aby došlo k chemické přeměně. To znamená, že jde o jakousi energetickou bariéru, kterou bude nutné překonat molekulami, které se srazí v reakčním objemu, aby došlo k redistribuci vazeb.

Aktivační energie nezávisí na vnější faktory, ale záleží na povaze látky. Hodnota aktivační energie do 40 - 50 kJ/mol umožňuje látkám vzájemně poměrně aktivně reagovat. Pokud aktivační energie přesáhne 120 kJ/mol, pak budou látky (při běžných teplotách) reagovat velmi pomalu. Změna teploty vede ke změně počtu aktivních molekul, tedy molekul, které dosáhly energie větší, než je aktivační energie, a proto jsou schopné chemických přeměn.

Katalyzátorová akce

Katalyzátor je látka, která může urychlit proces, ale není součástí jeho produktů. Katalýza (zrychlení toku chemická přeměna) se dělí na · homogenní, · heterogenní. Pokud jsou reaktanty a katalyzátor ve stejném stavu agregace, pak se katalýza nazývá homogenní, pokud v různých stavech, pak heterogenní. Mechanismy působení katalyzátorů jsou rozmanité a poměrně složité. Kromě toho je třeba poznamenat, že katalyzátory se vyznačují selektivitou působení. To znamená, že stejný katalyzátor urychlující jednu reakci nemusí žádným způsobem měnit rychlost jiné.

Tlak

Pokud se přeměny účastní plynné látky, pak bude rychlost procesu ovlivněna změnou tlaku v systému . To se děje, protožeže u plynných reaktantů vede změna tlaku ke změně koncentrace.

Experimentální stanovení rychlosti chemické reakce

Experimentálně je možné určit rychlost chemické přeměny získáním údajů o tom, jak se mění koncentrace reagujících látek nebo produktů za jednotku času. Metody získávání takových dat se dělí na

• chemikálie,
• fyzikální a chemické.

Chemické metody jsou poměrně jednoduché, cenově dostupné a přesné. S jejich pomocí se rychlost určuje přímým měřením koncentrace nebo množství látky reaktantů nebo produktů. V případě pomalé reakce se odebírají vzorky, aby se sledovalo, jak se reagencie spotřebovává. Poté se stanoví obsah činidla ve vzorku. Odběrem vzorků v pravidelných intervalech je možné získat údaje o změně množství látky při interakci. Nejčastěji používanými typy analýz jsou titrimetrie a gravimetrie.

Pokud reakce probíhá rychle, musí být pro odebrání vzorku zastavena. To lze provést ochlazením náhlé odstranění katalyzátoru je také možné naředit nebo převést jedno z činidel do nereaktivního stavu.

Metody fyzikálně-chemické analýzy v moderní experimentální kinetice se používají častěji než chemické. S jejich pomocí můžete v reálném čase pozorovat změnu koncentrací látek. Reakci není třeba zastavovat a odebírat vzorky.

Fyzikálně-chemické metody jsou založeny na měření fyzické vlastnosti v závislosti na kvantitativním obsahu určité sloučeniny v systému a měnící se s časem. Například, pokud jsou do reakce zapojeny plyny, pak takovou vlastností může být tlak. Měří se také elektrická vodivost, index lomu a absorpční spektra látek.