Rychlost chemické reakce prostřednictvím koncentrace. Pincip Le Chatelier

Témata kodifikátoru jednotné státní zkoušky:Rychlostní reakce. Jeho závislost na různých faktorech.

Rychlost chemické reakce ukazuje, jak rychle konkrétní reakce probíhá. K interakci dochází, když se částice srazí ve vesmíru. V tomto případě k reakci nedochází při každé srážce, ale pouze tehdy, když má částice patřičnou energii.

Rychlostní reakce – počet elementárních srážek interagujících částic končících chemickou přeměnou za jednotku času.

Stanovení rychlosti chemické reakce souvisí s podmínkami, za kterých se provádí. Pokud reakce homogenní- tj. produkty a činidla jsou ve stejné fázi - pak je rychlost chemické reakce definována jako změna látky za jednotku času:

υ = AC / Δt.

Pokud jsou reaktanty nebo produkty v různých fázích a ke srážce částic dochází pouze na fázové hranici, pak se reakce nazývá heterogenní a jeho rychlost je určena změnou množství látky za jednotku času na jednotku reakční plochy:

υ = Δν / (S·Δt).

Jak docílit toho, aby se částice srážely častěji, tzn. Jak zvýšit rychlost chemické reakce?

1. Nejjednodušší způsob je zvýšit teplota . Jak pravděpodobně víte ze svého kurzu fyziky, teplota je mírou průměrné kinetické energie pohybu částic látky. Pokud zvýšíme teplotu, částice jakékoli látky se začnou pohybovat rychleji, a proto se častěji srážejí.

S rostoucí teplotou se však rychlost chemických reakcí zvyšuje především díky tomu, že se zvyšuje počet efektivních srážek. Se stoupající teplotou prudce roste počet aktivních částic, které mohou překonat energetickou bariéru reakce. Pokud snížíme teplotu, částice se začnou pohybovat pomaleji, počet aktivních částic se sníží a počet efektivních srážek za sekundu se sníží. Tím pádem, Když teplota stoupá, rychlost chemické reakce se zvyšuje, a když teplota klesá, klesá..

Poznámka! Toto pravidlo funguje stejně pro všechny chemické reakce (včetně exotermických a endotermických). Reakční rychlost je nezávislá na tepelném účinku. Rychlost exotermických reakcí se zvyšuje s rostoucí teplotou a klesá s klesající teplotou. Rychlost endotermických reakcí se také zvyšuje s rostoucí teplotou a klesá s klesající teplotou.

Navíc již v 19. století holandský fyzik Van't Hoff experimentálně zjistil, že většina reakcí zvyšuje svou rychlost přibližně stejně (asi 2-4krát), když se teplota zvýší o 10 o C. Van't Hoffovo pravidlo zní takto: zvýšení teploty o 10 o C vede ke zvýšení rychlosti chemické reakce 2-4krát (tato hodnota se nazývá teplotní koeficient rychlosti chemické reakce γ). Pro každou reakci je stanovena přesná hodnota teplotního koeficientu.

Tady proti 2 - rychlost reakce při teplotě T 2, v 1 - rychlost reakce při teplotě T 1, γ — teplotní koeficient reakční rychlosti, Van't Hoffův koeficient.

V některých situacích není vždy možné zvýšit rychlost reakce pomocí teploty, protože některé látky se při zvýšení teploty rozkládají, některé látky nebo rozpouštědla se při zvýšené teplotě odpařují apod., tzn. jsou porušeny podmínky procesu.

2. Soustředění. Změnou můžete také zvýšit počet efektivních kolizí koncentrace reaktanty . obvykle se používá pro plyny a kapaliny, protože v plynech a kapalinách se částice rychle pohybují a aktivně se mísí. Čím větší je koncentrace reagujících látek (kapaliny, plyny), tím větší je počet efektivních srážek a tím vyšší je rychlost chemické reakce.

Na základě velkého množství experimentů v roce 1867 v pracích norských vědců P. Guldenberga a P. Waage a nezávisle na nich v roce 1865 ruského vědce N.I. Beketov odvodil základní zákon chemické kinetiky, který stanovil závislost rychlosti chemické reakce na koncentraci reaktantů:

Rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu koncentrací reagujících látek v mocninách rovných jejich koeficientům v rovnici chemické reakce.

Pro chemickou reakci ve tvaru: aA + bB = cC + dD platí zákon hromadného působení takto:

zde v je rychlost chemické reakce,

C A A C B — koncentrace látek A a B, mol/l

k – koeficient úměrnosti, konstanta reakční rychlosti.

Například pro reakci tvorby amoniaku:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Zákon hromadné akce vypadá takto:

Rychlostní konstanta reakce ukazuje, jakou rychlostí budou látky reagovat, jestliže jejich koncentrace je 1 mol/l, nebo jejich součin je roven 1. Rychlostní konstanta chemické reakce závisí na teplotě a nezávisí na koncentraci reagujících látek.

Zákon hromadného působení nebere v úvahu koncentrace pevných látek, protože Reagují zpravidla na povrchu a počet reagujících částic na jednotku povrchu se nemění.

Ve většině případů se chemická reakce skládá z několika jednoduchých kroků, v takovém případě rovnice chemické reakce ukazuje pouze souhrnnou nebo konečnou rovnici probíhajících procesů. Rychlost chemické reakce v tomto případě komplexně závisí (nebo nezávisí) na koncentraci reaktantů, meziproduktů nebo katalyzátoru, proto je přesný tvar kinetické rovnice stanoven experimentálně nebo na základě analýzy navrhovaný reakční mechanismus. Typicky je rychlost komplexní chemické reakce určena rychlostí jejího nejpomalejšího kroku ( omezující etapa).

3. Tlak. U plynů koncentrace přímo závisí na tlak. S rostoucím tlakem se zvyšuje koncentrace plynů. Matematickým vyjádřením této závislosti (pro ideální plyn) je Mendělejevova-Clapeyronova rovnice:

pV = νRT

Pokud je tedy mezi reaktanty plynná látka, pak kdy S rostoucím tlakem se rychlost chemické reakce zvyšuje, s poklesem tlaku klesá. .

Například. Jak se změní rychlost reakce tavení vápna s oxidem křemičitým:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

když tlak stoupá?

Správná odpověď by byla – vůbec ne, protože... mezi činidly nejsou žádné plyny a uhličitan vápenatý je pevná sůl, nerozpustná ve vodě, oxid křemičitý je pevná látka. Produktovým plynem bude oxid uhličitý. Ale produkty neovlivňují rychlost přímé reakce.

Dalším způsobem, jak zvýšit rychlost chemické reakce, je nasměrovat ji jinou cestou a přímou interakci, například látek A a B, nahradit řadou po sobě jdoucích reakcí s třetí látkou K, které vyžadují mnohem méně energie ( mají nižší bariéru aktivační energie) a vyskytují se za daných podmínek rychleji než přímá reakce. Tato třetí látka se nazývá katalyzátor .

- jedná se o chemické látky účastnící se chemické reakce, měnící její rychlost a směr, ale nekonzumovatelné během reakce (na konci reakce se nemění ani množstvím, ani složením). Přibližný mechanismus fungování katalyzátoru pro reakci typu A + B lze zvolit takto:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces změny rychlosti reakce při interakci s katalyzátorem se nazývá katalýza. Katalyzátory jsou široce používány v průmyslu, když je nutné zvýšit rychlost reakce nebo ji nasměrovat po určité cestě.

Na základě fázového stavu katalyzátoru se rozlišuje homogenní a heterogenní katalýza.

Homogenní katalýza – to je, když jsou reaktanty a katalyzátor ve stejné fázi (plyn, roztok). Typickými homogenními katalyzátory jsou kyseliny a zásady. organické aminy atd.

Heterogenní katalýza - to je, když jsou reaktanty a katalyzátor v různých fázích. Heterogenní katalyzátory jsou zpravidla pevné látky. Protože k interakci v takových katalyzátorech dochází pouze na povrchu látky, důležitým požadavkem na katalyzátory je velký povrch. Heterogenní katalyzátory se vyznačují vysokou porézností, která zvyšuje povrch katalyzátoru. Celková plocha některých katalyzátorů tedy někdy dosahuje 500 metrů čtverečních na 1 g katalyzátoru. Velká plocha a poréznost zajišťují účinnou interakci s činidly. Mezi heterogenní katalyzátory patří kovy, zeolity - krystalické minerály aluminosilikátové skupiny (sloučeniny křemíku a hliníku) a další.

Příklad heterogenní katalýza - syntéza amoniaku:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Jako katalyzátor se používá porézní železo s nečistotami Al 2 O 3 a K 2 O.

Samotný katalyzátor se při chemické reakci nespotřebovává, ale na povrchu katalyzátoru se hromadí další látky, které vážou aktivní centra katalyzátoru a blokují jeho činnost ( katalytické jedy). Musí se pravidelně odstraňovat regenerací katalyzátoru.

V biochemických reakcích jsou katalyzátory velmi účinné - enzymy. Enzymatické katalyzátory působí vysoce účinně a selektivně, se 100% selektivitou. Enzymy jsou bohužel velmi citlivé na zvýšenou teplotu, kyselost prostředí a další faktory, proto existuje řada omezení pro realizaci procesů s enzymatickou katalýzou v průmyslovém měřítku.

Katalyzátory by neměly být zaměňovány s iniciátory proces a inhibitory. Například K zahájení radikální reakce chlorace methanu je nezbytné ultrafialové záření. To není katalyzátor. Některé radikálové reakce jsou iniciovány peroxidovými radikály. To také nejsou katalyzátory.

Inhibitory- Jedná se o látky, které zpomalují chemickou reakci. Inhibitory mohou být spotřebovány a účastní se chemické reakce. Inhibitory v tomto případě nejsou katalyzátory, naopak. Reverzní katalýza je v zásadě nemožná - reakce se v každém případě pokusí sledovat nejrychlejší cestu.

5. Kontaktní plocha reagujících látek. U heterogenních reakcí je jedním ze způsobů, jak zvýšit počet efektivních srážek, zvýšení reakční povrch . Čím větší je kontaktní plocha reakčních fází, tím větší je rychlost heterogenní chemické reakce. Práškový zinek se v kyselině rozpouští mnohem rychleji než granulovaný zinek stejné hmotnosti.

V průmyslu se používají ke zvětšení kontaktní plochy reagujících látek metoda fluidního lože. Například, při výrobě kyseliny sírové metodou varného osla se pálí pyrity.

6. Povaha reaktantů . Rychlost chemických reakcí, za jinak stejných okolností, je také ovlivněna chemickými vlastnostmi, tzn. povaha reagujících látek. Méně účinných látek bude mít vyšší aktivační bariéru a bude reagovat pomaleji než více účinných látek. Aktivnější látky mají nižší aktivační energii a mnohem snadněji a častěji vstupují do chemických reakcí.

Při nízkých aktivačních energiích (méně než 40 kJ/mol) probíhá reakce velmi rychle a snadno. Značná část srážek mezi částicemi končí chemickou přeměnou. Například iontoměničové reakce probíhají za normálních podmínek velmi rychle.

Při vysokých aktivačních energiích (více než 120 kJ/mol) má za následek jen malý počet srážek chemickou přeměnu. Rychlost takových reakcí je zanedbatelná. Například dusík za normálních podmínek prakticky neinteraguje s kyslíkem.

Při průměrných aktivačních energiích (od 40 do 120 kJ/mol) bude reakční rychlost průměrná. K takovým reakcím dochází i za normálních podmínek, ale ne příliš rychle, takže je lze pozorovat pouhým okem. Mezi takové reakce patří interakce sodíku s vodou, interakce železa s kyselinou chlorovodíkovou atd.

Látky, které jsou za normálních podmínek stabilní, mají obvykle vysoké aktivační energie.

Chemické reakce probíhají různými rychlostmi: nízkou rychlostí při tvorbě stalaktitů a stalagmitů, průměrnou rychlostí při vaření jídla, okamžitě při explozi. Reakce probíhají ve vodných roztocích velmi rychle.

Určení rychlosti chemické reakce, stejně jako objasnění její závislosti na podmínkách procesu, je úkolem chemické kinetiky – nauky o zákonitostech chemických reakcí v čase.

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

(v homog) je definován jako změna množství látky za jednotku času na jednotku objemu:

kde Δn je změna počtu molů jedné látky (nejčastěji původní, ale může jít i o reakční produkt); Δt - časový interval (s, min); V je objem plynu nebo roztoku (l).

Protože poměr látkového množství k objemu představuje molární koncentraci C, pak

Rychlost homogenní reakce je tedy definována jako změna koncentrace jedné z látek za jednotku času:

pokud se objem systému nemění.

Dojde-li k reakci mezi látkami v různém stavu agregace (například mezi pevnou látkou a plynem nebo kapalinou), nebo mezi látkami, které nejsou schopny vytvořit homogenní prostředí (například mezi nemísitelnými kapalinami), dochází k ní pouze na kontaktní povrch látek. Takové reakce se nazývají heterogenní.

Definováno jako změna množství látky za jednotku času na jednotkovém povrchu.

kde S je povrchová plocha kontaktu látek (m 2, cm 2).

Změna množství látky, kterou se určuje rychlost reakce, je externím faktorem pozorovaným výzkumníkem. Ve skutečnosti jsou všechny procesy prováděny na mikroúrovni. Je zřejmé, že aby některé částice reagovaly, musí se nejprve srazit, a to účinně: ne se rozptýlit jako kuličky do různé strany, ale aby byly zničeny nebo oslabeny „staré vazby“ v částicích a mohly se vytvořit „nové“, a k tomu musí mít částice dostatečnou energii.

Vypočtené údaje ukazují, že například v plynech srážky molekul při atmosférickém tlaku dosahují miliard za sekundu, to znamená, že všechny reakce by měly proběhnout okamžitě. Ale to není pravda. Ukazuje se, že pouze velmi malý zlomek molekul má nezbytnou energii k tomu, aby vedly k efektivním srážkám.

Minimální přebytečná energie, kterou musí částice (nebo dvojice částic) mít, aby došlo k efektivní srážce, se nazývá aktivační energie Ea.

Na dráze všech částic vstupujících do reakce je tedy energetická bariéra rovna aktivační energii Ea. Když je malý, existuje mnoho částic, které ho mohou překonat, a rychlost reakce je vysoká. V opačném případě je vyžadováno „zatlačení“. Když zápalkou zapálíte lihovou lampu, předáte další energii E a nezbytnou pro účinnou srážku molekul alkoholu s molekulami kyslíku (překonání bariéry).

Rychlost chemické reakce závisí na mnoha faktorech. Mezi hlavní patří: povaha a koncentrace reaktantů, tlak (při reakcích s plyny), teplota, působení katalyzátorů a povrch reaktantů v případě heterogenních reakcí.

Teplota

S rostoucí teplotou se ve většině případů výrazně zvyšuje rychlost chemické reakce. V 19. stol Nizozemský chemik J. X. van't Hoff formuloval pravidlo:

Každé zvýšení teploty o 10 °C vede ke zvýšení teplotyrychlost reakce 2-4krát(tato hodnota se nazývá teplotní koeficient reakce).

S rostoucí teplotou se mírně zvyšuje průměrná rychlost molekul, jejich energie a počet srážek, ale prudce se zvyšuje podíl „aktivních“ molekul účastnících se efektivních srážek, které překonávají energetickou bariéru reakce. Matematicky je tato závislost vyjádřena vztahem:

kde v t 1 a v t 2 jsou reakční rychlosti při konečné teplotě t 2 a počáteční teplotě t 1 a γ je teplotní koeficient reakční rychlosti, který ukazuje, kolikrát se reakční rychlost zvyšuje s každým zvýšením o 10 ° C v teplotě.

Pro zvýšení reakční rychlosti však není vždy možné zvýšit teplotu, protože výchozí látky se mohou začít rozkládat, rozpouštědla nebo látky samotné se mohou odpařovat atd.

Endotermické a exotermické reakce

Je známo, že reakce metanu se vzdušným kyslíkem je doprovázena uvolňováním velkého množství tepla. Proto se používá v každodenním životě pro vaření, ohřev vody a vytápění. Zemní plyn dodávaný do domácností potrubím se skládá z 98 % z metanu. Reakce oxidu vápenatého (CaO) s vodou je také doprovázena uvolňováním velkého množství tepla.

Co mohou tato fakta naznačovat? Když se v reakčních produktech vytvoří nové chemické vazby, více energie, než je potřeba k přerušení chemických vazeb v činidlech. Přebytečná energie se uvolňuje jako teplo a někdy světlo.

CH4 + 202 = C02 + 2H20 + Q (energie (světlo, teplo));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energie (teplo)).

K takovým reakcím by mělo dojít snadno (jako kámen se snadno kutálí z kopce).

Reakce, při kterých se uvolňuje energie, se nazývají EXTERMÁLNÍ(z latinského „exo“ - out).

Například mnoho redoxních reakcí je exotermických. Jednou z těchto krásných reakcí je intramolekulární oxidace-redukce probíhající uvnitř stejné soli - dichromanu amonného (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4 H20 + Q (energie).

Další věc je zpětná reakce. Jsou analogické s válením kamene do kopce. Dosud nebylo možné získat metan z CO 2 a vody a k získání nehašeného vápna CaO z hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2 je zapotřebí silné zahřívání. Tato reakce nastává pouze při konstantním toku energie zvenčí:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energie (teplo))

To naznačuje, že rozbití chemických vazeb v Ca(OH) 2 vyžaduje více energie, než může být uvolněno během tvorby nových chemických vazeb v molekulách CaO a H 2 O.

Reakce, při kterých dochází k absorpci energie, se nazývají ENDOTHERMICKÝ(od „endo“ - dovnitř).

Koncentrace reaktantů

Změna tlaku při účasti plynných látek na reakci vede i ke změně koncentrace těchto látek.

Aby došlo k chemickým interakcím mezi částicemi, musí se účinně srazit. Čím vyšší je koncentrace reaktantů, tím více srážek a tím vyšší je reakční rychlost. Například acetylen hoří velmi rychle v čistém kyslíku. V tomto případě se vyvine teplota dostatečná k roztavení kovu. Na základě velkého množství experimentálního materiálu formulovali v roce 1867 Norové K. Guldenberg a P. Waage a nezávisle na nich v roce 1865 ruský vědec N. I. Beketov základní zákon chemické kinetiky, který stanovil závislost rychlosti reakce na koncentraci z reagujících látek.

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

Tento zákon se také nazývá zákon hromadné akce.

Pro reakci A + B = D bude tento zákon vyjádřen takto:

Pro reakci 2A + B = D bude tento zákon vyjádřen takto:

Zde C A, C B jsou koncentrace látek A a B (mol/l); k 1 a k 2 jsou koeficienty úměrnosti, nazývané konstanty reakční rychlosti.

Fyzikální význam rychlostní konstanty reakce není obtížné stanovit - číselně se rovná rychlosti reakce, při které jsou koncentrace reaktantů 1 mol/l nebo jejich součin je roven jednotce. V tomto případě je zřejmé, že rychlostní konstanta reakce závisí pouze na teplotě a nezávisí na koncentraci látek.

Zákon hromadné akce nebere v úvahu koncentraci reaktantů v pevném stavu, protože reagují na površích a jejich koncentrace je obvykle konstantní.

Například pro reakci spalování uhlí by měl být výraz reakční rychlosti zapsán takto:

tj. reakční rychlost je úměrná pouze koncentraci kyslíku.

Pokud reakční rovnice popisuje pouze celkovou chemickou reakci, která probíhá v několika fázích, pak může rychlost takové reakce komplexně záviset na koncentracích výchozích látek. Tato závislost je určena experimentálně nebo teoreticky na základě navrženého reakčního mechanismu.

Působení katalyzátorů

Rychlost reakce je možné zvýšit použitím speciálních látek, které mění mechanismus reakce a směřují ji po energeticky výhodnější cestě s nižší aktivační energií. Říká se jim katalyzátory (z latinského katalysis – ničení).

Katalyzátor působí jako zkušený průvodce, který neprovádí skupinu turistů přes vysoký průsmyk v horách (jeho překonání vyžaduje hodně úsilí a času a není přístupné každému), ale po jemu známých obchvatových cestách, po kterých horu lze překonat mnohem snadněji a rychleji.

Je pravda, že pomocí kruhového objezdu se nedostanete přesně tam, kam vede hlavní průsmyk. Ale někdy je to přesně to, co je potřeba! Přesně tak působí katalyzátory, kterým se říká selektivní. Je jasné, že není potřeba spalovat čpavek a dusík, ale při výrobě kyseliny dusičné se používá oxid dusnatý (II).

Katalyzátory- jsou to látky, které se účastní chemické reakce a mění její rychlost nebo směr, ale na konci reakce zůstávají kvantitativně i kvalitativně nezměněny.

Změna rychlosti chemické reakce nebo jejího směru pomocí katalyzátoru se nazývá katalýza. Katalyzátory jsou široce používány v různých průmyslových odvětvích a dopravě (katalyzátory, které přeměňují oxidy dusíku z výfukových plynů automobilů na neškodný dusík).

Existují dva typy katalýzy.

Homogenní katalýza, ve kterém jsou katalyzátor i reaktanty ve stejném stavu agregace (fáze).

Heterogenní katalýza, ve kterém jsou katalyzátor a reaktanty v různých fázích. Například rozklad peroxidu vodíku v přítomnosti pevného katalyzátoru na bázi oxidu manganu (IV):

Samotný katalyzátor se v důsledku reakce nespotřebovává, ale pokud jsou na jeho povrchu adsorbovány další látky (říká se jim katalytické jedy), pak se povrch stává nefunkčním a je nutná regenerace katalyzátoru. Před provedením katalytické reakce jsou proto výchozí materiály důkladně vyčištěny.

Například při výrobě kyseliny sírové kontaktní metodou se používá pevný katalyzátor - oxid vanadičný (V) V 2 O 5:

Při výrobě methanolu se používá pevný „zinko-chromový“ katalyzátor (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Velmi efektivně působí biologické katalyzátory – enzymy. Chemickou povahou jsou to proteiny. Díky nim probíhají v živých organismech při nízkých teplotách vysokou rychlostí složité chemické reakce.

Jsou známy další zajímavé látky – inhibitory (z latinského inhibere – zdržovat). Reagují s aktivními částicemi vysokou rychlostí za vzniku nízkoaktivních sloučenin. V důsledku toho se reakce prudce zpomalí a poté se zastaví. Inhibitory jsou často specificky přidávány do různých látek, aby se zabránilo nežádoucím procesům.

Například roztoky peroxidu vodíku jsou stabilizovány pomocí inhibitorů.

Povaha reagujících látek (jejich složení, struktura)

Význam aktivační energie je faktor, jehož prostřednictvím je ovlivněn vliv povahy reagujících látek na rychlost reakce.

Pokud je aktivační energie nízká (< 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 данных случаях ничтожно мала.

Pokud je aktivační energie vysoká(> 120 kJ/mol), to znamená, že pouze nepatrný zlomek srážek mezi interagujícími částicemi vede k reakci. Rychlost takové reakce je proto velmi nízká. Například postup reakce syntézy amoniaku při běžných teplotách je téměř nemožné postřehnout.

Pokud mají aktivační energie chemických reakcí střední hodnoty (40120 kJ/mol), pak budou rychlosti takových reakcí průměrné. Mezi takové reakce patří interakce sodíku s vodou nebo ethylalkoholem, odbarvování bromové vody s ethylenem, interakce zinku s kyselinou chlorovodíkovou atd.

Kontaktní plocha reagujících látek

Rychlost reakcí probíhajících na povrchu látek, tedy heterogenních, závisí, za jinak stejných okolností, na vlastnostech tohoto povrchu. Je známo, že prášková křída se rozpouští mnohem rychleji v kyselině chlorovodíkové než kousek křídy stejné hmotnosti.

Zvýšení rychlosti reakce je způsobeno především zvýšení kontaktní plochy výchozích látek, stejně jako řada dalších důvodů, například porušení struktury „správné“ krystalové mřížky. To vede k tomu, že částice na povrchu výsledných mikrokrystalů jsou mnohem reaktivnější než stejné částice na „hladkém“ povrchu.

V průmyslu se k provádění heterogenních reakcí používá „fluidní lože“ ke zvětšení kontaktní plochy reagujících látek, přísunu výchozích látek a odvodu produktů. Například při výrobě kyseliny sírové se pyrity vypalují pomocí „fluidního lože“.

Referenční materiál pro složení testu:

Mendělejevův stůl

Tabulka rozpustnosti

Mechanismy chemických přeměn a jejich rychlosti jsou studovány chemickou kinetikou. Chemické procesy probíhají v průběhu času 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 reakci:

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

Změnou určitých podmínek chemického procesu tedy můžete 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 hromadné akce popisuje závislost rychlosti reakce na molárních koncentracích látek, které interagují.

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

υ = k ∙С A ∙С B,

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

Pokud je jedna z reagujících látek v pevném stavu, pak k interakci dochází na rozhraní, proto není koncentrace pevné látky zahrnuta do rovnice kinetického zákona působení hmoty. 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 reaktantů rovných jednotce.

Povaha činidel

Vzhledem k tomu, že během interakce jsou chemické vazby reagujících látek zničeny a vznikají nové vazby reakčních produktů, bude hrát velkou roli povaha vazeb zapojených do reakce sloučenin a struktura molekul reagujících látek. .

Povrchová oblast kontaktu činidel

Taková charakteristika, jako je povrchová plocha kontaktu pevných činidel, ovlivňuje průběh reakce, někdy poměrně výrazně. Mletí pevné látky vám umožňuje zvětšit plochu kontaktu činidel, a tím urychlit proces. Kontaktní plocha rozpustných látek se snadno zvětší rozpuštěním látky.

Reakční teplota

S rostoucí teplotou se bude zvyšovat energie srážejících se částic, je zřejmé, že s rostoucí teplotou se zrychluje i samotný chemický proces. Za jasný příklad toho, jak zvýšení teploty ovlivňuje proces interakce látek, lze považovat údaje uvedené v tabulce.

Tabulka 1. Vliv teplotních změn na rychlost tvorby vody (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

Ke kvantitativnímu popisu toho, jak může teplota ovlivnit rychlost interakce látek, se používá Van't Hoffovo pravidlo. Van't Hoffovo pravidlo říká, že když se teplota zvýší o 10 stupňů, dojde ke zrychlení 2-4krát.

Matematický vzorec popisující van't Hoffovo pravidlo je následující:

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 budou muset molekuly srážející se v reakčním objemu překonat, aby došlo k redistribuci vazeb.

Aktivační energie nezávisí na vnějších faktorech, ale závisí na povaze látky. Hodnota aktivační energie až 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 (urychlení chemické přeměny) se dělí na homogenní a heterogenní. Pokud jsou činidla a katalyzátor ve stejných stavech agregace, pak se katalýza nazývá homogenní, pokud jsou v různých stavech, pak je heterogenní. Mechanismy působení katalyzátorů jsou různé a poměrně složité. Kromě toho stojí za zmínku, že katalyzátory se vyznačují selektivitou působení. To znamená, že stejný katalyzátor, zatímco urychluje jednu reakci, nemusí měnit rychlost jiné.

Tlak

Pokud se na přeměně podílejí plynné látky, pak bude rychlost procesu ovlivněna změnami tlaku v systému . To se děje, protožeže u plynných činidel vede změna tlaku ke změně koncentrace.

Experimentální stanovení rychlosti chemické reakce

Rychlost chemické přeměny lze určit experimentálně získáním údajů o tom, jak se mění koncentrace látek vstupujících do reakce nebo produktů za jednotku času. Metody získávání takových dat se dělí na

• chemikálie,
• fyzikálně-chemické.

Chemické metody jsou poměrně jednoduché, dostupné a přesné. S jejich pomocí se rychlost určuje přímým měřením koncentrace nebo látkového množství reaktantů nebo produktů. V případě pomalé reakce se odebírají vzorky, aby bylo možné sledovat, jak se reagencie spotřebovává. Poté se stanoví obsah činidla ve vzorku. Odebíráním vzorků v pravidelných intervalech je možné získat údaje o změnách množství látky během procesu interakce. Nejčastěji používanými typy analýz jsou titrimetrie a gravimetrie.

Pokud reakce probíhá rychle, musí být zastavena, aby bylo možné odebrat vzorek. To lze provést pomocí chlazení, 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 změny koncentrací látek. V tomto případě není potřeba zastavovat reakci a odebírat vzorky.

Fyzikálně chemické metody jsou založeny na měření fyzikální vlastnosti, která závisí na kvantitativním obsahu určité sloučeniny v systému a mění se v čase. Například, pokud jsou do reakce zapojeny plyny, pak takovou vlastností může být tlak. Měří se také elektrická vodivost, index lomu a absorpční spektra látek.

Rychlost chemické reakce je změna koncentrace reaktantů za jednotku času.

V homogenních reakcích se reakční prostor vztahuje k objemu reakční nádoby a v heterogenních reakcích k povrchu, na kterém probíhá reakce. Koncentrace reagujících látek se obvykle vyjadřuje v mol/l - počet molů látky v 1 litru roztoku.

Rychlost chemické reakce závisí na povaze reaktantů, koncentraci, teplotě, tlaku, kontaktním povrchu látek a jeho povaze a přítomnosti katalyzátorů.

Zvýšení koncentrace látek, které vstupují do chemické interakce, vede ke zvýšení rychlosti chemické reakce. Děje se tak proto, že všechny chemické reakce probíhají mezi určitým počtem reagujících částic (atomů, molekul, iontů). Čím více těchto částic je v objemu reakčního prostoru, tím častěji se srážejí a dochází k chemické interakci. Chemická reakce může nastat prostřednictvím jednoho nebo více elementárních aktů (kolizí). Na základě reakční rovnice můžeme zapsat výraz pro závislost rychlosti reakce na koncentraci reaktantů. Pokud se elementárního aktu (během rozkladné reakce) účastní pouze jedna molekula, bude mít závislost následující tvar:

proti= k*[A]

Toto je rovnice pro monomolekulární reakci. Když dvě různé molekuly interagují v elementárním aktu, má závislost tvar:

proti= k*[A]*[B]

Reakce se nazývá bimolekulární. V případě srážky tří molekul platí výraz:

proti= k*[A]*[B]*[C]

Reakce se nazývá trimolekulární. Označení koeficientů:

proti — rychlostní reakce;

[A], [B], [C] jsou koncentrace reagujících látek;

k – koeficient proporcionality; se nazývá konstanta reakční rychlosti.

Pokud jsou koncentrace reaktantů rovné jedné (1 mol/l) nebo jejich produkt je roven jedné, pak v = k.. Rychlostní konstanta závisí na povaze reaktantů a na teplotě. Závislost rychlosti jednoduchých reakcí (tj. reakcí probíhajících jedním elementárním aktem) na koncentraci popisuje zákon hromadné akce: rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu koncentrace reaktantů zvýšené na mocninu jejich stechiometrických koeficientů.

Podívejme se například na reakci 2NO + O 2 = 2NO 2.

V něm proti= k* 2 *

V případě, že rovnice chemické reakce neodpovídá elementárnímu aktu interakce, ale odráží pouze vztah mezi hmotností látek, které reagovaly, a látkami vzniklými, pak se mocniny koncentrací nebudou rovnat koeficienty objevující se před vzorci odpovídajících látek v reakční rovnici. U reakce, která probíhá v několika stupních, je rychlost reakce určena rychlostí nejpomalejšího (mezního) stupně.

Tato závislost rychlosti reakce na koncentraci reaktantů platí pro plyny a reakce probíhající v roztoku. Reakce zahrnující pevné látky nepodléhají zákonu hromadného působení, protože k interakci molekul dochází pouze na rozhraní. V důsledku toho rychlost heterogenní reakce také závisí na velikosti a povaze kontaktního povrchu reagujících fází. Čím větší povrch, tím rychlejší reakce proběhne.

Vliv teploty na rychlost chemické reakce

Vliv teploty na rychlost chemické reakce je určen Van't Hoffovým pravidlem: se zvýšením teploty každých 10 ° C, reakční rychlost se zvýší 2-4krát. Matematicky je toto pravidlo vyjádřeno následující rovnicí:

v t2= v t1*g(t2-t1)/10

Kde v t1 A v t2 — reakční rychlosti při teplotách t2 a ti; g - teplotní koeficient reakce - číslo udávající, kolikrát se rychlost reakce zvyšuje se zvýšením teploty každých 10 ° C. Tak výrazná závislost rychlosti chemické reakce na teplotě se vysvětluje tím, že ke vzniku nových látek nedochází při každé srážce reagujících molekul. Interagují pouze ty molekuly (aktivní molekuly), které mají dostatečnou energii k rozbití vazeb v původních částicích. Proto je každá reakce charakterizována energetickou bariérou. K jeho překonání molekula potřebuje aktivační energie - nějaká přebytečná energie, kterou molekula musí mít, aby její srážka s jinou molekulou vedla ke vzniku nové látky. S rostoucí teplotou rychle narůstá počet aktivních molekul, což vede k prudkému nárůstu reakční rychlosti podle Van't Hoffova pravidla. Aktivační energie pro každou konkrétní reakci závisí na povaze reaktantů.

Teorie aktivních kolizí nám umožňuje vysvětlit vliv určitých faktorů na rychlost chemické reakce. Hlavní ustanovení této teorie:

• K reakcím dochází, když se srazí částice reaktantů, které mají určitou energii.
• Čím více částic reaktantů je, čím blíže jsou k sobě, tím je pravděpodobnější, že se srazí a budou reagovat.
• Pouze efektivní srážky vedou k reakci, tzn. takové, ve kterých jsou zničena nebo oslabena „stará spojení“, a proto mohou vznikat „nová“. K tomu musí mít částice dostatečnou energii.
• Minimální přebytečná energie potřebná pro efektivní srážku částic reaktantu se nazývá aktivační energie Ea.
• Aktivita chemikálií se projevuje nízkou aktivační energií reakcí, které se jich účastní. Čím nižší je aktivační energie, tím vyšší je reakční rychlost. Například při reakcích mezi kationty a anionty je aktivační energie velmi nízká, takže k takovým reakcím dochází téměř okamžitě

Vliv katalyzátoru

Jedním z nejúčinnějších prostředků k ovlivnění rychlosti chemických reakcí je použití katalyzátorů. NA atalizéry - Jsou to látky, které mění rychlost reakce, ale na konci procesu samy zůstávají nezměněny ve složení a hmotnosti. Jinými slovy, v okamžiku samotné reakce je katalyzátor aktivně zapojen do chemického procesu, ale na konci reakce mění reaktanty své chemické složení, mění se na produkty a katalyzátor se uvolňuje ve své původní formě. . Typicky je úlohou katalyzátoru zvýšit rychlost reakce, i když některé katalyzátory proces spíše zpomalují než urychlují. Jev urychlování chemických reakcí v důsledku přítomnosti katalyzátorů se nazývá katalýza, a zpomalení - inhibice.

Některé látky nemají katalytický účinek, ale jejich přídavky dramaticky zvyšují katalytickou schopnost katalyzátorů. Takové látky se nazývají promotérů. Jiné látky (katalytické jedy) snižují nebo dokonce úplně blokují působení katalyzátorů, tento proces se nazývá otrava katalyzátorem.

Existují dva typy katalýzy: homogenní A heterogenní. Na homogenní katalýza reaktanty, produkty a katalyzátor tvoří jednu fázi (plynnou nebo kapalnou). V tomto případě neexistuje žádné rozhraní mezi katalyzátorem a reaktanty.

Zvláštnost heterogenní katalýza je, že katalyzátory (obvykle pevné látky) jsou v jiném fázovém stavu než reakční složky a produkty reakce. Reakce se obvykle vyvíjí na povrchu pevné látky.

Při homogenní katalýze se mezi katalyzátorem a reaktantem tvoří meziprodukty v důsledku reakce s nižší aktivační energií. Při heterogenní katalýze se zvýšení rychlosti vysvětluje adsorpcí reaktantů na povrchu katalyzátoru. V důsledku toho se zvyšuje jejich koncentrace a zvyšuje se rychlost reakce.

Zvláštním případem je katalýza autokatalýza. Jeho význam spočívá v tom, že chemický proces je urychlován jedním z reakčních produktů.

Systémy. Tato hodnota však neodráží skutečnou možnost reakce, její Rychlost a mechanismus.

Abyste plně porozuměli chemické reakci, musíte mít znalosti o tom, jaké časové vzorce existují během její realizace, tzn. rychlost chemické reakce a jeho detailní mechanismus. Studujte rychlost a mechanismus reakce chemická kinetika- nauka o chemickém procesu.

Z hlediska chemické kinetiky lze reakce klasifikovat na jednoduché a složité.

Jednoduché reakce– procesy probíhající bez vzniku meziproduktů. Podle počtu částic, které se na něm podílejí, se dělí na monomolekulární, bimolekulární, trimolekulární. Srážka více než 3 částic je nepravděpodobná, takže trimolekulární reakce jsou poměrně vzácné a čtyřmolekulární reakce nejsou známy. Komplexní reakce– procesy skládající se z několika elementárních reakcí.

Jakýkoli proces probíhá svou vlastní rychlostí, která může být určena změnami, ke kterým dojde během určitého časového období. Průměrný rychlost chemické reakce vyjádřeno změnou látkového množství n látka spotřebovaná nebo přijatá na jednotku objemu V za jednotku času t.

υ = ± dn/ dt· PROTI

Pokud je látka spotřebována, dáme znaménko „-“, pokud se hromadí, dáme znaménko „+“.

Při konstantní hlasitosti:

υ = ± DC/ dt,

Jednotka reakční rychlosti mol/ls

Obecně platí, že υ je konstantní hodnota a nezávisí na tom, která látka se účastní reakce, kterou sledujeme.

Závislost koncentrace činidla nebo produktu na reakční době je uvedena ve formuláři kinetická křivka, který vypadá takto:

Je výhodnější vypočítat υ z experimentálních dat, pokud jsou výše uvedené výrazy transformovány do následujícího výrazu:

Zákon hromadné akce. Řádová a rychlostní konstanta reakce

Jedna z formulací zákon hromadné akce zní takto: Rychlost elementární homogenní chemické reakce je přímo úměrná součinu koncentrací reaktantů.

Pokud je studovaný proces znázorněn ve formě:

a A + b B = produkty

pak lze vyjádřit rychlost chemické reakce kinetická rovnice:

υ = k [A] a [B] b nebo

υ = k·C a A ·C b B

Tady [ A] A [B] (C A AC B) - koncentrace činidel,

ab– stechiometrické koeficienty jednoduché reakce,

k– konstanta reakční rychlosti.

Chemický význam veličiny k- Tento rychlostní reakce při jednotlivých koncentracích. To znamená, že pokud jsou koncentrace látek A a B rovné 1, pak υ = k.

Je třeba vzít v úvahu, že ve složitých chemických procesech koeficienty ab se neshodují se stechiometrickými.

Zákon hromadné akce je splněn, pokud je splněno několik podmínek:

• Reakce se aktivuje tepelně, tzn. energii tepelného pohybu.
• Koncentrace činidel je rozdělena rovnoměrně.
• Vlastnosti a podmínky prostředí se během procesu nemění.
• Vlastnosti prostředí by neměly ovlivnit k.

Ke složitým procesům zákon hromadné akce nelze aplikovat. To lze vysvětlit tím, že obtížný proces sestává z několika základních stupňů a jeho rychlost nebude určena celkovou rychlostí všech stupňů, ale pouze jedním nejpomalejším stupněm, tzv. omezující.

Každá reakce má své objednat. Definovat soukromá (dílčí) objednávka pomocí činidla a obecný (úplný) řád. Například při vyjádření rychlosti chemické reakce pro proces

a A + b B = produkty

υ = k·[ A] A·[ B] b

A– objednávejte podle činidla A

b — pořadí podle činidla V

Obecný postup A + b = n

Pro jednoduché procesy pořadí reakcí udává počet reagujících druhů (shoduje se se stechiometrickými koeficienty) a nabývá celočíselných hodnot. Pro složité procesy pořadí reakce se neshoduje se stechiometrickými koeficienty a může být libovolné.

Stanovme faktory ovlivňující rychlost chemické reakce υ.

1. Závislost rychlosti reakce na koncentraci reaktantů

   určeno zákonem hromadné akce: υ = k[ A] A·[ B] b

Je zřejmé, že s rostoucí koncentrací reaktantů υ roste, protože zvyšuje se počet srážek mezi látkami účastnícími se chemického procesu. Kromě toho je důležité vzít v úvahu pořadí reakce: pokud ano n=1 u některého činidla je pak jeho rychlost přímo úměrná koncentraci této látky. Pokud pro nějaké činidlo n=2, pak zdvojnásobení jeho koncentrace povede ke zvýšení rychlosti reakce 2 2 = 4krát a zvýšení koncentrace 3krát zrychlí reakci 3 2 = 9krát.