Ātruma reakcija nosaka viena reaģenta molārās koncentrācijas izmaiņas:

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

Kur C 1 un C 2 ir vielu molārās koncentrācijas attiecīgi laikā t 1 un t 2 (zīme (+) - ja ātrumu nosaka reakcijas produkts, zīme (-) - izejviela).

Reakcijas notiek, kad saduras reaģējošo vielu molekulas. Tās ātrumu nosaka sadursmju skaits un iespējamība, ka tās novedīs pie transformācijas. Sadursmju skaitu nosaka reaģējošo vielu koncentrācijas, un reakcijas iespējamību nosaka sadursmes molekulu enerģija.
Ātrumu ietekmējošie faktori ķīmiskās reakcijas.
1. Reaģējošo vielu īpašības. Svarīga loma ir ķīmisko saišu raksturam un reaģenta molekulu struktūrai. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās, ir vajadzīgas lielas enerģijas; šādas molekulas ir nedaudz reaģējošas. Saišu pārraušanai ļoti polārās molekulās (HCl, H 2 O) ir nepieciešams mazāk enerģijas, un reakcijas ātrums ir daudz lielāks. Reakcijas starp joniem elektrolītu šķīdumos notiek gandrīz acumirklī.
Piemēri
Fluors istabas temperatūrā sprādzienbīstami reaģē ar ūdeņradi; sildot broms reaģē ar ūdeņradi lēni.
Kalcija oksīds enerģiski reaģē ar ūdeni, izdalot siltumu; vara oksīds - nereaģē.

2. Koncentrēšanās. Pieaugot koncentrācijai (daļiņu skaits tilpuma vienībā), biežāk notiek reaģējošo vielu molekulu sadursmes - palielinās reakcijas ātrums.
Masu darbības likums (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrācijas reizinājumam.

AA+bB+. . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīga no reaģentu īpašībām, temperatūras un katalizatora, bet nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas.
Ātruma konstantes fizikālā nozīme ir tāda, ka tā ir vienāda ar reakcijas ātrumu reaģentu koncentrācijās.
Neviendabīgām reakcijām cietās fāzes koncentrācija netiek iekļauta reakcijas ātruma izteiksmē.

3. Temperatūra. Par katru 10°C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes (Hofa noteikums). Temperatūrai palielinoties no t 1 līdz t 2, reakcijas ātruma izmaiņas var aprēķināt, izmantojot formulu:

(kur Vt 2 un Vt 1 ir reakcijas ātrums attiecīgi temperatūrā t 2 un t 1; g ir šīs reakcijas temperatūras koeficients).
Van't Hoff noteikums ir piemērojams tikai šaurā temperatūras diapazonā. Precīzāks ir Arrēnija vienādojums:

• e -Ea/RT

Kur
A ir konstante atkarībā no reaģentu rakstura;
R ir universālā gāzes konstante;

Ea ir aktivizācijas enerģija, t.i. enerģijai, kādai ir jābūt sadursmes molekulām, lai sadursme izraisītu ķīmisku transformāciju.
Ķīmiskās reakcijas enerģijas diagramma.

A - reaģenti, B - aktivētais komplekss (pārejas stāvoklis), C - produkti.
Jo lielāka ir aktivācijas enerģija Ea, jo vairāk reakcijas ātrums palielinās, palielinoties temperatūrai.

4. Reaģējošo vielu saskares virsma. Neviendabīgām sistēmām (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), jo lielāka ir saskares virsma, jo ātrāk notiek reakcija. Cieto vielu virsmas laukumu var palielināt, tos samaļot, bet šķīstošām vielām tās izšķīdinot.

5. Katalīze. Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, reakcijas beigās paliekot nemainīgas, sauc par katalizatoriem. Katalizatoru darbības mehānisms ir saistīts ar reakcijas aktivācijas enerģijas samazināšanos starpproduktu savienojumu veidošanās dēļ. Plkst viendabīga katalīze reaģenti un katalizators veido vienu fāzi (ir vienā agregācijas stāvoklī), ar neviendabīga katalīze- dažādas fāzes (ir dažādos agregācijas stāvokļos). Dažos gadījumos nevēlamu ķīmisko procesu rašanos var strauji palēnināt, pievienojot reakcijas videi inhibitorus ("parādība" negatīva katalīze").

Dažas ķīmiskās reakcijas notiek gandrīz acumirklī (skābekļa-ūdeņraža maisījuma eksplozija, jonu apmaiņas reakcijas ūdens šķīdumā), citas ātri (vielu sadegšana, cinka mijiedarbība ar skābi), citas lēni (dzelzs rūsēšana, organisko atlieku pūšana ). Reakcijas, kā zināms, ir tik lēnas, ka cilvēks tās vienkārši nevar pamanīt. Piemēram, granīta pārvēršanās smiltīs un mālā notiek tūkstošiem gadu.

Citiem vārdiem sakot, ķīmiskās reakcijas var notikt ar dažādām ātrumu.

Bet kas tas ir ātruma reakcija? Kāda ir šī daudzuma precīza definīcija un, pats galvenais, tā matemātiskā izteiksme?

Reakcijas ātrums ir vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā vienā tilpuma vienībā. Matemātiski šī izteiksme ir uzrakstīta šādi:

Kur n 1 un n 2– vielas daudzums (mol) laikā t 1 un t 2 attiecīgi tilpuma sistēmā V.

Kura plusa vai mīnusa zīme (±) parādīsies ātruma izteiksmes priekšā, ir atkarīgs no tā, vai mēs skatāmies uz vielas - produkta vai reaģenta - daudzuma izmaiņām.

Ir skaidrs, ka reakcijas laikā notiek reaģentu patēriņš, tas ir, to daudzums samazinās, tāpēc reaģentiem izteiksmei (n 2 - n 1) vienmēr ir nozīme mazāks par nulli. Tā kā ātrums nevar būt negatīva vērtība, šajā gadījumā izteiksmes priekšā ir jāievieto mīnusa zīme.

Ja skatāmies uz produkta daudzuma, nevis reaģenta izmaiņām, tad mīnusa zīme nav nepieciešama pirms izteiksmes ātruma aprēķināšanai, jo izteiksme (n 2 - n 1) šajā gadījumā vienmēr ir pozitīva, jo produkta daudzums reakcijas rezultātā var tikai palielināties.

Vielas daudzuma attiecība n tilpumu, kurā atrodas šis vielas daudzums, sauc par molāro koncentrāciju AR:

Tādējādi, izmantojot molārās koncentrācijas jēdzienu un tās matemātisko izteiksmi, mēs varam uzrakstīt vēl vienu reakcijas ātruma noteikšanas iespēju:

Reakcijas ātrums ir vielas molārās koncentrācijas izmaiņas ķīmiskas reakcijas rezultātā vienā laika vienībā:

Faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu

Bieži vien ir ārkārtīgi svarīgi zināt, kas nosaka konkrētas reakcijas ātrumu un kā to ietekmēt. Piemēram, naftas pārstrādes nozare burtiski cīnās par katru papildu pusprocentu produkta laika vienībā. Galu galā, ņemot vērā milzīgo pārstrādātās naftas daudzumu, pat pusprocents rada lielu finansiālu gada peļņu. Dažos gadījumos ir ārkārtīgi svarīgi palēnināt kādu reakciju, jo īpaši metālu koroziju.

Tātad, no kā ir atkarīgs reakcijas ātrums? Savādi, tas ir atkarīgs no daudziem dažādiem parametriem.

Lai saprastu šo jautājumu, vispirms iedomāsimies, kas notiek ķīmiskās reakcijas rezultātā, piemēram:

Iepriekš uzrakstītais vienādojums atspoguļo procesu, kurā vielu A un B molekulas, savstarpēji saduroties, veido vielu C un D molekulas.

Tas ir, bez šaubām, lai reakcija notiktu vismaz, ir nepieciešama izejvielu molekulu sadursme. Acīmredzot, ja mēs palielināsim molekulu skaitu uz tilpuma vienību, sadursmju skaits palielināsies tāpat kā jūsu sadursmju biežums ar pasažieriem pārpildītā autobusā, salīdzinot ar pustukšu autobusu.

Citiem vārdiem sakot, reakcijas ātrums palielinās, palielinoties reaģentu koncentrācijai.

Gadījumā, ja viena vai vairākas no reaģentiem ir gāzes, reakcijas ātrums palielinās, palielinoties spiedienam, jo ​​gāzes spiediens vienmēr ir tieši proporcionāls to veidojošo molekulu koncentrācijai.

Tomēr daļiņu sadursme ir nepieciešams, bet nepavisam nepietiekams nosacījums, lai reakcija notiktu. Fakts ir tāds, ka saskaņā ar aprēķiniem reaģējošo vielu molekulu sadursmju skaits to saprātīgā koncentrācijā ir tik liels, ka visām reakcijām jānotiek vienā mirklī. Tomēr praksē tas nenotiek. Kas noticis?

Fakts ir tāds, ka ne katra reaģentu molekulu sadursme noteikti būs efektīva. Daudzas sadursmes ir elastīgas — molekulas atlec viena no otras kā bumbiņas. Lai reakcija notiktu, molekulām ir jābūt pietiekamai kinētiskajai enerģijai. Minimālo enerģiju, kādai jābūt reaģējošo vielu molekulām, lai reakcija notiktu, sauc par aktivācijas enerģiju un apzīmē ar E a. Sistēmā, kas sastāv no liels daudzums molekulas, ir molekulu sadalījums pēc enerģijas, dažām no tām ir zema enerģija, dažām ir augsta un vidēja enerģija. No visām šīm molekulām tikai nelielai molekulu daļai ir enerģija, kas ir lielāka par aktivācijas enerģiju.

Kā jūs zināt no fizikas kursa, temperatūra faktiski ir vielu veidojošo daļiņu kinētiskās enerģijas mērs. Tas ir, jo ātrāk pārvietojas daļiņas, kas veido vielu, jo augstāka ir tās temperatūra. Tādējādi, acīmredzot, paaugstinot temperatūru, mēs būtiski paaugstinām molekulu kinētisko enerģiju, kā rezultātā palielinās to molekulu īpatsvars, kuru enerģija pārsniedz E a un to sadursme novedīs pie ķīmiskas reakcijas.

Faktu par temperatūras pozitīvo ietekmi uz reakcijas ātrumu empīriski konstatēja holandiešu ķīmiķis Vants Hofs tālajā 19. gadsimtā. Pamatojoties uz saviem pētījumiem, viņš formulēja noteikumu, kas joprojām nes viņa vārdu, un tas ir šāds:

Jebkuras ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes, temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem.

Šī noteikuma matemātiskais attēlojums ir uzrakstīts šādi:

Kur V 2 Un V 1 ir ātrums attiecīgi temperatūrā t 2 un t 1, un γ ir reakcijas temperatūras koeficients, kura vērtība visbiežāk ir diapazonā no 2 līdz 4.

Bieži vien daudzu reakciju ātrumu var palielināt, izmantojot katalizatori.

Katalizatori ir vielas, kas paātrina reakcijas gaitu, tos nelietojot.

Bet kā katalizatori palielina reakcijas ātrumu?

Atcerēsimies par aktivizācijas enerģiju E a. Molekulas, kuru enerģija ir zemāka par aktivācijas enerģiju, ja nav katalizatora, nevar mijiedarboties viena ar otru. Katalizatori maina ceļu, pa kuru notiek reakcija, tāpat kā pieredzējis gids vadīs ekspedīciju nevis tieši caur kalnu, bet ar apkārtceļu palīdzību, kā rezultātā pat tie pavadoņi, kuriem nebija pietiekami daudz enerģijas, lai uzkāptu pa kalnu. kalns varēs pārcelties uz citu viņas pusi.

Neskatoties uz to, ka reakcijas laikā katalizators netiek patērēts, tas tomēr tajā aktīvi piedalās, veidojot starpproduktu savienojumus ar reaģentiem, bet reakcijas beigās atgriežas sākotnējā stāvoklī.

Papildus iepriekš minētajiem faktoriem, kas ietekmē reakcijas ātrumu, ja starp reaģējošām vielām ir saskarne (heterogēna reakcija), reakcijas ātrums būs atkarīgs arī no reaģentu saskares laukuma. Piemēram, iedomājieties alumīnija metāla granulu, kas tiek iemesta mēģenē, kurā ir ūdens šķīdums sālsskābes. Alumīnijs - aktīvs metāls, kas spēj reaģēt ar neoksidējošām skābēm. Ar sālsskābi reakcijas vienādojums ir šāds:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2

Alumīnijs ir cieta viela, kas nozīmē, ka reakcija ar sālsskābi notiek tikai uz tā virsmas. Acīmredzot, ja mēs palielināsim virsmas laukumu, vispirms velmējot alumīnija granulu folijā, mēs nodrošināsim lielāku alumīnija atomu skaitu, kas būs pieejami reakcijai ar skābi. Tā rezultātā reakcijas ātrums palielināsies. Līdzīgi cietas vielas virsmas laukumu var palielināt, sasmalcinot to pulverī.

Tāpat neviendabīgas reakcijas ātrumu, kurā cieta viela reaģē ar gāzveida vai šķidru vielu, bieži vien pozitīvi ietekmē maisīšana, kas ir saistīts ar to, ka maisīšanas rezultātā no reakcijas tiek noņemtas uzkrātās reakcijas produktu molekulas. zonā un tiek “ienesta” jauna reaģentu molekulu daļa.

Visbeidzot, jāatzīmē arī milzīgā ietekme uz reakcijas ātrumu un reaģentu īpašībām. Piemēram, jo ​​zemāks tas ir periodiskajā tabulā sārmu metāls, jo ātrāk reaģē ar ūdeni, fluoru, starp visiem halogēniem, visātrāk reaģē ar ūdeņraža gāzi utt.

Apkopojot visu iepriekš minēto, reakcijas ātrums ir atkarīgs no šādiem faktoriem:

1) reaģentu koncentrācija: jo lielāka, jo lielāks reakcijas ātrums.

2) temperatūra: palielinoties temperatūrai, palielinās jebkuras reakcijas ātrums.

3) reaģentu saskares laukums: jo lielāks ir reaģentu kontakta laukums, jo lielāks reakcijas ātrums.

4) maisīšana, ja notiek reakcija starp cietu vielu un šķidrumu vai gāzi, maisīšana var to paātrināt.

Ķīmiskās reakcijas ātrums

Tēma “Ķīmiskās reakcijas ātrums”, iespējams, ir vissarežģītākā un strīdīgākā skolas mācību programmā. Tas ir saistīts ar pašas ķīmiskās kinētikas sarežģītību, kas ir viena no fizikālās ķīmijas nozarēm. Jau pati jēdziena “ķīmiskās reakcijas ātrums” definīcija ir neskaidra (sk., piemēram, L. S. Guzeja rakstu laikrakstā “Khimiya”, 2001, Nr. 28,
Ar. 12). Vēl vairāk problēmu rodas, mēģinot piemērot masu darbības likumu reakcijas ātrumam jebkuram ķīmiskās sistēmas, jo objektu loks, kam iespējams kvantitatīvs kinētisko procesu apraksts skolas mācību programmas ietvaros, ir ļoti šaurs. Īpaši vēlos atzīmēt nepareizu masu iedarbības likuma izmantošanu ķīmiskās reakcijas ātrumam ķīmiskā līdzsvara apstākļos.
Tajā pašā laikā būtu nepareizi pilnībā atteikties izskatīt šo tēmu skolā. Idejas par ķīmiskās reakcijas ātrumu ir ļoti svarīgas, pētot daudzus dabas un tehnoloģiskos procesus, bez tiem nav iespējams runāt par katalīzi un katalizatoriem, ieskaitot fermentus. Lai gan, apspriežot vielu pārvērtības, galvenokārt tiek izmantoti kvalitatīvi priekšstati par ķīmiskās reakcijas ātrumu, tomēr ir vēlama vienkāršāko kvantitatīvo sakarību ieviešana, īpaši elementārām reakcijām.
Publicētajā rakstā pietiekami detalizēti apskatīti ķīmiskās kinētikas jautājumi, par kuriem var runāt skolas ķīmijas stundās. Pretrunīgo un strīdīgo šīs tēmas aspektu izslēgšana no skolas ķīmijas kursa ir īpaši svarīga tiem studentiem, kuri gatavojas turpināt ķīmijas izglītību augstskolā. Galu galā skolā iegūtās zināšanas bieži vien ir pretrunā ar zinātnisko realitāti.

Ķīmiskās reakcijas var ievērojami atšķirties laikā, kas nepieciešams, lai tās notiktu. Ūdeņraža un skābekļa maisījums istabas temperatūrā var ilgu laiku paliek praktiski nemainīgs, bet uzsprāgs, ja to sasitīs vai aizdedzinās. Dzelzs plāksne lēnām rūsē, un gaisā spontāni uzliesmo baltā fosfora gabals. Ir svarīgi zināt, cik ātri notiek konkrēta reakcija, lai varētu kontrolēt tās gaitu.

Pamatjēdzieni

Kvantitatīvs raksturlielums tam, cik ātri notiek dotā reakcija, ir ķīmiskās reakcijas ātrums, t.i., reaģentu patēriņa ātrums vai produktu parādīšanās ātrums. Šajā gadījumā nav nozīmes tam, kura no vielām, kas piedalās reakcijā, tiek apspriesta, jo tās visas ir savstarpēji saistītas, izmantojot reakcijas vienādojumu. Mainot vienas vielas daudzumu, var spriest par atbilstošām izmaiņām visu pārējo daudzumos.

Ķīmiskās reakcijas ātrums () sauc par reaģenta vai produkta daudzuma izmaiņām () uz laika vienību () uz tilpuma vienību (V):

= /(V ).

Reakcijas ātrums iekšā šajā gadījumā parasti izsaka mol/(l s).

Iepriekš minētā izteiksme attiecas uz viendabīgām ķīmiskām reakcijām, kas notiek viendabīgā vidē, piemēram, starp gāzēm vai šķīdumā:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl.

Neviendabīgas ķīmiskas reakcijas notiek cietas vielas un gāzes, cietas vielas un šķidruma saskares virsmā utt. Heterogēnās reakcijās ietilpst, piemēram, metālu reakcijas ar skābēm:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Šajā gadījumā reakcijas ātrums ir reaģenta vai produkta daudzuma izmaiņas () uz laika vienību() uz virsmas vienību (S):

= /(S ).

Neviendabīgas reakcijas ātrumu izsaka mol/(m 2 s).

Lai kontrolētu ķīmiskās reakcijas, ir svarīgi ne tikai noteikt to ātrumu, bet arī noskaidrot, kādi apstākļi tās ietekmē. Ķīmijas nozari, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un dažādu faktoru ietekmi uz to sauc ķīmiskā kinētika.

Reaģējošo daļiņu sadursmes biežums

Vissvarīgākais faktors, kas nosaka ķīmiskās reakcijas ātrumu, ir koncentrācija.

Palielinoties reaģentu koncentrācijai, reakcijas ātrums parasti palielinās. Lai reakcija notiktu, divām ķīmiskajām daļiņām ir jāsanāk kopā, tāpēc reakcijas ātrums ir atkarīgs no sadursmju skaita starp tām. Daļiņu skaita palielināšanās noteiktā tilpumā izraisa biežākas sadursmes un reakcijas ātruma palielināšanos.

Viendabīgām reakcijām, palielinot viena vai vairāku reaģentu koncentrāciju, reakcijas ātrums palielināsies. Kad koncentrācija samazinās, tiek novērots pretējs efekts. Vielu koncentrāciju šķīdumā var mainīt, pievienojot vai noņemot no reakcijas sfēras reaģentus vai šķīdinātāju. Gāzēs vienas vielas koncentrāciju var palielināt, ievadot reakcijas maisījumā papildu šīs vielas daudzumus. Visu gāzveida vielu koncentrācijas var palielināt vienlaicīgi, samazinot maisījuma aizņemto tilpumu. Tajā pašā laikā reakcijas ātrums palielināsies. Skaļuma palielināšana noved pie pretēja rezultāta.

Neviendabīgo reakciju ātrums ir atkarīgs no saskares virsmas laukums starp vielām, t.i. par vielu slīpēšanas pakāpi, reaģentu sajaukšanas pilnīgumu, kā arī par cieto vielu kristālisko struktūru stāvokli. Jebkuri kristāla struktūras traucējumi izraisa cietvielu reaktivitātes palielināšanos, jo ir nepieciešama papildu enerģija, lai iznīcinātu spēcīgo kristālisko struktūru.

Apsveriet malkas dedzināšanu. Vesels baļķis gaisā deg salīdzinoši lēni. Palielinot koka un gaisa saskares virsmu, sadalot baļķi skaidās, degšanas ātrums palielināsies. Tajā pašā laikā koksne sadeg tīrā skābeklī daudz ātrāk nekā gaisā, kas satur tikai aptuveni 20% skābekļa.

Lai notiktu ķīmiska reakcija, daļiņām — atomiem, molekulām vai joniem — jāsaduras. Sadursmju rezultātā atomi pārkārtojas un rodas jaunas ķīmiskās saites, kas noved pie jaunu vielu veidošanās. Divu daļiņu sadursmes varbūtība ir diezgan augsta, trīs daļiņu vienlaicīgas sadursmes iespējamība ir daudz mazāka. Ir ārkārtīgi maza iespējamība, ka četras daļiņas saduras vienlaikus. Tāpēc lielākā daļa reakciju notiek vairākos posmos, no kuriem katrā mijiedarbojas ne vairāk kā trīs daļiņas.

Ūdeņraža bromīda oksidācijas reakcija notiek ar ievērojamu ātrumu 400–600 ° C temperatūrā:

4НВr + O 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

Saskaņā ar reakcijas vienādojumu vienlaicīgi jāsaduras piecām molekulām. Tomēr šāda notikuma iespējamība ir praktiski nulle. Turklāt eksperimentālie pētījumi ir parādījuši, ka, palielinot koncentrāciju - vai nu skābekli, vai ūdeņraža bromīdu - reakcijas ātrums palielinās tikpat reižu. Un tas neskatoties uz to, ka katrai skābekļa molekulai tiek patērētas četras bromūdeņraža molekulas.

Detalizēta šī procesa pārbaude liecina, ka tas notiek vairākos posmos:

1) HBr + O 2 = HOOBr (lēna reakcija);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr (ātra reakcija);

3) HOWr + HBr = H 2 O + Br 2 (ātrā reakcija).

Iepriekš minētās reakcijas, ts elementāras reakcijas, atspoguļot reakcijas mehānismsūdeņraža bromīda oksidēšana ar skābekli. Ir svarīgi atzīmēt, ka katrā starpreakcijā ir iesaistītas tikai divas molekulas. Saskaitot pirmos divus vienādojumus un divreiz trešo, iegūst kopējo reakcijas vienādojumu. Kopējo reakcijas ātrumu nosaka lēnākā starpreakcija, kurā mijiedarbojas viena bromūdeņraža molekula un viena skābekļa molekula.

Elementāro reakciju ātrums ir tieši proporcionāls molāro koncentrāciju reizinājumam Ar (Ar ir vielas daudzums tilpuma vienībā, Ar = /V) reaģenti, kas ņemti ar jaudu, kas vienāda ar to stehiometriskajiem koeficientiem ( masu darbības likumsķīmiskās reakcijas ātrumam). Tas attiecas tikai uz reakciju vienādojumiem, kas atspoguļo reālu ķīmisko procesu mehānismus, kad stehiometriskie koeficienti reaģentu formulu priekšā atbilst mijiedarbojošo daļiņu skaitam.

Pamatojoties uz to molekulu skaitu, kas mijiedarbojas reakcijā, reakcijas tiek klasificētas kā monomolekulāras, bimolekulāras un trimolekulāras. Piemēram, molekulārā joda disociācija atomos: I 2 = 2I ir monomolekulāra reakcija.

Joda mijiedarbība ar ūdeņradi: I 2 + H 2 = 2HI – bimolekulāra reakcija. Masas iedarbības likums dažādu molekulu ķīmiskām reakcijām ir rakstīts atšķirīgi.

Monomolekulāras reakcijas:

A = B + C,

= kc A,

Kur k- reakcijas ātruma konstante.

Bimolekulāras reakcijas:

= kc A c IN.

Trimolekulāras reakcijas:

= kc 2 A c IN.

Aktivizācijas enerģija

Ķīmisko daļiņu sadursme izraisa ķīmisku mijiedarbību tikai tad, ja sadursmē esošo daļiņu enerģija pārsniedz noteiktu vērtību. Apskatīsim gāzveida vielu, kas sastāv no molekulām A 2 un B 2, mijiedarbību:

A 2 + B 2 = 2AB.

Ķīmiskās reakcijas laikā notiek atomu pārkārtošanās, ko pavada ķīmisko saišu pārrāvums izejvielās un saišu veidošanās reakcijas produktos. Reaģējot molekulām saduras, veidojas t.s aktivizēts komplekss, kurā elektronu blīvums tiek pārdalīts un tikai tad tiek iegūts reakcijas gala produkts:

Tiek saukta enerģija, kas nepieciešama vielu pārejai aktivēta kompleksa stāvoklī aktivizācijas enerģija.

Aktivitāte ķīmiskās vielas izpaužas zemā aktivācijas enerģijā ar tām saistītām reakcijām. Jo zemāka ir aktivācijas enerģija, jo lielāks ir reakcijas ātrums. Piemēram, reakcijās starp katjoniem un anjoniem aktivācijas enerģija ir ļoti maza, tāpēc šādas reakcijas notiek gandrīz acumirklī. Ja aktivizācijas enerģija ir augsta, tad ļoti neliela daļa sadursmju noved pie jaunu vielu veidošanās. Tādējādi reakcijas ātrums starp ūdeņradi un skābekli istabas temperatūrā ir praktiski nulle.

Tātad reakcijas ātrumu ietekmē reaģentu raksturs. Apskatīsim, piemēram, metālu reakcijas ar skābēm. Ja mēģenēs ar atšķaidītu sērskābi iepilina identiskus vara, cinka, magnija un dzelzs gabalus, var redzēt, ka šiem metāliem būtiski atšķiras ūdeņraža gāzes burbuļu izdalīšanās intensitāte, kas raksturo reakcijas ātrumu. Mēģenē ar magniju tiek novērota strauja ūdeņraža izdalīšanās, mēģenē ar cinku gāzes burbuļi izdalās nedaudz mierīgāk. Mēģenē ar dzelzi reakcija norit vēl lēnāk (Zīm.). Varš vispār nereaģē ar atšķaidītu sērskābi. Tādējādi reakcijas ātrums ir atkarīgs no metāla aktivitātes.

Sērskābi (spēcīgo skābi) aizstājot ar etiķskābi (vāju skābi), reakcijas ātrums visos gadījumos ievērojami palēninās. Varam secināt, ka metāla reakcijas ātrumu ar skābi ietekmē abu reaģentu - gan metāla, gan skābes - raksturs.

Veicināšana temperatūra noved pie ķīmisko daļiņu kinētiskās enerģijas palielināšanās, t.i. palielina to daļiņu skaitu, kuru enerģija ir lielāka par aktivācijas enerģiju. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās arī daļiņu sadursmju skaits, kas zināmā mērā palielina reakcijas ātrumu. Tomēr sadursmju efektivitātes palielināšana, palielinot kinētisko enerģiju, vairāk ietekmē reakcijas ātrumu nekā sadursmju skaita palielināšana.

Kad temperatūra paaugstinās par desmit grādiem, ātrums palielinās vairākas reizes, kas vienāds ar temperatūras ātruma koeficientu:

= T+10 /T .

Kad temperatūra paaugstinās no T pirms tam T"
reakcijas ātruma attiecība T" Un T vienāds
temperatūras ātruma koeficients pret jaudu ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Daudzām viendabīgām reakcijām temperatūras ātruma koeficients ir 24 (van't Hoff likums). Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras var novērot, izmantojot piemēru par vara(II) oksīda mijiedarbību ar atšķaidītu sērskābi. Istabas temperatūrā reakcija norit ļoti lēni. Sildot, reakcijas maisījums ātri kļūst zils, jo veidojas vara (II) sulfāts:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

Katalizatori un inhibitori

Daudzas reakcijas var paātrināt vai palēnināt, ievadot noteiktas vielas. Pievienotās vielas reakcijā nepiedalās un tās norises laikā netiek patērētas, bet būtiski ietekmē reakcijas ātrumu. Šīs vielas maina reakcijas mehānismu (arī aktivētā kompleksa sastāvu) un pazemina aktivācijas enerģiju, kas paātrina ķīmiskās reakcijas. Vielas, kas paātrina reakcijas, sauc katalizatori, un pati šāda reakcijas paātrinājuma parādība ir katalīze.

Daudzas reakcijas, ja nav katalizatoru, norit ļoti lēni vai nenotiek vispār. Viena no šādām reakcijām ir ūdeņraža peroksīda sadalīšanās:

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

Ja jūs nometat cieta mangāna dioksīda gabalu traukā ar ūdeņraža peroksīda ūdens šķīdumu, sāksies ātra skābekļa izdalīšanās. Pēc mangāna dioksīda noņemšanas reakcija praktiski apstājas. Nosverot, ir viegli pārbaudīt, vai šajā procesā netiek patērēts mangāna dioksīds – tas tikai katalizē reakciju.

Atkarībā no tā, vai katalizators un reaģenti atrodas vienā vai dažādos agregācijas stāvokļos, izšķir homogēnu un neviendabīgu katalīzi.

Homogēnā katalīzē katalizators var paātrināt reakciju, veidojot starpproduktus, reaģējot ar kādu no sākotnējiem reaģentiem. Piemēram:

Neviendabīgā katalīzē ķīmiskā reakcija parasti notiek uz katalizatora virsmas:

Katalizatori dabā ir plaši izplatīti. Gandrīz visas vielu pārvērtības dzīvajos organismos notiek, piedaloties organiskajiem katalizatoriem - fermentiem.

Katalizatorus izmanto ķīmiskajā ražošanā, lai paātrinātu noteiktus procesus. Papildus tām tiek izmantotas arī vielas, kas palēnina ķīmiskās reakcijas - inhibitori. Jo īpaši ar inhibitoru palīdzību metāli tiek pasargāti no korozijas.

Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu

UZDEVUMI

1. Definējiet ķīmiskās reakcijas ātrumu. Uzrakstiet izteiksmi masu iedarbības kinētiskajam likumam šādām reakcijām:

a) 2C (sol) + O2 (g) = 2CO (g);

b) 2НI (g.) = H 2 (g.) + I 2 (g.).

2. Kas nosaka ķīmiskās reakcijas ātrumu? Dodiet matemātisku izteiksmi ķīmiskās reakcijas ātruma atkarībai no temperatūras.

3. Norādiet, kā tas ietekmē reakcijas ātrumu (pie nemainīga tilpuma):

a) palielinot reaģentu koncentrāciju;

b) cietā reaģenta sasmalcināšana;
c) temperatūras pazemināšanās;
d) katalizatora ievadīšana;
e) reaģentu koncentrācijas samazināšana;
f) temperatūras paaugstināšanās;
g) inhibitora ievadīšana;
h) produktu koncentrācijas samazināšana.

4. Aprēķiniet ķīmiskās reakcijas ātrumu

CO (g.) + H2O (g.) = CO 2 (g.) + H2 (g.)

traukā ar tilpumu 1 litrs, ja pēc 1 minūtes 30 s pēc tā palaišanas ūdeņraža vielas daudzums bija 0,32 mol, un pēc 2 minūtēm 10 s kļuva par 0,44 mol. Kā CO koncentrācijas palielināšana ietekmēs reakcijas ātrumu?

5. Vienas reakcijas rezultātā noteiktā laika periodā izveidojās 6,4 g ūdeņraža jodīda, bet citā reakcijā tādos pašos apstākļos – 6,4 g sēra dioksīda. Salīdziniet šo reakciju ātrumu. Kā mainīsies šo reakciju ātrums, palielinoties temperatūrai?

6. Nosakiet reakcijas ātrumu

CO (g.) + Cl 2 (g.) = COCl 2 (g.),

ja 20 s pēc reakcijas sākuma oglekļa monoksīda vielas sākotnējais daudzums samazinājās no 6 mol 3 reizes (reaktora tilpums ir 100 l). Kā mainīsies reakcijas ātrums, ja hlora vietā izmantos mazāk aktīvo bromu? Kā reakcijas ātrums mainīsies ievadīšanas laikā?
a) katalizators; b) inhibitors?

7. Kādā gadījumā ir reakcija

CaO (tv.) + CO 2 (g.) = CaCO 3 (tv.)

plūst ātrāk: lietojot lielus gabalus vai kalcija oksīda pulveri? Aprēķināt:
a) vielas daudzums; b) 10 s laikā izveidojusies kalcija karbonāta masa, ja reakcijas ātrums ir 0,1 mol/(l s), reaktora tilpums ir 1 l.

8. Magnija parauga mijiedarbība ar sālsskābes HCl ļauj iegūt 0,02 mol magnija hlorīda 30 s pēc reakcijas sākuma. Nosakiet, cik ilgs laiks nepieciešams, lai iegūtu 0,06 molus magnija hlorīda.

E) no 70 līdz 40 °C reakcijas ātrums samazinājās 8 reizes;
g) no 60 līdz 40 °C reakcijas ātrums samazinājās 6,25 reizes;
h) no 40 līdz 10 °C reakcijas ātrums samazinājās 27 reizes.

11. Automašīnas īpašnieks to nokrāsoja ar jaunu krāsu un pēc tam atklāja, ka saskaņā ar instrukcijām tai vajadzētu žūt 3 stundas 105 ° C temperatūrā. Cik ilgs laiks būs nepieciešams, lai krāsa nožūtu 25 °C temperatūrā, ja šī procesa pamatā esošās polimerizācijas reakcijas temperatūras koeficients ir: a) 2; b) 3; pulksten 4?

ATBILDES UZ UZDEVUMIEM

1. a) = kc(O2); b) = kc(HI)2.

2. T+10 = T .

3. Reakcijas ātrums palielinās gadījumos a, b, d, f; samazinās – c, d, g; nemainās - h.

4. 0,003 mol/(l s). Palielinoties CO koncentrācijai, palielinās reakcijas ātrums.

5. Pirmās reakcijas ātrums ir 2 reizes mazāks.

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

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

9. Reakciju ātrums d, g, h palielināsies 2 reizes; 4 reizes – a, b, f; 8 reizes - c, d.

10. Temperatūras koeficients:

2 reakcijām b, e; = 2,5 – c, g; = 3 – d, h; = 3,5 – a, g.

a) 768 stundas (32 dienas, t.i., vairāk nekā 1 mēnesis);
b) 19 683 stundas (820 dienas, t.i., vairāk nekā 2 gadi);
c) 196 608 stundas (8192 dienas, t.i., 22 gadi).

Jūs varat runāt par procesa iespējamību, mainot sistēmu. Bet šī vērtība neatspoguļo reālo reakcijas iespējamību, tās ātrumu un mehānisms.

Lai pilnībā izprastu ķīmisko reakciju, jums ir jāzina, kādi laika modeļi pastāv tās īstenošanas laikā, t.i. ķīmiskās reakcijas ātrums un viņa detalizēts mehānisms. Izpētiet reakcijas ātrumu un mehānismu ķīmiskā kinētika- zinātne par ķīmisko procesu.

No ķīmiskās kinētikas viedokļa reakcijas var klasificēt vienkāršā un sarežģītā.

Vienkāršas reakcijas– procesi, kas notiek bez starpproduktu savienojumu veidošanās. Atbilstoši tajā iesaistīto daļiņu skaitam tās tiek sadalītas monomolekulāra, bimolekulāra, trimolekulāra. Vairāk nekā 3 daļiņu sadursme ir maz ticama, tāpēc trīsmolekulāras reakcijas notiek diezgan reti, un četrmolekulāras reakcijas nav zināmas. Sarežģītas reakcijas – procesi, kas sastāv no vairākām elementārām reakcijām.

Jebkurš process notiek ar savu raksturīgo ātrumu, ko var noteikt pēc izmaiņām, kas notiek noteiktā laika periodā. Vidēji ķīmiskās reakcijas ātrums izteikts, mainot vielas daudzumu n patērētā vai saņemtā viela tilpuma vienībā V laika vienībā t.

υ = ± dn/ dt· V

Ja viela tiek patērēta, tad liekam zīmi “-”, ja uzkrājas – “+” zīmi.

Pastāvīgā skaļumā:

υ = ± dC/ dt,

Reakcijas ātruma vienība mol/l s

Kopumā υ ir nemainīga vērtība un nav atkarīga no tā, kura viela ir iesaistīta reakcijā, kuru mēs uzraugām.

Reaģenta vai produkta koncentrācijas atkarība no reakcijas laika ir parādīta formā kinētiskā līkne, kas izskatās šādi:

Ir ērtāk aprēķināt υ no eksperimentālajiem datiem, ja iepriekš minētās izteiksmes tiek pārveidotas par šādu izteiksmi:

Masu darbības likums. Reakcijas secība un ātruma konstante

Viens no formulējumiem masu darbības likums izklausās šādi: Elementāras viendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam.

Ja pētāmais process ir attēlots šādā formā:

a A + b B = produkti

tad var izteikt ķīmiskās reakcijas ātrumu kinētiskais vienādojums:

υ = k [A] a [B] b vai

υ = k·C a A ·C b B

Šeit [ A] Un [B] (C A UnC B) - reaģentu koncentrācijas,

a unb– vienkāršas reakcijas stehiometriskie koeficienti,

k- reakcijas ātruma konstante.

Daudzuma ķīmiskā nozīme k-Šo ātruma reakcija vienā koncentrācijā. Tas ir, ja vielu A un B koncentrācijas ir vienādas ar 1, tad υ = k.

Jāņem vērā, ka sarežģītos ķīmiskos procesos koeficienti a unb nesakrīt ar stehiometriskajiem.

Masu darbības likums ir izpildīts, ja ir izpildīti vairāki nosacījumi:

• Reakcija tiek aktivizēta termiski, t.i. siltuma kustības enerģija.
• Reaģentu koncentrācija tiek sadalīta vienmērīgi.
• Apkārtējās vides īpašības un apstākļi procesa laikā nemainās.
• Vides īpašībām nevajadzētu ietekmēt k.

Sarežģītiem procesiem masu darbības likums nevar piemērot. Tas skaidrojams ar to, ka sarežģīts process sastāv no vairākiem elementārajiem posmiem, un tā ātrumu nenoteiks visu posmu kopējais ātrums, bet gan tikai viens lēnākais posms, kas t.s. ierobežojoši.

Katrai reakcijai ir sava pasūtījums. Definējiet privātais (daļējs) pasūtījums ar reaģentu un vispārējā (pilna) kārtība. Piemēram, izsakot procesa ķīmiskās reakcijas ātrumu

a A + b B = produkti

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– sakārtot pēc reaģenta A

b — sakārtot pēc reaģenta IN

Vispārējā procedūra a + b = n

Priekš vienkārši procesi reakcijas secība norāda reaģējošo sugu skaitu (sakrīt ar stehiometriskajiem koeficientiem) un ņem veselas vērtības. Priekš sarežģīti procesi reakcijas secība nesakrīt ar stehiometriskajiem koeficientiem un var būt jebkura.

Noteiksim ķīmiskās reakcijas ātrumu υ ietekmējošos faktorus.

1. Reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas

   nosaka masu darbības likums: υ = k[ A] a·[ B] b

Ir acīmredzams, ka, palielinoties reaģentu koncentrācijai, υ palielinās, jo palielinās sadursmju skaits starp vielām, kas piedalās ķīmiskajā procesā. Turklāt ir svarīgi ņemt vērā reakcijas secību: ja tā n=1 kādam reaģentam, tad tā ātrums ir tieši proporcionāls šīs vielas koncentrācijai. Ja par kādu reaģentu n=2, tad tā koncentrācijas dubultošana izraisīs reakcijas ātruma palielināšanos 2 2 = 4 reizes, un koncentrācijas palielināšana 3 reizes paātrinās reakciju 3 2 = 9 reizes.

Ķīmiskās reakcijas ātrums- vienas reaģējošās vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā reakcijas telpas vienībā.

Ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmē šādi faktori:

• reaģējošo vielu īpašības;
• reaģentu koncentrācija;
• reaģējošo vielu saskares virsma (neviendabīgās reakcijās);
• temperatūra;
• katalizatoru darbība.

Aktīvās sadursmes teorijaļauj izskaidrot noteiktu faktoru ietekmi uz ķīmiskās reakcijas ātrumu. Šīs teorijas galvenie noteikumi:

• Reakcijas notiek, kad saduras reaģentu daļiņas, kurām ir noteikta enerģija.
• Jo vairāk reaģentu daļiņu ir, jo tuvāk tās atrodas viena otrai, jo lielāka iespējamība, ka tās saduras un reaģēs.
• Tikai efektīvas sadursmes izraisa reakciju, t.i. tie, kuros tiek iznīcināti vai vājināti “vecie sakari” un tāpēc var veidoties “jauni”. Lai to izdarītu, daļiņām jābūt pietiekami daudz enerģijas.
• Tiek saukta minimālā liekā enerģija, kas nepieciešama efektīvai reaģentu daļiņu sadursmei aktivizācijas enerģija Ea.
• Ķimikāliju darbība izpaužas ar to iesaistīto reakciju zemo aktivācijas enerģiju. Jo zemāka ir aktivācijas enerģija, jo lielāks ir reakcijas ātrums. Piemēram, reakcijās starp katjoniem un anjoniem aktivācijas enerģija ir ļoti zema, tāpēc šādas reakcijas notiek gandrīz acumirklī.

Reaģentu koncentrācijas ietekme uz reakcijas ātrumu

Palielinoties reaģentu koncentrācijai, palielinās reakcijas ātrums. Lai reakcija notiktu, divām ķīmiskajām daļiņām ir jāsanāk kopā, tāpēc reakcijas ātrums ir atkarīgs no sadursmju skaita starp tām. Daļiņu skaita palielināšanās noteiktā tilpumā izraisa biežākas sadursmes un reakcijas ātruma palielināšanos.

Gāzes fāzē notiekošās reakcijas ātruma palielināšanos izraisīs spiediena palielināšanās vai maisījuma aizņemtā tilpuma samazināšanās.

Pamatojoties uz eksperimentālajiem datiem 1867. gadā, norvēģu zinātnieki K. Guldbergs un P. Vāge, un neatkarīgi no viņiem 1865. gadā krievu zinātnieks N.I. Beketovs formulēja ķīmiskās kinētikas pamatlikumu, nosakot reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas -

Masu darbības likums (LMA):

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar to koeficientiem reakcijas vienādojumā. (“efektīvā masa” ir sinonīms mūsdienu jēdzienam “koncentrācija”)

aA +bB =cС +dD, Kur k- reakcijas ātruma konstante

ZDM veic tikai elementārām ķīmiskām reakcijām, kas notiek vienā posmā. Ja reakcija notiek secīgi vairākos posmos, tad visa procesa kopējo ātrumu nosaka tā lēnākā daļa.

Izteiksmes dažādu veidu reakciju ātrumiem

ZDM attiecas uz viendabīgām reakcijām. Ja reakcija ir neviendabīga (reaģenti ir dažādos agregācijas stāvokļos), tad ZDM vienādojumā ir iekļauti tikai šķidri vai tikai gāzveida reaģenti, bet cietie tiek izslēgti, ietekmējot tikai ātruma konstanti k.

Reakcijas molekularitāte ir minimālais elementārā ķīmiskā procesā iesaistīto molekulu skaits. Pamatojoties uz molekularitāti, elementārās ķīmiskās reakcijas iedala molekulārajās (A →) un bimolekulārās (A + B →); Trimolekulāras reakcijas ir ārkārtīgi reti.

Neviendabīgu reakciju ātrums

• Atkarīgs no saskares virsmas laukums starp vielām, t.i. par vielu slīpēšanas pakāpi un reaģentu sajaukšanas pilnīgumu.
• Piemērs ir malkas dedzināšana. Vesels baļķis gaisā deg salīdzinoši lēni. Palielinot koka un gaisa saskares virsmu, sadalot baļķi skaidās, degšanas ātrums palielināsies.
• Piroforu dzelzi ielej uz filtrpapīra loksnes. Rudens laikā dzelzs daļiņas sakarst un aizdedzina papīru.

Temperatūras ietekme uz reakcijas ātrumu

19. gadsimtā nīderlandiešu zinātnieks Vants Hofs eksperimentāli atklāja, ka, temperatūrai paaugstinoties par 10 o C, daudzu reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes.

Vant Hofa likums

Par katru 10 ◦ C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

Šeit γ (grieķu burts "gamma") - tā sauktais temperatūras koeficients vai van't Hoff koeficients, ņem vērtības no 2 līdz 4.

Katrai konkrētai reakcijai temperatūras koeficientu nosaka eksperimentāli. Tas precīzi parāda, cik reižu noteiktās ķīmiskās reakcijas ātrums (un tā ātruma konstante) palielinās ar katru 10 grādu temperatūras paaugstināšanos.

Vant Hoff likumu izmanto, lai tuvinātu reakcijas ātruma konstantes izmaiņas, palielinoties vai pazeminoties temperatūrai. Precīzāku attiecību starp ātruma konstanti un temperatūru noteica zviedru ķīmiķis Svante Arrhenius:

Kā vairāk E specifiska reakcija, tātad mazāk(noteiktā temperatūrā) būs šīs reakcijas ātruma konstante k (un ātrums). T palielināšanās izraisa ātruma konstantes palielināšanos, tas izskaidrojams ar faktu, ka temperatūras paaugstināšanās izraisa strauju “enerģisko” molekulu skaita pieaugumu, kas spēj pārvarēt aktivācijas barjeru Ea.

Katalizatora ietekme uz reakcijas ātrumu

Jūs varat mainīt reakcijas ātrumu, izmantojot īpašas vielas, kas maina reakcijas mehānismu un virza to pa enerģētiski labvēlīgāku ceļu ar zemāku aktivācijas enerģiju.

Katalizatori- tās ir vielas, kas piedalās ķīmiskā reakcijā un palielina tās ātrumu, bet reakcijas beigās kvalitatīvi un kvantitatīvi paliek nemainīgas.

Inhibitori– vielas, kas palēnina ķīmiskās reakcijas.

Tiek saukta ķīmiskās reakcijas ātruma vai tās virziena maiņa, izmantojot katalizatoru katalīze .