Ķīmisko reakciju ātrums un faktori, no kuriem tas ir atkarīgs: reaģējošo vielu raksturs, to koncentrācija, ķīmisko reakciju temperatūra, reaģējošo vielu saskares virsma, katalizatori. Ķīmiskās reakcijas ātrums: apstākļi, plkst

Kinētika– zinātne par ķīmisko reakciju ātrumu.

Ķīmiskās reakcijas ātrums– elementāru ķīmiskās mijiedarbības aktu skaits, kas notiek laika vienībā tilpuma vienībā (viendabīgs) vai virsmas vienībā (heterogēns).

Patiesais reakcijas ātrums:

2. Ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmējošie faktori

Viendabīgām, neviendabīgām reakcijām:

1) reaģējošo vielu koncentrācija;

2) temperatūra;

3) katalizators;

4) inhibitors.

Tikai neviendabīgiem:

1) reaģējošo vielu padeves ātrums fāzes saskarnei;

2) virsmas laukums.

Galvenais faktors ir reaģentu raksturs - saišu raksturs starp atomiem reaģentu molekulās.

NO 2 – slāpekļa oksīds (IV) – lapsas aste, CO – oglekļa monoksīds, oglekļa monoksīds.

Ja tie tiek oksidēti ar skābekli, tad pirmajā gadījumā reakcija notiks uzreiz, tiklīdz atverat trauka vāciņu, otrajā gadījumā reakcija tiek pagarināta laika gaitā.

Reaģentu koncentrācija tiks aplūkota turpmāk.

Zilā opalescence norāda sēra nokrišņu brīdi; jo lielāka koncentrācija, jo lielāks ātrums.

Rīsi. 10

Jo augstāka ir Na 2 S 2 O 3 koncentrācija, jo mazāk laika notiek reakcija. Grafikā (10. att.) redzama tieši proporcionāla sakarība. Reakcijas ātruma kvantitatīvo atkarību no reaģējošo vielu koncentrācijas izsaka LMA (masas iedarbības likums), kas nosaka: ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Tātad, kinētikas pamatlikums ir eksperimentāli noteikts likums: reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģentu koncentrācijai, piemēram: (t.i. reakcijai)

Šai reakcijai H 2 + J 2 = 2HJ – ātrumu var izteikt kā jebkuras vielas koncentrācijas izmaiņas. Ja reakcija norit no kreisās puses uz labo, tad H 2 un J 2 koncentrācija samazināsies, un HJ koncentrācija palielināsies reakcijai progresējot. Momentāna reakcijas ātrumam mēs varam uzrakstīt izteiksmi:

kvadrātiekavas norāda uz koncentrēšanos.

Fiziskā nozīme k– molekulas atrodas nepārtrauktā kustībā, saduras, izlido un atsitas pret trauka sienām. Lai ķīmiskā reakcija veidotos HJ, H2 un J2 molekulām jāsaduras. Šādu sadursmju skaits būs lielāks, jo vairāk H 2 un J 2 molekulu ir tilpumā, t.i., jo lielākas ir vērtības [H 2 ] un . Bet molekulas pārvietojas ar dažādu ātrumu, un abu sadursmju molekulu kopējā kinētiskā enerģija būs atšķirīga. Ja ātrākās molekulas H 2 un J 2 saduras, to enerģija var būt tik liela, ka molekulas sadalās joda un ūdeņraža atomos, kas izlido un pēc tam mijiedarbojas ar citām molekulām H 2 + J 2 > 2H+2J, pēc tam H+J 2 > HJ + J. Ja sadursmes molekulu enerģija ir mazāka, bet pietiekami liela, lai vājinātu H – H un J – J saites, notiks jodūdeņraža veidošanās reakcija:

Lielākajai daļai sadursmju molekulu enerģija ir mazāka par to, kas nepieciešama, lai vājinātu saites H2 un J2. Šādas molekulas “klusi” sadursies un arī “klusi” izkliedēsies, paliekot tādas, kādas tās bija, H2 un J2. Tādējādi ne visas, bet tikai daļa sadursmju izraisa ķīmisku reakciju. Proporcionalitātes koeficients (k) parāda efektīvo sadursmju skaitu, kas izraisa sadursmes reakciju koncentrācijās [H 2 ] = 1 mol. Lielums k–konst ātrums. Kā ātrums var būt nemainīgs? Jā, vienmērīgas taisnas kustības ātrums ir nemainīgs vektora lielums, kas vienāds ar ķermeņa kustības attiecību jebkurā laika periodā pret šī intervāla vērtību. Bet molekulas kustas haotiski, tad kā var būt nemainīgs ātrums? Bet nemainīgs ātrums var būt tikai nemainīgā temperatūrā. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās to ātro molekulu īpatsvars, kuru sadursmes izraisa reakciju, t.i., palielinās ātruma konstante. Bet ātruma konstantes pieaugums nav neierobežots. Noteiktā temperatūrā molekulu enerģija kļūs tik liela, ka gandrīz visas reaģentu sadursmes būs efektīvas. Kad divas ātras molekulas saduras, notiks apgriezta reakcija.

Pienāks brīdis, kad 2HJ veidošanās no H 2 un J 2 un sadalīšanās ātrumi būs vienādi, bet tas jau ir ķīmiskais līdzsvars. Reakcijas ātruma atkarību no reaģentu koncentrācijas var izsekot, izmantojot tradicionālo nātrija tiosulfāta šķīduma mijiedarbības reakciju ar sērskābes šķīdumu.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H2S2O3 = Sv+H2O+SO2^. (2)

Reakcija (1) notiek gandrīz acumirklī. Reakcijas ātrums (2) nemainīgā temperatūrā ir atkarīgs no reaģenta H 2 S 2 O 3 koncentrācijas. Tieši šādu reakciju mēs novērojām – šajā gadījumā ātrumu mēra ar laiku no šķīdumu saplūšanas sākuma līdz opalescences parādīšanās brīdim. Rakstā L. M. Kuzņecova Aprakstīta nātrija tiosulfāta reakcija ar sālsskābi. Viņa raksta, ka, nosusinot šķīdumus, rodas opalescence (duļķainība). Taču šis L.M.Kuzņecovas apgalvojums ir kļūdains, jo opalescence un duļķainība ir divas dažādas lietas. Opalescence (no opāls un latīņu escentia– piedēklis, kas nozīmē vāju efektu) – gaismas izkliede ar duļķainiem līdzekļiem to optiskās neviendabības dēļ. Gaismas izkliede– gaismas staru, kas izplatās vidē visos virzienos, novirze no sākotnējā virziena. Koloidālās daļiņas spēj izkliedēt gaismu (Tyndall-Faraday efekts) - tas izskaidro opalescenci, nelielu koloidālā šķīduma duļķainību. Veicot šo eksperimentu, jāņem vērā zilā opalescence un pēc tam sēra koloidālās suspensijas koagulācija. Tas pats suspensijas blīvums tiek atzīmēts ar redzamu jebkura raksta (piemēram, režģa krūzes apakšā) pazušanu, kas novērota no augšas caur šķīduma slāni. Laiks tiek skaitīts ar hronometru no iztukšošanas brīža.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O un H 2 SO 4 šķīdumi.

Pirmo sagatavo, izšķīdinot 7,5 g sāls 100 ml H 2 O, kas atbilst 0,3 M koncentrācijai. Lai pagatavotu tādas pašas koncentrācijas H 2 SO 4 šķīdumu, jums jāizmēra 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 un izšķīdina to 120 ml H 2 O. Sagatavoto Na 2 S 2 O 3 šķīdumu ielej trīs glāzēs: 60 ml pirmajā, 30 ml otrajā, 10 ml trešajā. Otrajai glāzei pievieno 30 ml destilēta H 2 O un trešajai glāzei 50 ml. Tādējādi visās trijās glāzēs būs 60 ml šķidruma, bet pirmajā sāls koncentrācija nosacīti = 1, otrajā – ½, bet trešajā – 1/6. Pēc šķīdumu pagatavošanas pirmajā glāzē ar sāls šķīdumu ielej 60 ml H 2 SO 4 šķīduma un ieslēdz hronometru utt. Ņemot vērā, ka reakcijas ātrums samazinās, atšķaidot Na 2 S 2 O 3 šķīdumu, to var noteikt kā lielumu, kas ir apgriezti proporcionāls laikam v = 1/? un izveidojiet grafiku, attēlojot koncentrāciju uz abscisu ass un reakcijas ātrumu uz ordinātu ass. No tā izriet, ka reakcijas ātrums ir atkarīgs no vielu koncentrācijas. Iegūtie dati ir uzskaitīti 3. tabulā. Šo eksperimentu var veikt, izmantojot biretes, bet tas prasa lielu praksi no izpildītāja, jo grafiks var būt nepareizs.

3. tabula

Ātrums un reakcijas laiks

Tiek apstiprināts Guldberga-Vāges likums - ķīmijas profesors Guldergs un jaunais zinātnieks Vāge).

Apsvērsim nākamo faktoru – temperatūru.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās vairuma ķīmisko reakciju ātrums. Šo atkarību apraksta Van Hofa noteikums: "Katru 10 °C temperatūras paaugstināšanās gadījumā ķīmisko reakciju ātrums palielinās 2 līdz 4 reizes."

Kur ? – temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes palielinās reakcijas ātrums, temperatūrai paaugstinoties par 10 °C;

v 1 – reakcijas ātrums temperatūrā t 1;

2. versija — reakcijas ātrums temperatūrā t2.

Piemēram, reakcija 50 °C temperatūrā ilgst divas minūtes, cik ilgs laiks būs nepieciešams, lai process pabeigtos 70 °C temperatūrā, ja temperatūras koeficients ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Pat neliela temperatūras paaugstināšanās izraisa strauju molekulas aktīvo sadursmju reakcijas ātruma palielināšanos. Saskaņā ar aktivizācijas teoriju procesā piedalās tikai tās molekulas, kuru enerģija ir par noteiktu daudzumu lielāka par molekulu vidējo enerģiju. Šī liekā enerģija ir aktivizācijas enerģija. Tās fiziskā nozīme ir enerģija, kas nepieciešama aktīvai molekulu sadursmei (orbitāļu pārkārtošanai). Aktīvo daļiņu skaits un līdz ar to arī reakcijas ātrums palielinās līdz ar temperatūru saskaņā ar eksponenciālu likumu, saskaņā ar Arrēnija vienādojumu, kas atspoguļo ātruma konstantes atkarību no temperatūras.

Kur A - Arrēnija proporcionalitātes koeficients;

k– Bolcmaņa konstante;

E A – aktivizācijas enerģija;

R – gāzes konstante;

T- temperatūra.

Katalizators ir viela, kas paātrina reakcijas ātrumu, to nepatērējot.

Katalīze– reakcijas ātruma maiņas fenomens katalizatora klātbūtnē. Ir homogēna un neviendabīga katalīze. Homogēns– ja reaģenti un katalizators ir vienā agregācijas stāvoklī. Heterogēns– ja reaģenti un katalizators ir dažādos agregācijas stāvokļos. Par katalīzi skatīt atsevišķi (turpmāk).

Inhibitors– viela, kas palēnina reakcijas ātrumu.

Nākamais faktors ir virsmas laukums. Jo lielāks ir reaģenta virsmas laukums, jo lielāks ir ātrums. Apskatīsim, izmantojot piemēru, dispersijas pakāpes ietekmi uz reakcijas ātrumu.

CaCO 3 – marmors. Iemērciet flīzēto marmoru sālsskābes HCl, pagaidiet piecas minūtes, tas pilnībā izšķīst.

Pulverveida marmors - mēs ar to izdarīsim to pašu procedūru, tas izšķīdīs trīsdesmit sekundēs.

Abu procesu vienādojums ir vienāds.

CaCO 3 (s) + HCl (g) = CaCl 2 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Tātad, pievienojot pulverveida marmoru, laiks ir mazāks nekā pievienojot plātņu marmoru, tai pašai masai.

Palielinoties saskarnes virsmai, palielinās neviendabīgo reakciju ātrums.

Viena no fizikālās ķīmijas jomām, ķīmiskā kinētika, pēta ķīmiskās reakcijas ātrumu un apstākļus, kas ietekmē tās izmaiņas. Tas arī pārbauda šo reakciju mehānismus un to termodinamisko derīgumu. Šie pētījumi ir svarīgi ne tikai zinātniskiem nolūkiem, bet arī komponentu mijiedarbības uzraudzībai reaktoros visu veidu vielu ražošanas laikā.

Ātruma jēdziens ķīmijā

Par reakcijas ātrumu parasti sauc noteiktas izmaiņas to savienojumu koncentrācijās, kas iekļuvuši reakcijā (ΔC) laika vienībā (Δt). Ķīmiskās reakcijas ātruma matemātiskā formula ir šāda:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Reakcijas ātrumu mēra mol/l∙s, ja tas notiek visā tilpumā (tas ir, reakcija ir viendabīga) un mol/m 2∙s, ja mijiedarbība notiek uz virsmas, kas atdala fāzes (tas ir, reakcija ir neviendabīga). Zīme “-” formulā attiecas uz izmaiņām sākotnējo reaģentu koncentrācijās, un “+” zīme attiecas uz vienas un tās pašas reakcijas produktu mainīgajām koncentrācijām.

Dažādu ātrumu reakciju piemēri

Ķīmiskā mijiedarbība var notikt dažādos ātrumos. Tādējādi stalaktītu augšanas ātrums, tas ir, kalcija karbonāta veidošanās, ir tikai 0,5 mm uz 100 gadiem. Dažas bioķīmiskās reakcijas notiek lēni, piemēram, fotosintēze un olbaltumvielu sintēze. Metālu korozija notiek diezgan zemā ātrumā.

Vidēju ātrumu var izmantot, lai aprakstītu reakcijas, kurām nepieciešama viena līdz vairākas stundas. Piemērs varētu būt ēdiena gatavošana, kas ietver pārtikas produktos esošo savienojumu sadalīšanos un pārveidošanu. Atsevišķu polimēru sintēze prasa reakcijas maisījumu noteiktu laiku karsēt.

Piemērs ķīmiskām reakcijām, kuru ātrums ir diezgan liels, ir neitralizācijas reakcijas, nātrija bikarbonāta mijiedarbība ar etiķskābes šķīdumu, ko papildina oglekļa dioksīda izdalīšanās. Var minēt arī bārija nitrāta mijiedarbību ar nātrija sulfātu, kurā tiek novērota nešķīstoša bārija sulfāta nogulšņu izdalīšanās.

Liels skaits reakciju var notikt zibens ātrumā, un tās pavada sprādziens. Klasisks piemērs ir kālija mijiedarbība ar ūdeni.

Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu

Ir vērts atzīmēt, ka vienas un tās pašas vielas var savstarpēji reaģēt dažādos ātrumos. Piemēram, gāzveida skābekļa un ūdeņraža maisījums var nerādīt mijiedarbības pazīmes diezgan ilgu laiku, bet, pakratot vai trāpot trauku, reakcija kļūst sprādzienbīstama. Tāpēc ķīmiskā kinētika identificē noteiktus faktorus, kas spēj ietekmēt ķīmiskās reakcijas ātrumu. Tie ietver:

• mijiedarbojošo vielu raksturs;
• reaģentu koncentrācija;
• temperatūras maiņa;
• katalizatora klātbūtne;
• spiediena maiņa (gāzveida vielām);
• vielu saskares zona (ja mēs runājam par neviendabīgām reakcijām).

Vielas rakstura ietekme

Šāda būtiska atšķirība ķīmisko reakciju ātrumos ir izskaidrojama ar dažādām aktivācijas enerģijas (Ea) vērtībām. To saprot kā noteiktu enerģijas pārpalikumu salīdzinājumā ar tā vidējo vērtību, kas molekulai nepieciešama sadursmes laikā, lai notiktu reakcija. To mēra kJ/mol, un vērtības parasti ir diapazonā no 50 līdz 250.

Ir vispāratzīts, ka, ja jebkurai reakcijai E a = 150 kJ/mol, tad pie n. u. tas praktiski neizplūst. Šī enerģija tiek tērēta, lai pārvarētu atgrūšanos starp vielu molekulām un vājinātu saites sākotnējās vielās. Citiem vārdiem sakot, aktivācijas enerģija raksturo ķīmisko saišu stiprumu vielās. Pamatojoties uz aktivācijas enerģijas vērtību, varat provizoriski novērtēt ķīmiskās reakcijas ātrumu:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a >120, tikai ļoti neliela daļiņu sadursmju daļa izraisīs reakciju, un tās ātrums būs mazs.

Koncentrēšanās ietekme

Reakcijas ātruma atkarību no koncentrācijas visprecīzāk raksturo masu iedarbības likums (LMA), kas nosaka:

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam, kuru vērtības tiek ņemtas pakāpēs, kas atbilst to stehiometriskajiem koeficientiem.

Šis likums ir piemērots elementārām vienpakāpes reakcijām vai jebkuram vielu mijiedarbības posmam, ko raksturo sarežģīts mehānisms.

Ja jums ir jānosaka ķīmiskās reakcijas ātrums, kuras vienādojumu var nosacīti uzrakstīt šādi:

αA+ bB = ϲС, tad

saskaņā ar iepriekš minēto likuma formulējumu ātrumu var atrast, izmantojot vienādojumu:

V=k·[A] a ·[B] b , kur

a un b ir stehiometriskie koeficienti,

[A] un [B] ir izejvielu koncentrācijas,

k ir aplūkojamās reakcijas ātruma konstante.

Ķīmiskās reakcijas ātruma koeficienta nozīme ir tāda, ka tā vērtība būs vienāda ar ātrumu, ja savienojumu koncentrācijas ir vienādas ar vienībām. Jāatzīmē, ka, lai pareizi aprēķinātu, izmantojot šo formulu, ir vērts ņemt vērā reaģentu agregācijas stāvokli. Cieto vielu koncentrācija tiek uzskatīta par vienību un nav iekļauta vienādojumā, jo reakcijas laikā tā paliek nemainīga. Tādējādi aprēķinos saskaņā ar ZDM ir iekļautas tikai šķidro un gāzveida vielu koncentrācijas. Tādējādi reakcijai silīcija dioksīda iegūšanai no vienkāršām vielām, kas aprakstīta vienādojumā

Si (tv) + Ο 2 (g) = SiΟ 2 (tv) ,

ātrumu noteiks pēc formulas:

Tipisks uzdevums

Kā mainītos slāpekļa monoksīda ķīmiskās reakcijas ātrums ar skābekli, ja izejas savienojumu koncentrācijas tiktu dubultotas?

Risinājums: Šis process atbilst reakcijas vienādojumam:

2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ 2.

Pierakstīsim sākotnējās (ᴠ 1) un beigu (ᴠ 2) reakcijas ātruma izteiksmes:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] un

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

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

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Atbilde: palielināts 8 reizes.

Temperatūras ietekme

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no temperatūras eksperimentāli noteica holandiešu zinātnieks J. H. Vant Hofs. Viņš atklāja, ka daudzu reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes, kad temperatūra paaugstinās par 10 grādiem. Šim noteikumam ir matemātiska izteiksme, kas izskatās šādi:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, kur

ᴠ 1 un ᴠ 2 - atbilstošie ātrumi temperatūrā Τ 1 un Τ 2;

γ - temperatūras koeficients, vienāds ar 2-4.

Tajā pašā laikā šis noteikums nepaskaidro temperatūras ietekmes mehānismu uz konkrētas reakcijas ātrumu un neapraksta visu modeļu kopumu. Loģiski var secināt, ka, paaugstinoties temperatūrai, pastiprinās daļiņu haotiskā kustība un tas izraisa lielāku sadursmju skaitu. Tomēr tas īpaši neietekmē molekulāro sadursmju efektivitāti, jo tas galvenokārt ir atkarīgs no aktivācijas enerģijas. Arī to telpiskā atbilstība viena otrai spēlē nozīmīgu lomu daļiņu sadursmju efektivitātē.

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no temperatūras, ņemot vērā reaģentu īpašības, atbilst Arrēnija vienādojumam:

k = A 0 e -Ea/RΤ, kur

A o ir reizinātājs;

E a - aktivizācijas enerģija.

Problēmas piemērs, izmantojot van Hofa likumu

Kā jāmaina temperatūra, lai ķīmiskās reakcijas ātrums, kuras temperatūras koeficients skaitliski ir vienāds ar 3, palielinātos 27 reizes?

Risinājums. Izmantosim formulu

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

No nosacījuma ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27 un γ = 3. Jums jāatrod ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Pārveidojot sākotnējo formulu, mēs iegūstam:

V 2 /V 1 =γ ΔΤ/10.

Mēs aizstājam vērtības: 27 = 3 ΔΤ/10.

No tā ir skaidrs, ka ΔΤ/10 = 3 un ΔΤ = 30.

Atbilde: temperatūra jāpalielina par 30 grādiem.

Katalizatoru iedarbība

Fizikālajā ķīmijā ķīmisko reakciju ātrumu aktīvi pēta arī sadaļa, ko sauc par katalīzi. Viņu interesē, kā un kāpēc salīdzinoši nelieli noteiktu vielu daudzumi būtiski palielina citu mijiedarbības ātrumu. Vielas, kas var paātrināt reakciju, bet pašas tajā netiek patērētas, sauc par katalizatoriem.

Ir pierādīts, ka katalizatori maina pašu ķīmiskās mijiedarbības mehānismu un veicina jaunu pārejas stāvokļu rašanos, kam raksturīgi zemāki enerģijas barjeras augstumi. Tas ir, tie palīdz samazināt aktivizācijas enerģiju un tādējādi palielina efektīvo daļiņu triecienu skaitu. Katalizators nevar izraisīt enerģētiski neiespējamu reakciju.

Tādējādi ūdeņraža peroksīds var sadalīties, veidojot skābekli un ūdeni:

N 2 Ο 2 = N 2 Ο + Ο 2.

Bet šī reakcija ir ļoti lēna un mūsu pirmās palīdzības aptieciņās tā pastāv nemainīga diezgan ilgu laiku. Atverot tikai ļoti vecas peroksīda pudeles, jūs varat pamanīt vieglu spiedzienu, ko izraisa skābekļa spiediens uz trauka sieniņām. Tikai dažu magnija oksīda graudu pievienošana izraisīs aktīvu gāzes izdalīšanos.

Tāda pati peroksīda sadalīšanās reakcija, bet katalāzes ietekmē, notiek, ārstējot brūces. Dzīvie organismi satur daudz dažādu vielu, kas palielina bioķīmisko reakciju ātrumu. Tos parasti sauc par fermentiem.

Inhibitoriem ir pretēja ietekme uz reakciju gaitu. Tomēr tas ne vienmēr ir slikti. Inhibitorus izmanto, lai aizsargātu metāla izstrādājumus no korozijas, pagarinātu pārtikas produktu derīguma termiņu, piemēram, lai novērstu tauku oksidēšanos.

Vielu saskares zona

Gadījumā, ja mijiedarbība notiek starp savienojumiem, kuriem ir dažādi agregācijas stāvokļi, vai starp vielām, kas nespēj veidot viendabīgu vidi (nesajaujami šķidrumi), tad arī šis faktors būtiski ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu. Tas ir saistīts ar faktu, ka neviendabīgas reakcijas notiek tieši saskarē starp mijiedarbojošo vielu fāzēm. Acīmredzot, jo plašāka ir šī robeža, jo vairāk daļiņām ir iespēja sadurties, un jo ātrāk notiek reakcija.

Piemēram, mazu skaidu veidā tas iet daudz ātrāk nekā baļķa veidā. Šim pašam nolūkam daudzas cietās vielas pirms pievienošanas šķīdumam tiek samaltas smalkā pulverī. Tādējādi pulverveida krīts (kalcija karbonāts) ar sālsskābi iedarbojas ātrāk nekā tādas pašas masas gabals. Tomēr papildus platības palielināšanai šis paņēmiens izraisa arī haotisku vielas kristāliskā režģa pārrāvumu un tādējādi palielina daļiņu reaktivitāti.

Matemātiski neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu nosaka kā izmaiņas vielas daudzumā (Δν), kas notiek laika vienībā (Δt) uz virsmas vienību.

(S): V = Δν/(S·Δt).

Spiediena ietekme

Spiediena izmaiņas sistēmā iedarbojas tikai tad, kad reakcijā piedalās gāzes. Spiediena palielināšanos pavada vielas molekulu palielināšanās tilpuma vienībā, tas ir, proporcionāli palielinās tās koncentrācija. Un otrādi, spiediena samazināšanās izraisa līdzvērtīgu reaģenta koncentrācijas samazināšanos. Šajā gadījumā ķīmiskās reakcijas ātruma aprēķināšanai ir piemērota formula, kas atbilst ZDM.

Uzdevums. Kā palielināsies vienādojumā aprakstītās reakcijas ātrums?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

ja slēgtas sistēmas tilpumu samazina trīs reizes (T=const)?

Risinājums. Samazinoties tilpumam, spiediens proporcionāli palielinās. Pierakstīsim sākotnējās (V 1) un beigu (V 2) reakcijas ātruma izteiksmes:

V 1 = k 2 [Ο 2 ] un

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

Lai uzzinātu, cik reižu jaunais ātrums ir lielāks par sākotnējo, jums ir jāatdala izteiksmes kreisā un labā puse:

V 1 /V 2 = (k 9[ΝΟ] 2 3 [Ο 2 ]) / (k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

Koncentrācijas vērtības un ātruma konstantes tiek samazinātas, un paliek:

V 2 / V 1 = 9 3/1 = 27.

Atbilde: ātrums palielinājies 27 reizes.

Rezumējot, jāatzīmē, ka vielu mijiedarbības ātrumu, precīzāk, to daļiņu sadursmju daudzumu un kvalitāti ietekmē daudzi faktori. Pirmkārt, tā ir aktivācijas enerģija un molekulu ģeometrija, kuras ir gandrīz neiespējami izlabot. Attiecībā uz pārējiem apstākļiem, lai palielinātu reakcijas ātrumu, vajadzētu:

• paaugstināt reakcijas vides temperatūru;
• palielināt izejvielu koncentrācijas;
• palielināt spiedienu sistēmā vai samazināt tā tilpumu, ja mēs runājam par gāzēm;
• nogādājiet dažādas vielas vienā agregācijas stāvoklī (piemēram, izšķīdinot tās ūdenī) vai palieliniet to saskares laukumu.

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.
Ķīmisko reakciju ātrumu ietekmējošie faktori.
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:

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

(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.

Eksotermiska reakcija	Endotermiska reakcija

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").

Liela teorētiskā un praktiskā nozīme ir zināšanām par ķīmisko reakciju ātrumu. Piemēram, ķīmiskajā rūpniecībā vielas ražošanas laikā iekārtas izmērs un produktivitāte un iegūtā produkta daudzums ir atkarīgs no reakcijas ātruma.

Dažādām ķīmiskajām reakcijām ir atšķirīgs ātrums. Dažas reakcijas notiek sekundes daļas laikā, savukārt citām ir nepieciešami mēneši vai pat gadi, lai pabeigtu. Ķīmisko reakciju ātruma pētījumi ķīmiskā kinētika.

Pamatjēdzieni, ar kuriem darbojas ķīmiskā kinētika, ir ķīmiski sistēma Un fāze:

• Ķīmiskā sistēma- viela (vielu kopums);
• Ķīmiskā fāze- sistēmas daļa, kas atdalīta no citām daļām saskarne.

Tiek sauktas sistēmas, kas sastāv no vienas fāzes viendabīgs vai viendabīgs, piemēram, gāzu maisījumi vai šķīdumi. Reakcijas, kas notiek homogēnās sistēmās, sauc viendabīgas reakcijas, šādas reakcijas notiek visā maisījuma tilpumā.

Tiek sauktas sistēmas, kas sastāv no vairākām fāzēm neviendabīgs vai neviendabīgs, piemēram, šķidrums + ciets. Reakcijas, kas notiek neviendabīgās sistēmās, sauc neviendabīgas reakcijas, šādas reakcijas notiek tikai saskarnē.

Homogēna reakcijas ātrums

Viendabīgas reakcijas ātrums ir reakcijas rezultātā izveidojies vielas daudzums (ν) laika vienībā (t) uz sistēmas tilpuma vienību (V):

• ν 1 - vielas molu skaits brīdī t 1;
• ν 2 - vielas molu skaits brīdī t 2 ;

Molu tilpuma koncentrācija viela (C, mol/l) - vielas molu skaita (ν) attiecība pret visu reakcijas maisījuma tilpumu (V): С=ν/V.

Viendabīgas reakcijas ātrums ir vienāds ar reaģenta koncentrācijas izmaiņām laika vienībā.

Gadījumā, ja mēs runājam par viena no reakcijas produktu koncentrāciju, izteiksmē tiek ievietota “plus” zīme, ja mēs runājam par vienas no sākotnējās vielas koncentrāciju, tiek ievietota mīnusa zīme. izteiksme.

Neviendabīgs reakcijas ātrums

Kā minēts iepriekš, galvenā atšķirība starp neviendabīgām un viendabīgām reakcijām ir tā, ka reakcija notiek uz fāzes robežas.

Neviendabīgas reakcijas ātrums (v het) ir vielas daudzums (ν), kas veidojas laika vienībā (t) uz saskarnes virsmas (S) vienību.

Galvenie faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu:

• reaģējošo vielu īpašības;
• koncentrācija;
• temperatūra;
• katalizatori;
• reaģentu daļiņu izmēri;
• spiedienu.

Pēdējie divi punkti attiecas uz neviendabīgām reakcijām.

Reaģentu raksturs

Nepieciešams nosacījums ķīmiskai mijiedarbībai starp vielu molekulām ir to sadursme savā starpā molekulas “labajā” daļā, ko sauc par to. zona ar augstu reaģētspēju. Tas ir kā boksā: ja boksera sitiens trāpīs pretinieka cimdos, reakcijas nebūs; bet, ja sitiens iekrīt pa pretinieka galvu, tad nokauta (reakcijas) iespējamība ievērojami palielinās; un, ja trieciena spēks (molekulu sadursmes spēks) ir liels, tad sitiens (reakcija) kļūst neizbēgams.

Pamatojoties uz iepriekš minēto, mēs varam secināt, ka jo sarežģītāka ir molekula, jo mazāks ir tās ļoti reaģējošais reģions. Tādējādi, jo lielākas un sarežģītākas ir reaģējošo vielu molekulas, jo lēnāks ir reakcijas ātrums.

Reaģenta koncentrācija

Reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls molekulu sadursmju skaitam. Jo augstāka ir reaģentu koncentrācija, jo vairāk sadursmju, jo lielāks ir ķīmiskās reakcijas ātrums. Piemēram, sadegšana tīrā skābeklī notiek daudz ātrāk nekā parastajā gaisā.

Tomēr jāsaka, ka sarežģītās reakcijās, kas notiek vairākos posmos; šāda atkarība netiek ievērota. Tas ļauj noteikt, kurš no reaģentiem nav iesaistīts reakcijas lēnākajā stadijā, kas nosaka pašu reakcijas ātrumu.

Izteikta reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas masu darbības likums, ko 1867. gadā atklāja norvēģu zinātnieki Guldbergs un Vāge.

Nosacītās reakcijas ātrums (v), kas aprakstīts ar vienādojumu aA+bB=cC+dD, saskaņā ar masu iedarbības likumu, tiks aprēķināts, izmantojot formulu, ko sauc kinētiskās reakcijas vienādojums:

V=k·[A] a ·[B] b

• [A], [B] - izejvielu koncentrācijas;
• k ir reakcijas ātruma konstante, kas vienāda ar šīs reakcijas ātrumu, ja reaģentu koncentrācija ir vienāda ar 1 molu.

k nav atkarīgs no reaģējošo vielu koncentrācijas, bet ir atkarīgs no to rakstura un temperatūras.

Izmantojot reakcijas kinētisko vienādojumu, var noteikt reakcijas izmaiņu ātrumu atkarībā no reaģentu koncentrācijas izmaiņām.

Kinētisko vienādojumu piemēri:

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) v = k 2 CuO(s) + H 2 (g) = Cu(s) + H 2 O (g) v = k

Ņemiet vērā, ka kinētiskajos vienādojumos nav iekļautas cieto vielu koncentrācijas, tikai gāzveida un izšķīdušās vielas.

Reaģenta temperatūra

Temperatūrai paaugstinoties, molekulas pārvietojas ātrāk, līdz ar to palielinās to savstarpējo sadursmju skaits. Turklāt palielinās molekulu kinētiskā enerģija, kas palielina sadursmju efektivitāti, kas galu galā nosaka reakcijas ātrumu.

Saskaņā ar aktivizācijas teorija, ķīmiskajā reakcijā var piedalīties tikai molekulas, kuru enerģija pārsniedz noteiktu vidējo vērtību. Tiek saukts molekulu vidējās enerģijas pārpalikuma daudzums aktivizācijas enerģijas. Šī enerģija ir nepieciešama, lai vājinātu ķīmiskās saites izejvielu molekulās. Tiek sauktas molekulas, kurām ir nepieciešamā liekā enerģija, lai tās varētu reaģēt aktīvās molekulas. Jo augstāka temperatūra, jo aktīvākas molekulas, jo lielāks reakcijas ātrums.

Raksturota reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums:

Matemātiski van't Hoff likums tiek izteikts ar šādu formulu:

• γ ir temperatūras koeficients, kas parāda reakcijas ātruma pieaugumu, temperatūrai paaugstinoties par 10°C;
• v 1 - reakcijas ātrums temperatūrā t 1;
• v 2 - reakcijas ātrums temperatūrā t 2;

Katalizatori

Katalizatori- tās ir vielas, kas ietekmē reakcijas ātrumu, bet pašas netiek patērētas.

Tiek sauktas reakcijas, kas notiek ar katalizatoru piedalīšanos katalītiskās reakcijas.

Katalizatora galvenais efekts ir samazināt reakcijas aktivācijas enerģiju, kā rezultātā palielinās efektīvo molekulu sadursmju skaits.

Katalizatori var paātrināt reakcijas miljoniem reižu!

Ir divu veidu katalīze:

• viendabīga (viendabīga) katalīze- katalizators un reaģenti veido vienu fāzi: gāzi vai šķīdumu;
• neviendabīga (heterogēna) katalīze- katalizators ir neatkarīgas fāzes formā.

Katalītisko reakciju mehānisms ir ļoti sarežģīts un pilnīgi nezināms. Saskaņā ar vienu zinātnisku hipotēzi, katalītiskajās reakcijās katalizators un reaģents reaģē, veidojot starpproduktu savienojumu, kas daudz aktīvāk reaģē ar citu izejvielu, veidojot reakcijas gala produktu, savukārt pats katalizators izdalās brīvā stāvoklī.

Parasti ar katalizatoriem saprot vielas, kas paātrina reakciju, bet ir vielas, kas palēnina reakcijas gaitu – tās sauc. inhibitori.

Tiek saukti bioloģiskie katalizatori fermenti. Fermenti ir olbaltumvielas.

Reaģenta daļiņu izmērs

Paņemsim sērkociņu un atvedīsim to pie ogles gabala. Maz ticams, ka oglēm paspēs uzliesmot, pirms sērkociņš nodzisīs. Sasmalcināsim ogles un atkārtosim eksperimentu - ogļu putekļi ne tikai aizdegsies, bet aizdegsies ļoti ātri - notiks sprādziens (galvenās briesmas ogļraktuvēs). Kas notiek?

Sasmalcinot ogles, mēs ievērojami palielināsim to virsmas laukumu. Jo lielāks virsmas laukums, kurā molekulas saduras, jo ātrāks ir reakcijas ātrums.

Reaģenta spiediens

Gāzveida reaģentu spiediens ir līdzīgs to koncentrācijai - jo lielāks spiediens, jo lielāka koncentrācija - jo lielāks reakcijas ātrums, jo palielinās molekulāro sadursmju skaits. Tāpat kā koncentrācija, reaģentu spiediens “nedarbojas” sarežģītās reakcijās.

Dzīvē mēs sastopamies ar dažādām ķīmiskām reakcijām. Daži no tiem, piemēram, dzelzs rūsēšana, var ilgt vairākus gadus. Citi, piemēram, cukura raudzēšana spirtā, aizņem vairākas nedēļas. Malka krāsnī sadeg pāris stundu laikā, bet benzīns motorā – sekundes daļā.

Lai samazinātu iekārtu izmaksas, ķīmiskās rūpnīcas palielina reakciju ātrumu. Un daži procesi, piemēram, pārtikas bojāšanās un metāla korozija, ir jāpalēninās.

Ķīmiskās reakcijas ātrums var izteikt kā vielas daudzuma (n, modulo) izmaiņas laika vienībā (t) - salīdziniet kustīga ķermeņa ātrumu fizikā kā koordinātu izmaiņas laika vienībā: υ = Δx/Δt. Lai ātrums nebūtu atkarīgs no trauka tilpuma, kurā notiek reakcija, izteiksmi sadalām ar reaģējošo vielu tilpumu (v), t.i., iegūstam vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā tilpuma vienībā, vai vienas vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā:

n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

kur c = n/v ir vielas koncentrācija,

Δ (lasīt “delta”) ir vispārpieņemts vērtības izmaiņu apzīmējums.

Ja vielām vienādojumā ir dažādi koeficienti, reakcijas ātrums katrai no tām, kas aprēķināts, izmantojot šo formulu, būs atšķirīgs. Piemēram, 2 moli sēra dioksīda pilnībā reaģēja ar 1 molu skābekļa 10 sekundēs 1 litrā:

2SO2 + O2 = 2SO3

Skābekļa ātrums būs: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Sēra dioksīda ātrums: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- tas nav jāiegaumē un jāsaka eksāmena laikā, piemērs ir dots, lai neapjuktu, ja rodas šāds jautājums.

Neviendabīgo reakciju (ar cietām vielām) ātrumu bieži izsaka uz saskares virsmu laukuma vienību:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcijas sauc par neviendabīgām, ja reaģenti atrodas dažādās fāzēs:

• cieta viela ar citu cietu, šķidrumu vai gāzi,
• divi nesajaucami šķidrumi
• šķidrums ar gāzi.

Viendabīgas reakcijas notiek starp vielām vienā fāzē:

• starp labi sajauktiem šķidrumiem,
• gāzes,
• vielas šķīdumos.

Apstākļi, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu

1) reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu raksturs. Vienkārši sakot, dažādas vielas reaģē ar dažādu ātrumu. Piemēram, cinks spēcīgi reaģē ar sālsskābi, bet dzelzs reaģē diezgan lēni.

2) Jo lielāks reakcijas ātrums, jo ātrāk koncentrācija vielas. Cinks daudz ilgāk reaģēs ar ļoti atšķaidītu skābi.

3) Reakcijas ātrums ievērojami palielinās, palielinoties temperatūra. Piemēram, lai degviela sadegtu, ir nepieciešams to aizdedzināt, t.i., paaugstināt temperatūru. Daudzām reakcijām temperatūras paaugstināšanās par 10°C ir saistīta ar ātruma palielināšanos 2–4 reizes.

4) Ātrums neviendabīgs reakcijas palielinās, palielinoties reaģējošo vielu virsmas. Šim nolūkam cietās vielas parasti tiek samaltas. Piemēram, lai dzelzs un sēra pulveri karsējot reaģētu, dzelzs ir jābūt smalku zāģu skaidu formā.

Lūdzu, ņemiet vērā, ka šajā gadījumā ir ietverta formula (1)! Formula (2) izsaka ātrumu uz laukuma vienību, tāpēc tā nevar būt atkarīga no laukuma.

5) Reakcijas ātrums ir atkarīgs no katalizatoru vai inhibitoru klātbūtnes.

Katalizatori- vielas, kas paātrina ķīmiskās reakcijas, bet netiek patērētas. Piemērs ir ātra ūdeņraža peroksīda sadalīšanās, pievienojot katalizatoru - mangāna (IV) oksīdu:

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

Mangāna(IV) oksīds paliek apakšā, un to var izmantot atkārtoti.

Inhibitori- vielas, kas palēnina reakciju. Piemēram, ūdens sildīšanas sistēmai tiek pievienoti korozijas inhibitori, lai pagarinātu cauruļu un bateriju kalpošanas laiku. Automašīnās bremžu un dzesēšanas šķidrumam pievieno korozijas inhibitorus.

Vēl daži piemēri.