Ķīmiskās reakcijas ātrums un faktori, kas to ietekmē. Ķīmiskās reakcijas ātrums: apstākļi, piemēri

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) reaģentu padeves ātrums saskarnei;

2) virsmas laukums.

Galvenais faktors - reaģējošo vielu raksturs - saites 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 noritēs uzreiz, ir vērts atvērt trauka aizbāzni, otrajā gadījumā reakcija tiek pagarināta laikā.

Reaģentu koncentrācija tiks aplūkota turpmāk.

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

Rīsi. 10

Jo lielāka 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 reaģentu koncentrācijas izsaka MMA (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, HJ koncentrācija palielināsies reakcijas gaitā. Lai uzzinātu momentāno reakciju ātrumu, varat uzrakstīt izteiksmi:

kvadrātiekavas norāda uz koncentrēšanos.

fiziskā nozīme k– molekulas atrodas nepārtrauktā kustībā, saduras, izkliedējas, atsitas pret trauka sieniņām. Lai notiktu HJ veidošanās ķīmiskā reakcija, H 2 un J 2 molekulām jāsaduras. Jo lielāks būs šādu sadursmju skaits, jo vairāk H 2 un J 2 molekulu ir tilpumā, t.i., jo lielākas būs [Н 2 ] un . Bet molekulas pārvietojas ar dažādu ātrumu, un abu sadursmju molekulu kopējā kinētiskā enerģija būs atšķirīga. Ja ātrākās H 2 un J 2 molekulas saduras, to enerģija var būt tik liela, ka molekulas sadalās joda un ūdeņraža atomos, kas izlido un pēc tam mijiedarbojas ar citām H 2 + J 2 molekulām. > 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 joda ūdeņraža veidošanās reakcija:

Lielākajai daļai sadursmes molekulu enerģija ir mazāka, nekā nepieciešams, lai vājinātu saites H 2 un J 2 . Šādas molekulas "klusi" saduras un arī "klusi" izkliedējas, paliekot tādas, kādas bija, H 2 un J 2 . Tādējādi ne visas, bet tikai daļa sadursmju izraisa ķīmisku reakciju. Proporcionalitātes koeficients (k) parāda efektīvo sadursmju skaitu, kas izraisa reakciju pie koncentrācijām [H 2 ] = = 1 mol. Vērtība k–nemainīgais ātrums. Kā ātrums var būt nemainīgs? Jā, vienmērīgas taisnvirziena kustības ātrumu sauc par nemainīgu vektora lielumu, kas vienāds ar ķermeņa kustības attiecību jebkurā laika periodā pret šī intervāla vērtību. Bet molekulas pārvietojas nejauši, 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 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d Sv + H 2 O + SO 2 ^. (2)

Reakcija (1) notiek gandrīz acumirklī. Reakcijas ātrums (2) nemainīgā temperatūrā ir atkarīgs no reaģenta H 2 S 2 O 3 koncentrācijas. Mēs novērojām šo reakciju - šajā gadījumā ātrumu mēra pēc laika no šķīdumu ieliešanas sākuma līdz opalescences parādīšanās brīdim. Rakstā L. M. Kuzņecova aprakstīta nātrija tiosulfāta mijiedarbības reakcija ar sālsskābi. Viņa raksta, ka, nosusinot šķīdumus, rodas opalescence (duļķainība). Bet šis L. M. Kuzņecovas apgalvojums ir kļūdains, jo opalescence un apduļķošanās ir dažādas lietas. Opalescence (no opāls un latīņu escentia- sufikss, kas nozīmē vāju darbību) - 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 koloidālā šķīduma opalescenci, nelielu duļķainību. Veicot šo eksperimentu, jāņem vērā zilā opalescence un pēc tam sēra koloidālās suspensijas koagulācija. Tas pats suspensijas blīvums tiek atzīmēts ar acīmredzamu jebkura raksta izzušanu (piemēram, režģis krūzes apakšā), kas novērots no augšas caur šķīduma slāni. Laiks tiek skaitīts ar hronometru no iztukšošanas brīža.

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

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, nepieciešams izmērīt 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: pirmajā - 60 ml, otrajā - 30 ml, trešajā - 10 glāzēs. ml. Otrajai glāzei pievieno 30 ml destilēta H 2 O, bet trešajai glāzei 50 ml. Tādējādi visās trīs glāzēs būs 60 ml šķidruma, bet pirmajā sāls koncentrācija ir 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, tas var noteikt kā vērtību, kas ir apgriezti proporcionāla laikam v= viens/? un izveidojiet grafiku, attēlojot koncentrāciju uz abscisu un reakcijas ātrumu uz ordinātām. No šī secinājuma - reakcijas ātrums ir atkarīgs no vielu koncentrācijas. Iegūtie dati ir norādīti 3. tabulā. Šo eksperimentu var veikt, izmantojot biretes, bet tas prasa lielu praksi no izpildītāja, jo grafiks dažkārt ir nepareizs.

3. tabula

Ātrums un reakcijas laiks

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

Apsveriet nākamo faktoru - temperatūru.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās vairuma ķīmisko reakciju ātrums. Šo atkarību raksturo van't Hoff noteikums: "Kad temperatūra paaugstinās par katriem 10 ° C, ķīmisko reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes."

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

v 1 - reakcijas ātrums temperatūrā t 1;

v 2 - reakcijas ātrums temperatūrā t2.

Piemēram, reakcija pie 50 °C norit divās minūtēs, cik ilgi process beigsies pie 70 °C, ja temperatūras koeficients ? = 2?

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

Pat neliela temperatūras paaugstināšanās izraisa strauju aktīvo molekulāro sadursmju reakcijas ātruma palielināšanos. Saskaņā ar aktivizācijas teoriju procesā piedalās tikai tās molekulas, kuru enerģija par noteiktu daudzumu ir 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, bet pati netiek patērēta.

Katalīze- reakcijas ātruma izmaiņu parādība katalizatora klātbūtnē. Atšķirt homogēno un neviendabīgo katalīzi. 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 lielāka ir reaģenta virsma, jo lielāks ātrums. Apsveriet, piemēram, dispersijas pakāpes ietekmi uz reakcijas ātrumu.

CaCO 3 - marmors. Mēs nolaižam flīzēto marmoru sālsskābes HCl, pagaidiet piecas minūtes, tas pilnībā izšķīst.

Pulverveida marmors - mēs ar to darīsim to pašu, tas izšķīda trīsdesmit sekundēs.

Abu procesu vienādojums ir vienāds.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Tātad, pievienojot pulverveida marmoru, laiks ir mazāks nekā pievienojot flīžu marmoru ar tādu pašu masu.

Palielinoties saskarnei starp fāzēm, palielinās neviendabīgo reakciju ātrums.

Ķīmiskās reakcijas ātruma un tās maiņu ietekmējošo apstākļu izpēte ir viena no fizikālās ķīmijas jomām – ķīmiskā kinētika. Viņa arī apsver šo reakciju mehānismus un to termodinamisko derīgumu. Šie pētījumi ir svarīgi ne tikai zinātniskiem nolūkiem, bet arī, lai kontrolētu komponentu mijiedarbību reaktoros visu veidu vielu ražošanā.

Ātruma jēdziens ķīmijā

Par reakcijas ātrumu pieņemts saukt noteiktas izmaiņas reakcijā iekļuvušo savienojumu koncentrācijās (ΔС) laika vienībā (Δt). Ķīmiskās reakcijas ātruma matemātiskā formula ir šāda:

ᴠ = ±∆C/∆t.

Reakcijas ātrumu mēra mol / ls, 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 neviendabīgs). Zīme "-" formulā attiecas uz sākotnējo reaģentu koncentrāciju vērtību izmaiņām, bet "+" zīme - uz vienas un tās pašas reakcijas produktu koncentrāciju mainīgajām vērtībām.

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 ir lēnas, piemēram, fotosintēze un olbaltumvielu sintēze. Metālu korozija norit diezgan lēni.

Vidējo ātrumu var raksturot ar reakcijām, kas prasa no vienas līdz vairākām stundām. Kā piemēru var minēt vārīšanu, ko pavada produktos esošo savienojumu sadalīšanās un pārveide. Atsevišķu polimēru sintēze prasa reakcijas maisījumu noteiktu laiku karsēt.

Ķīmisko reakciju piemērs, kuru ātrums ir diezgan liels, var kalpot kā 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 nešķīstošā bārija sulfāta izgulsnēšanās.

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 reaģēt viena ar otru dažādos ātrumos. Tā, piemēram, gāzveida skābekļa un ūdeņraža maisījums var nerādīt mijiedarbības pazīmes diezgan ilgu laiku, tomēr, pakratot vai sitot trauku, reakcija kļūst sprādzienbīstama. Tāpēc ķīmiskā kinētika ir identificējusi noteiktus faktorus, kas spēj ietekmēt ķīmiskās reakcijas ātrumu. Tie ietver:

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

Matērijas būtības ietekme

Šāda būtiska atšķirība ķīmisko reakciju ātrumos ir izskaidrojama ar dažādām aktivācijas enerģijas vērtībām (E a). 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. y. tas praktiski neplūst. 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. Pēc aktivācijas enerģijas vērtības var 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.

Koncentrācijas 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, kam raksturīgs sarežģīts mehānisms.

Ja vēlaties noteikt ķīmiskās reakcijas ātrumu, kuras vienādojumu var nosacīti uzrakstīt šādi:

αА+ bB = ϲС, tad,

saskaņā ar augstāk minēto likuma formulējumu ātrumu var atrast pēc vienādojuma:

V=k [A] a [B] b , kur

a un b ir stehiometriskie koeficienti,

[A] un [B] - izejvielu koncentrācijas,

k ir attiecīgās reakcijas ātruma konstante.

Ķīmiskās reakcijas ātruma koeficienta nozīme ir tāda, ka tā vērtība būs vienāda ar ātrumu, ja savienojumu koncentrācijas ir vienādas ar vienībām. Jāņem vērā, ka, lai veiktu pareizu aprēķinu saskaņā ar šo formulu, ir jāņem vērā reaģentu kopējais stāvoklis. Tiek pieņemts, ka cietās vielas koncentrācija ir vienota, un tā nav iekļauta vienādojumā, jo reakcijas laikā tā paliek nemainīga. Tādējādi aprēķinā tiek iekļautas tikai šķidro un gāzveida vielu koncentrācijas saskaņā ar MDM. Tātad reakcijai silīcija dioksīda iegūšanai no vienkāršām vielām, kas aprakstīta ar vienādojumu

Si (TV) + Ο 2 (g) \u003d 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 + Ο 2 = 2ΝΟ 2 .

Uzrakstīsim 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 efekts

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 ātruma vērtību un neapraksta visu likumsakarību kopumu. Loģiski var secināt, ka, paaugstinoties temperatūrai, palielinās daļiņu haotiskā kustība un tas izraisa lielāku to sadursmju skaitu. Tomēr tas īpaši neietekmē molekulāro sadursmju efektivitāti, jo tas galvenokārt ir atkarīgs no aktivācijas enerģijas. Tāpat būtiska loma daļiņu sadursmes efektivitātē ir to telpiskajai atbilstībai viena otrai.

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

k \u003d A 0 e -Ea / RΤ, kur

A o ir reizinātājs;

E a - aktivizācijas enerģija.

Piemērs uzdevumam par van't Hoff 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 \u003d 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 ietekme

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 netiek patērētas, sauc par katalizatoriem.

Ir pierādīts, ka katalizatori maina pašu ķīmiskās mijiedarbības mehānismu, veicina jaunu pārejas stāvokļu rašanos, kam raksturīgi zemāki enerģijas barjeras augstumi. Tas nozīmē, ka tie veicina aktivācijas enerģijas samazināšanos un līdz ar to arī efektīvo daļiņu triecienu skaita pieaugumu. Katalizators nevar izraisīt enerģētiski neiespējamu reakciju.

Tātad ūdeņraža peroksīds spēj sadalīties, veidojot skābekli un ūdeni:

H 2 Ο 2 \u003d H 2 Ο + Ο 2.

Bet šī reakcija ir ļoti lēna un mūsu aptieciņās tā nemainīga pastāv diezgan ilgu laiku. Atverot tikai ļoti vecus peroksīda flakonus, var redzēt nelielu sprādzienu, ko izraisa skābekļa spiediens uz trauka sieniņām. Tikai dažu magnija oksīda graudu pievienošana izraisīs aktīvu gāzes izdalīšanos.

Tāda pati peroksīda sadalīšanās reakcija, bet katalāzes iedarbībā, notiek arī brūču ārstēšanā. Dzīvos organismos ir daudz dažādu vielu, kas palielina bioķīmisko reakciju ātrumu. Tos sauc par fermentiem.

Inhibitoriem ir pretēja ietekme uz reakciju gaitu. Tomēr tas ne vienmēr ir slikti. Inhibitorus izmanto metāla izstrādājumu aizsardzībai no korozijas, pārtikas produktu derīguma termiņa pagarināšanai, piemēram, lai novērstu tauku oksidēšanos.

Vielu saskares zona

Gadījumā, ja notiek mijiedarbība starp savienojumiem, kuriem ir dažādi agregātu 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 tiek veiktas 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. Tātad 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 plīsumu, kas nozīmē, ka tas palielina daļiņu reaktivitāti.

Matemātiski neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu konstatē 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 noved pie līdzvērtīga reaģenta koncentrācijas samazināšanās. Šajā gadījumā ķīmiskās reakcijas ātruma aprēķināšanai ir piemērota formula, kas atbilst ZDM.

Uzdevums. Kā palielināsies vienādojumā aprakstītās reakcijas ātrums

2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ2,

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, jāsadala izteiksmes kreisā un labā daļa:

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 \u003d 9 3/1 \u003d 27.

Atbilde: ātrums palielinājies 27 reizes.

Apkopojot, jāatzīmē, ka vielu mijiedarbības ātrumu vai, pareizāk sakot, to daļiņu sadursmju skaitu un kvalitāti ietekmē daudzi faktori. Pirmkārt, tā ir aktivācijas enerģija un molekulu ģeometrija, ko gandrīz neiespējami izlabot. Kas attiecas uz pārējiem apstākļiem, reakcijas ātruma palielināšanai ir šāds:

• paaugstināt reakcijas vides temperatūru;
• palielināt sākotnējo savienojumu koncentrāciju;
• palielināt spiedienu sistēmā vai samazināt tā tilpumu, ja mēs runājam par gāzēm;
• novest dažādas vielas vienā agregācijas stāvoklī (piemēram, izšķīdinot ūdenī) vai palielināt to saskares laukumu.

Dzīvē mēs saskaramies ar dažādām ķīmiskām reakcijām. Dažas no tām, piemēram, dzelzs rūsēšana, var turpināties vairākus gadus. Citi, piemēram, cukura fermentācija spirtā, aizņem vairākas nedēļas. Malka krāsnī izdeg pāris stundu laikā, bet benzīns motorā izdeg sekundes daļā.

Lai samazinātu aprīkojuma izmaksas, ķīmiskās rūpnīcas palielina reakciju ātrumu. Un daži procesi, piemēram, pārtikas bojāšanās, metālu korozija, ir jāpiebremzē.

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

kur c = n/v ir vielas koncentrācija,

Δ (izrunā "delta") ir vispārpieņemts lieluma izmaiņu apzīmējums.

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Skābekļa ātrums būs: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 mol / l s

Skābās gāzes ātrums: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 mol / l s- tas nav jāiegaumē un jārunā eksāmenā, ir dots piemērs, 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
• gāzes šķidrums.

Viendabīgas reakcijas notiek starp vielām vienā un tajā pašā fāzē:

• starp labi sajaucamiem 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) reakcijas ātrums ir lielāks, jo lielāks koncentrācija vielas. Ar ļoti atšķaidītu skābi cinkam būs nepieciešams ievērojami ilgāks laiks, lai reaģētu.

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

4) Ātrums neviendabīgs reakcijas palielinās, palielinoties reaģentu virsmas. Cietās vielas šim nolūkam parasti tiek sasmalcinātas. Piemēram, lai dzelzs un sēra pulveris reaģētu uzkarsējot, dzelzs ir jābūt nelielu zāģu skaidu formā.

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 pašas netiek patērētas. Piemērs ir ātra ūdeņraža peroksīda sadalīšanās, pievienojot katalizatoru - mangāna (IV) oksīdu:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

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

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

Vēl daži piemēri.

Reaģējošo daļiņu rakstura ietekmi nosaka to atomu sastāvs, telpiskā struktūra un molekulārās īpašības. Ķīmiskās reakcijas ātrumu nosaka vienas pārrāvuma ātrums un citu ķīmisko saišu veidošanās. Šīs pārvērtības notiek reakcijas elementārajā aktā. Ir zināms, ka ķīmiskās saites garuma, saites leņķu un citu molekulas ģeometrisko parametru izmaiņas pavada tās potenciālās enerģijas izmaiņas. Tāpēc daļiņu mijiedarbība elementārā reakcijas aktā jāraksturo arī ar visas sistēmas potenciālās enerģijas izmaiņām. Tā kā reaģējošās molekulas parasti satur daudz atomu, ķīmiskās reakcijas elementāru darbību raksturo daudzdimensiju potenciālās enerģijas virsma.Šī potenciālās enerģijas virsma atspoguļo katras molekulas ģeometriskā parametra izmaiņu ietekmi uz tās mijiedarbības enerģiju ar citu molekulu un otrādi.

Taču mijiedarbība parasti notiek vienā noteiktā molekulas vietā – tās reakcijas centrs. Tāpēc ir iespējams izsekot reaģējošās sistēmas potenciālās enerģijas izmaiņām, ņemot vērā ierobežotu skaitu parametru, kas saistīti tikai ar reakcijas centru. Tie var būt, piemēram, divu saišu garumi: izveidots un pārrauts, saites leņķis starp tām. Tad potenciālās enerģijas virsmas vietā varam apsvērt reaģējošās sistēmas potenciālās enerģijas izmaiņas attiecībā pret šo ierobežoto tās koordinātu kopu, t.s. reakcijas koordināte.

Temperatūras ietekme uz reakciju ātrumu.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās ķīmiskās reakcijas ātrums. Ķīmiskās kinētikas vienādojumā  = С А С В temperatūras ietekme praktiski ietekmē reakcijas ātruma konstantes  izmaiņas. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās konstantes  vērtība, līdz ar to palielinās arī pašas reakcijas ātrums.

Ja caur  T apzīmējam dotās reakcijas ātruma konstanti temperatūrā T, bet caur  T + 10K - tās pašas reakcijas ātruma konstanti temperatūrā (T + 10K), otrās vērtības attiecību pret pirmo. dos t.s reakcijas ātruma temperatūras koeficients ():

 \u003d  T + 10K /  T (22.)

Saskaņā ar aptuveno (empīrisko) van't Hoff likumu temperatūras koeficienta  vērtība ir robežās no 2–4, t.i. temperatūrai paaugstinoties par 10 K, ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās divas līdz četras reizes.

1. att. reakcijas ātruma temperatūras koeficienta atkarība no temperatūras reakcijās

veidošanās (1) un HI (2) sadalīšanās.

Saskaņā ar van't Hoff likumu katras ķīmiskās reakcijas ātruma temperatūras koeficientam  jābūt nemainīgai vērtībai. Taču patiesībā tas ievērojami samazinās, palielinoties temperatūrai, kas skaidri redzams no 1. att., kurā parādītas līknes  = f (T) ūdeņraža jodīda veidošanās un sadalīšanās reakcijām. Temperatūras paaugstināšanās par 30 K (no 743 līdz 773 K) nozīmē pirmās reakcijas temperatūras koeficienta samazināšanos 1,64 reizes, otrās - 1,71 reizes. Šīm reakcijām van't Hoff noteikums ir spēkā tikai salīdzinoši šaurā temperatūras diapazonā.

Precīzāku ķīmiskās reakcijas ātruma konstantes atkarību no temperatūras atklāja Arrhenius (1889). Arrēnija vienādojumam ir forma

ln  = B  A / T, (23.)

kur  - reakcijas ātruma konstante; A un B ir šai reakcijai raksturīgas konstantes; T ir termodinamiskā temperatūra.

(6.) vienādojums parāda, ka ātruma konstantes logaritms ir lineāri atkarīgs no apgrieztās temperatūras.

Jebkuras ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģējošo molekulu sadursmju skaita, jo sadursmju skaits ir proporcionāls reaģējošo vielu koncentrācijai. Tomēr ne visas molekulu sadursmes pavada mijiedarbība. Acīmredzot reakcijas ātrums ir atkarīgs ne tikai no sadursmju skaita, bet arī no dažām sadursmes molekulu īpašībām. Šī parādība atrod skaidrojumu Arrēnija aktivizācijas teorijā.

Saskaņā ar šo teoriju reaktīvas ir tikai tās molekulas, kurām ir noteiktas reakcijas īstenošanai nepieciešamā enerģijas rezerve, t.i. liekā enerģija salīdzinājumā ar molekulas vidējo enerģiju. Šādas molekulas sauc aktīvs molekulas. Šo aktīvās molekulas lieko enerģiju, kuras dēļ kļūst iespējama ķīmiska reakcija, sauc aktivizācijas enerģija.Šo enerģiju parasti izsaka kJ/kmol. Aktivizācijas enerģija var būt mazāka par saites pārraušanas enerģiju molekulā, jo, lai molekula reaģētu, nav nepieciešams pilnībā saraut saites, pietiek ar to vājināšanu.

Aktivizācijas enerģijas vērtība ir atkarīga no molekulas struktūras un no tā, kādā reakcijā šī molekula nonāk, t.i. Katrai ķīmiskajai reakcijai ir raksturīga sava aktivācijas enerģijas vērtība. To var samazināt ārējo faktoru ietekmē: temperatūras paaugstināšanās, starojuma enerģija, katalizatori utt. Aktivizācijas enerģija aktīvās molekulās izpaužas dažādi: aktīvajām molekulām var būt lielāks kustības ātrums, palielināta atomu vibrācijas enerģija. molekulā utt.

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no aktivācijas enerģijas vērtības: jo lielāka tā ir, jo lēnāk notiks reakcija. Savukārt, jo zemāka ir reakcijas enerģētiskā barjera, jo lielākam molekulu skaitam būs nepieciešamā liekā enerģija un jo ātrāk šī reakcija noritēs. Tātad ķīmiskās reakcijas ātrums galu galā ir atkarīgs no attiecības starp aktīvo un neaktīvo molekulu skaitu.

Aktīvo sadursmju teorijā Arrhenius parādīja, ka aktīvo molekulu skaitu var aprēķināt saskaņā ar Maksvela-Bolcmaņa likumu:

N a = N kopā e E/RT, (24.)

kur Na ir aktīvo molekulu skaits; Ntot ir kopējais molekulu skaits; e ir naturālo logaritmu bāze; E ir aktivizācijas enerģija; T - termodinamiskā temperatūra; R ir universālā gāzes konstante.

Tādējādi reakcijas ātruma palielināšanās, paaugstinoties temperatūrai, ir skaidrojama ar to, ka, paaugstinoties temperatūrai, palielinās ne tikai molekulu vidējā kinētiskā enerģija, bet arī krasi palielinās to molekulu daļa, kuru enerģija pārsniedz noteiktu līmeni, t.i. reaģēt spējīgo aktīvo molekulu īpatsvars.

Ātruma reakcija nosaka viena reaģenta molārās koncentrācijas izmaiņas:

V \u003d ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) \u003d ± (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 (-) - sākotnējā viela).

Reakcijas notiek, kad saduras reaģentu 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.
Faktori, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu.
1. Reaģentu būtība. Svarīgu lomu spēlē ķīmisko saišu raksturs un reaģentu molekulu struktūra. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi ir vajadzīgas lielas enerģijas, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās; šādas molekulas nav īpaši reaģējošas. Lai pārtrauktu saites 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 sprādzienbīstami reaģē ar ūdeņradi istabas temperatūrā; broms ar ūdeņradi reaģē lēni pat sildot.
Kalcija oksīds enerģiski reaģē ar ūdeni, izdalot siltumu; vara oksīds - nereaģē.

2. Koncentrēšanās. Palielinoties koncentrācijai (daļiņu skaits tilpuma vienībā), biežāk notiek reaģentu molekulu sadursmes - palielinās reakcijas ātrums.
Aktīvo masu 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. Ikreiz, kad temperatūra paaugstinās par 10°C, reakcijas ātrums palielinās par 2-4 (Van's Hofa noteikums). Paaugstinoties temperatūrai no t 1 līdz t 2, reakcijas ātruma izmaiņas var aprēķināt pēc formulas:

		(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 veida;
R ir universālā gāzes konstante;

Ea ir aktivizācijas enerģija, t.i. enerģijai, kurai ir jābūt sadursmju molekulām, lai sadursmes rezultātā notiktu ķīmiska transformācija.
Ķīmiskās reakcijas enerģijas diagramma.

eksotermiska reakcija	Endotermiska reakcija

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

4. Reaģentu saskares virsma. Neviendabīgām sistēmām (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), jo lielāka ir saskares virsma, jo ātrāk notiek reakcija. Cietām vielām virsmu var palielināt, tās slīpējot, bet šķīstošām vielām – izšķīdinot.

5. Katalīze. Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, paliekot nemainīgas līdz reakcijas beigām, 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 (tie ir vienā agregācijas stāvoklī), ar neviendabīga katalīze- dažādas fāzes (tās ir dažādos agregācijas stāvokļos). Dažos gadījumos nevēlamo ķīmisko procesu norisi var krasi palēnināt, pievienojot reakcijas videi inhibitorus (parādība negatīva katalīze").