Viteza reacţiilor chimice şi factorii de care depinde: natura substanţelor care reacţionează, concentraţia acestora, temperatura reacţiilor chimice, suprafaţa de contact a substanţelor care reacţionează, catalizatori. Viteza de reacție chimică: condiții, at

Cinetica– știința vitezei reacțiilor chimice.

Viteza de reacție chimică– numărul de acte elementare de interacțiune chimică care au loc pe unitatea de timp pe unitatea de volum (omogen) sau pe unitatea de suprafață (eterogen).

Viteza reală de reacție:

2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice

Pentru reacții omogene, eterogene:

1) concentrația substanțelor care reacţionează;

2) temperatura;

3) catalizator;

4) inhibitor.

Doar pentru eterogene:

1) rata de alimentare cu substanțe care reacţionează la interfaţa de fază;

2) suprafata.

Factorul principal este natura reactanților - natura legăturilor dintre atomi din moleculele reactanților.

NO 2 – oxid de azot (IV) – coada de vulpe, CO – monoxid de carbon, monoxid de carbon.

Dacă sunt oxidați cu oxigen, atunci în primul caz reacția va avea loc instantaneu, de îndată ce deschideți capacul vasului, în al doilea caz reacția se prelungește în timp.

Concentrația reactanților va fi discutată mai jos.

Opalescența albastră indică momentul precipitării sulfului, cu cât concentrația este mai mare, cu atât viteza este mai mare.

Orez. 10

Cu cât concentrația de Na 2 S 2 O 3 este mai mare, cu atât reacția durează mai puțin. Graficul (Fig. 10) arată o relație direct proporțională. Dependenţa cantitativă a vitezei de reacţie de concentraţia substanţelor care reacţionează este exprimată prin LMA (legea acţiunii masei), care prevede: viteza unei reacţii chimice este direct proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează.

Aşa, legea de bază a cineticii este o lege stabilită experimental: viteza unei reacții este proporțională cu concentrația reactanților, exemplu: (adică pentru o reacție)

Pentru această reacție H 2 + J 2 = 2HJ – viteza poate fi exprimată în termeni de modificare a concentrației oricăreia dintre substanțe. Dacă reacția se desfășoară de la stânga la dreapta, atunci concentrația de H2 și J2 va scădea, iar concentrația de HJ va crește pe măsură ce reacția progresează. Pentru viteza de reacție instantanee, putem scrie expresia:

parantezele pătrate indică concentrarea.

Sensul fizic k– moleculele sunt în mișcare continuă, se ciocnesc, se despart și lovesc pereții vasului. Pentru ca reacția chimică să formeze HJ să aibă loc, moleculele H2 și J2 trebuie să se ciocnească. Numărul de astfel de ciocniri va fi mai mare, cu cât mai multe molecule de H 2 și J 2 sunt conținute în volum, adică, cu atât valorile [H 2 ] și . Dar moleculele se mișcă cu viteze diferite, iar energia cinetică totală a celor două molecule care se ciocnesc va fi diferită. Dacă cele mai rapide molecule H 2 și J 2 se ciocnesc, energia lor poate fi atât de mare încât moleculele se sparg în atomi de iod și hidrogen, care zboară separat și apoi interacționează cu alte molecule H 2 + J 2 > 2H+2J, apoi H + J 2 > HJ + J. Dacă energia moleculelor care se ciocnesc este mai mică, dar suficient de mare pentru a slăbi legăturile H – H și J – J, va avea loc reacția de formare a iodurii de hidrogen:

Pentru majoritatea moleculelor care se ciocnesc, energia este mai mică decât cea necesară pentru a slăbi legăturile din H2 și J2. Astfel de molecule se vor ciocni „liniștit” și, de asemenea, se vor dispersa „liniștit”, rămânând ceea ce erau, H2 și J2. Astfel, nu toate, ci doar o parte din ciocniri duc la o reacție chimică. Coeficientul de proporționalitate (k) arată numărul de ciocniri efective care conduc la o reacție de coliziune la concentrații [H 2 ] = 1 mol. Magnitudinea k–viteza const. Cum poate fi viteza constantă? Da, viteza mișcării rectilinie uniforme este o mărime vectorială constantă egală cu raportul dintre mișcarea unui corp în orice perioadă de timp și valoarea acestui interval. Dar moleculele se mișcă haotic, atunci cum poate fi constantă viteza? Dar o viteză constantă poate fi doar la o temperatură constantă. Odată cu creșterea temperaturii, proporția de molecule rapide ale căror ciocniri conduc la o reacție crește, adică constanta de viteză crește. Dar creșterea constantă a ratei nu este nelimitată. La o anumită temperatură, energia moleculelor va deveni atât de mare încât aproape toate ciocnirile reactanților vor fi eficiente. Când două molecule rapide se ciocnesc, va avea loc o reacție inversă.

Va veni un moment în care ratele de formare a 2HJ din H 2 și J 2 și de descompunere vor fi egale, dar acesta este deja un echilibru chimic. Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților poate fi urmărită folosind reacția tradițională de interacțiune a unei soluții de tiosulfat de sodiu cu o soluție de acid sulfuric.

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)

Reacția (1) are loc aproape instantaneu. Viteza de reacție (2) depinde la o temperatură constantă de concentrația reactantului H 2 S 2 O 3. Aceasta este exact reacția pe care am observat-o - în acest caz, viteza este măsurată prin timpul de la începutul soluțiilor pentru a fuziona până la apariția opalescenței. În articol L. M. Kuznetsova Este descrisă reacția tiosulfatului de sodiu cu acidul clorhidric. Ea scrie că atunci când soluțiile sunt drenate, apare opalescența (turbiditatea). Dar această afirmație a lui L.M. Kuznetsova este eronată, deoarece opalescența și turbiditatea sunt lucruri diferite. Opalescență (din opal și latină escentia– sufix care înseamnă efect slab) – împrăștierea luminii de către mediile tulburi din cauza neomogenității lor optice. Difuzarea Luminii– abaterea razelor de lumină care se propagă într-un mediu în toate direcțiile de la direcția inițială. Particulele coloidale sunt capabile să împrăștie lumina (efectul Tyndall-Faraday) - aceasta explică opalescența, o ușoară turbiditate a soluției coloidale. La efectuarea acestui experiment, este necesar să se țină cont de opalescența albastră și apoi de coagularea suspensiei coloidale de sulf. Aceeași densitate a suspensiei se remarcă prin dispariția vizibilă a oricărui model (de exemplu, o grilă pe fundul unei cupe) observată de sus prin stratul de soluție. Timpul este numărat folosind un cronometru din momentul drenării.

Soluții de Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O și H 2 SO 4.

Primul se prepară prin dizolvarea a 7,5 g de sare în 100 ml de H 2 O, ceea ce corespunde unei concentrații de 0,3 M. Pentru a prepara o soluție de H 2 SO 4 de aceeași concentrație, trebuie să măsurați 1,8 ml de H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 și se dizolvă în 120 ml de H 2 O. Se toarnă soluția de Na 2 S 2 O 3 preparată în trei pahare: 60 ml în primul, 30 ml în al doilea, 10 ml în al treilea. Se adaugă 30 ml de H2O distilat în al doilea pahar și 50 ml în al treilea pahar. Astfel, în toate cele trei pahare vor fi 60 ml de lichid, dar în primul concentrația de sare este condiționat = 1, în al doilea – ½, iar în al treilea – 1/6. După ce soluțiile au fost preparate, se toarnă 60 ml de soluție de H 2 SO 4 în primul pahar cu o soluție de sare și se pornește cronometrul etc. Având în vedere că viteza de reacție scade odată cu diluarea soluției de Na 2 S 2 O 3, se poate determina ca o cantitate invers proporţională cu timpul v = 1/? și construiți un grafic, trasând concentrația pe axa absciselor și viteza de reacție pe axa ordonatelor. Concluzia de aici este că viteza de reacție depinde de concentrația substanțelor. Datele obținute sunt enumerate în Tabelul 3. Acest experiment poate fi efectuat folosind biurete, dar acest lucru necesită multă practică din partea executantului, deoarece graficul poate fi incorect.

Tabelul 3

Viteza si timpul de reactie

Se confirmă legea Guldberg-Waage - profesor de chimie Gulderg și tânărul om de știință Waage).

Să luăm în considerare următorul factor - temperatura.

Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește. Această dependență este descrisă de regula lui Van't Hoff: „Pentru fiecare creștere a temperaturii cu 10 °C, viteza reacțiilor chimice crește de 2 până la 4 ori.”

Unde ? – coeficient de temperatură care arată de câte ori crește viteza de reacție atunci când temperatura crește cu 10 °C;

v 1 – viteza de reacție la temperatură t1;

v 2 – viteza de reacție la temperatură t2.

De exemplu, o reacție la 50 °C durează două minute, cât timp va dura procesul de finalizare la 70 °C dacă coeficientul de temperatură ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t2 = 70°C.

Chiar și o ușoară creștere a temperaturii determină o creștere bruscă a vitezei de reacție a ciocnirilor active ale moleculei. Conform teoriei activării, doar acele molecule a căror energie este mai mare decât energia medie a moleculelor cu o anumită cantitate participă la proces. Această energie în exces este energie de activare. Sensul său fizic este energia necesară pentru ciocnirea activă a moleculelor (rearanjarea orbitală). Numărul de particule active, și deci viteza de reacție, crește cu temperatura conform unei legi exponențiale, conform ecuației Arrhenius, care reflectă dependența constantei de viteză de temperatură.

Unde A - coeficientul de proporționalitate Arrhenius;

k– constanta lui Boltzmann;

E A – energie de activare;

R – constanta de gaz;

T- temperatură.

Un catalizator este o substanță care accelerează viteza unei reacții fără a fi consumată.

Cataliză– fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența unui catalizator. Există catalize omogene și eterogene. Omogen– dacă reactivii și catalizatorul sunt în aceeași stare de agregare. Eterogen– dacă reactivii și catalizatorul sunt în stări diferite de agregare. Despre cataliză, vezi separat (mai departe).

Inhibitor– o substanță care încetinește viteza de reacție.

Următorul factor este suprafața. Cu cât suprafața reactivului este mai mare, cu atât viteza este mai mare. Să luăm în considerare, folosind un exemplu, efectul gradului de dispersie asupra vitezei de reacție.

CaCO 3 – marmură. Înmuiați marmura cu gresie în acid clorhidric HCI, așteptați cinci minute, se va dizolva complet.

Marmură pudră - vom face aceeași procedură cu ea, se va dizolva în treizeci de secunde.

Ecuația pentru ambele procese este aceeași.

CaC03(s) + HCI (g) = CaCl2(s) + H20 (l) + CO2 (g) ^.

Deci, atunci când adăugați marmură sub formă de pulbere, timpul este mai mic decât atunci când adăugați marmură din plăci, pentru aceeași masă.

Odată cu creșterea suprafeței interfeței, crește viteza reacțiilor eterogene.

Una dintre domeniile chimiei fizice, cinetica chimică, studiază viteza unei reacții chimice și condițiile care afectează schimbarea acesteia. De asemenea, examinează mecanismele acestor reacții și validitatea lor termodinamică. Aceste studii sunt importante nu numai în scopuri științifice, ci și pentru monitorizarea interacțiunii componentelor din reactoare în timpul producției de tot felul de substanțe.

Conceptul de viteză în chimie

Viteza de reacție se numește de obicei o anumită modificare a concentrațiilor compușilor care au intrat în reacție (ΔC) pe unitatea de timp (Δt). Formula matematică pentru viteza unei reacții chimice este următoarea:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Viteza de reacție se măsoară în mol/l∙s dacă are loc pe întregul volum (adică reacția este omogenă) și în mol/m 2 ∙s dacă interacțiunea are loc pe suprafața care separă fazele (adică, reacția este eterogenă). Semnul „-” din formulă se referă la modificări ale concentrațiilor reactanților inițiali, iar semnul „+” se referă la schimbarea concentrațiilor produselor aceleiași reacții.

Exemple de reacții cu viteze diferite

Interacțiunile chimice pot avea loc la viteze diferite. Astfel, rata de creștere a stalactitelor, adică formarea carbonatului de calciu, este de numai 0,5 mm la 100 de ani. Unele reacții biochimice apar lent, cum ar fi fotosinteza și sinteza proteinelor. Coroziunea metalelor are loc la o rată destul de scăzută.

Viteza medie poate fi folosită pentru a descrie reacții care necesită una până la câteva ore. Un exemplu ar fi gatirea, care presupune descompunerea si transformarea compusilor continuti in alimente. Sinteza polimerilor individuali necesită încălzirea amestecului de reacție pentru un anumit timp.

Un exemplu de reacții chimice a căror viteză este destul de mare sunt reacțiile de neutralizare, interacțiunea bicarbonatului de sodiu cu o soluție de acid acetic, însoțită de eliberarea de dioxid de carbon. Se mai poate menționa și interacțiunea azotatului de bariu cu sulfatul de sodiu, în care se observă eliberarea unui precipitat de sulfat de bariu insolubil.

Un număr mare de reacții pot apărea cu viteza fulgerului și sunt însoțite de o explozie. Un exemplu clasic este interacțiunea potasiului cu apa.

Factorii care afectează viteza unei reacții chimice

Este de remarcat faptul că aceleași substanțe pot reacționa între ele la viteze diferite. De exemplu, un amestec de oxigen gazos și hidrogen poate să nu prezinte semne de interacțiune pentru o perioadă destul de lungă de timp, dar atunci când recipientul este scuturat sau lovit, reacția devine explozivă. Prin urmare, cinetica chimică identifică anumiți factori care au capacitatea de a influența viteza unei reacții chimice. Acestea includ:

• natura substanțelor care interacționează;
• concentrația de reactivi;
• schimbarea temperaturii;
• prezența unui catalizator;
• schimbarea presiunii (pentru substanțe gazoase);
• zona de contact între substanțe (dacă vorbim de reacții eterogene).

Influența naturii substanței

O astfel de diferență semnificativă în ratele reacțiilor chimice se explică prin valori diferite ale energiei de activare (Ea). Este înțeles ca o anumită cantitate de energie în exces în comparație cu valoarea medie necesară unei molecule în timpul unei coliziuni pentru a avea loc o reacție. Se măsoară în kJ/mol și valorile sunt de obicei în intervalul 50-250.

Se acceptă în general că dacă E a = 150 kJ/mol pentru orice reacție, atunci la n. u. practic nu curge. Această energie este cheltuită pentru a depăși repulsia dintre moleculele de substanțe și pentru a slăbi legăturile din substanțele originale. Cu alte cuvinte, energia de activare caracterizează puterea legăturilor chimice din substanțe. Pe baza valorii energiei de activare, puteți estima preliminar viteza unei reacții chimice:

• 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, doar o parte foarte mică din ciocnirile de particule vor duce la o reacție, iar viteza acesteia va fi scăzută.

Efectul concentrării

Dependența vitezei de reacție de concentrație este cel mai precis caracterizată de legea acțiunii masei (LMA), care spune:

Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacţionează, ale căror valori sunt luate în puteri corespunzătoare coeficienţilor lor stoichiometrici.

Această lege este potrivită pentru reacții elementare într-o etapă sau pentru orice etapă a interacțiunii substanțelor caracterizate printr-un mecanism complex.

Dacă trebuie să determinați viteza unei reacții chimice, a cărei ecuație poate fi scrisă condiționat ca:

αA+ bB = ϲС, atunci

în conformitate cu formularea de mai sus a legii, viteza poate fi găsită folosind ecuația:

V=k·[A]a·[B]b, unde

a și b sunt coeficienți stoichiometrici,

[A] și [B] sunt concentrațiile compușilor de pornire,

k este constanta de viteză a reacției luate în considerare.

Semnificația coeficientului de viteză al unei reacții chimice este că valoarea sa va fi egală cu viteza dacă concentrațiile compușilor sunt egale cu unități. Trebuie remarcat faptul că pentru calcularea corectă folosind această formulă, merită să se țină cont de starea de agregare a reactivilor. Concentrația solidului este considerată unitate și nu este inclusă în ecuație deoarece rămâne constantă în timpul reacției. Astfel, în calculele conform ZDM sunt incluse doar concentrațiile de substanțe lichide și gazoase. Astfel, pentru reacția de producere a dioxidului de siliciu din substanțe simple, descrise de ecuație

Si (tv) + Ο 2(g) = SiΟ 2(tv) ,

viteza va fi determinată de formula:

Sarcina tipică

Cum s-ar schimba viteza reacției chimice a monoxidului de azot cu oxigenul dacă concentrațiile compușilor de pornire ar fi dublate?

Rezolvare: Acest proces corespunde ecuației reacției:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

Să notăm expresiile pentru viteza de reacție inițială (ᴠ 1) și finală (ᴠ 2):

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] și

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.

Răspuns: a crescut de 8 ori.

Efectul temperaturii

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură a fost determinată experimental de omul de știință olandez J. H. van't Hoff. El a descoperit că viteza multor reacții crește de 2-4 ori cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii. Există o expresie matematică pentru această regulă care arată astfel:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, unde

ᴠ 1 și ᴠ 2 - viteze corespunzătoare la temperaturile Τ 1 și Τ 2;

γ - coeficient de temperatură, egal cu 2-4.

În același timp, această regulă nu explică mecanismul influenței temperaturii asupra vitezei unei anumite reacții și nu descrie întregul set de modele. Este logic să concluzionam că odată cu creșterea temperaturii, mișcarea haotică a particulelor se intensifică și acest lucru provoacă un număr mai mare de ciocniri. Cu toate acestea, acest lucru nu afectează în mod special eficiența coliziunilor moleculare, deoarece depinde în principal de energia de activare. De asemenea, corespondența lor spațială între ele joacă un rol semnificativ în eficiența ciocnirilor de particule.

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură, ținând cont de natura reactivilor, respectă ecuația Arrhenius:

k = A 0 e -Ea/RΤ, unde

A o este un multiplicator;

E a - energia de activare.

Un exemplu de problemă folosind legea lui Van't Hoff

Cum ar trebui modificată temperatura astfel încât viteza unei reacții chimice, al cărei coeficient de temperatură este numeric egal cu 3, să crească de 27 de ori?

Soluţie. Să folosim formula

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

Din condiția ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27 și γ = 3. Trebuie să găsiți ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Transformând formula originală obținem:

V2/V1 =y ΔΤ/10.

Inlocuim valorile: 27 = 3 ΔΤ/10.

Din aceasta este clar că ΔΤ/10 = 3 și ΔΤ = 30.

Răspuns: temperatura trebuie crescută cu 30 de grade.

Efectul catalizatorilor

În chimia fizică, viteza reacțiilor chimice este, de asemenea, studiată în mod activ printr-o secțiune numită cataliză. El este interesat de cum și de ce cantități relativ mici de anumite substanțe cresc semnificativ rata de interacțiune a altora. Substanțele care pot accelera o reacție, dar nu sunt consumate în ea în sine, se numesc catalizatori.

S-a dovedit că catalizatorii modifică mecanismul interacțiunii chimice în sine și contribuie la apariția unor noi stări de tranziție, care se caracterizează prin înălțimi mai mici ale barierei energetice. Adică, ajută la reducerea energiei de activare și, prin urmare, la creșterea numărului de impacturi efective ale particulelor. Un catalizator nu poate provoca o reacție imposibilă din punct de vedere energetic.

Astfel, peroxidul de hidrogen se poate descompune pentru a forma oxigen și apă:

N 2 Ο 2 = N 2 Ο + Ο 2.

Dar această reacție este foarte lentă și în trusele noastre de prim ajutor există neschimbată de destul de mult timp. Când deschideți doar sticle foarte vechi de peroxid, este posibil să observați un ușor zgomot cauzat de presiunea oxigenului pe pereții vasului. Adăugarea doar a câtorva boabe de oxid de magneziu va provoca eliberarea de gaz activ.

Aceeași reacție de descompunere a peroxidului, dar sub influența catalazei, are loc la tratarea rănilor. Organismele vii conțin multe substanțe diferite care cresc viteza reacțiilor biochimice. Ele sunt de obicei numite enzime.

Inhibitorii au efectul opus asupra cursului reacțiilor. Cu toate acestea, acesta nu este întotdeauna un lucru rău. Inhibitorii sunt utilizați pentru a proteja produsele metalice de coroziune, pentru a prelungi durata de valabilitate a alimentelor, de exemplu, pentru a preveni oxidarea grăsimilor.

Zona de contact cu substanța

În cazul în care interacțiunea are loc între compuși care au stări diferite de agregare, sau între substanțe care nu sunt capabile să formeze un mediu omogen (lichide nemiscibile), atunci acest factor afectează semnificativ și viteza reacției chimice. Acest lucru se datorează faptului că reacțiile eterogene au loc direct la interfața dintre fazele substanțelor care interacționează. Evident, cu cât această limită este mai largă, cu atât mai multe particule au posibilitatea de a se ciocni și cu atât reacția are loc mai rapid.

De exemplu, merge mult mai repede sub formă de chips-uri mici decât sub formă de buștean. În același scop, multe solide sunt măcinate într-o pulbere fină înainte de a fi adăugate la soluție. Astfel, creta sub formă de pudră (carbonat de calciu) acționează mai rapid cu acidul clorhidric decât o bucată de aceeași masă. Cu toate acestea, pe lângă creșterea zonei, această tehnică duce și la o ruptură haotică a rețelei cristaline a substanței și, prin urmare, crește reactivitatea particulelor.

Din punct de vedere matematic, viteza unei reacții chimice eterogene se găsește ca modificarea cantității de substanță (Δν) care are loc pe unitatea de timp (Δt) pe unitatea de suprafață

(S): V = Δν/(S·Δt).

Efectul presiunii

O modificare a presiunii în sistem are efect numai atunci când gazele iau parte la reacție. O creștere a presiunii este însoțită de o creștere a moleculelor unei substanțe pe unitatea de volum, adică concentrația acesteia crește proporțional. În schimb, o scădere a presiunii duce la o scădere echivalentă a concentrației reactivului. În acest caz, formula corespunzătoare ZDM este potrivită pentru calcularea vitezei unei reacții chimice.

Sarcină. Cum va crește viteza reacției descrise de ecuație?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

dacă volumul unui sistem închis este redus de trei ori (T=const)?

Soluţie. Pe măsură ce volumul scade, presiunea crește proporțional. Să notăm expresiile pentru vitezele de reacție inițiale (V 1) și finale (V 2):

V 1 = k 2 [Ο 2 ] și

V2 = k·(3·) 2·3·[Ο2] = k·9[ΝΟ]2·3[Ο2].

Pentru a afla de câte ori noua viteză este mai mare decât cea inițială, ar trebui să separați părțile stânga și dreaptă ale expresiilor:

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

Valorile concentrației și constantele vitezei sunt reduse, iar ceea ce rămâne este:

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

Răspuns: viteza a crescut de 27 de ori.

Pentru a rezuma, trebuie remarcat faptul că viteza de interacțiune a substanțelor, sau mai precis, cantitatea și calitatea ciocnirilor particulelor lor, este influențată de mulți factori. În primul rând, acestea sunt energia de activare și geometria moleculelor, care sunt aproape imposibil de corectat. În ceea ce privește condițiile rămase, pentru a crește viteza de reacție ar trebui:

• crește temperatura mediului de reacție;
• crește concentrația compușilor de pornire;
• crește presiunea în sistem sau reduce volumul acestuia dacă vorbim de gaze;
• aduceți substanțe diferite într-o stare de agregare (de exemplu, prin dizolvarea lor în apă) sau măriți zona de contact a acestora.

Viteza de reacție este determinată de o modificare a concentrației molare a unuia dintre reactanți:

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

Unde C 1 și C 2 sunt concentrațiile molare ale substanțelor în timpii t 1 și, respectiv, t 2 (semnul (+) - dacă viteza este determinată de produsul de reacție, semnul (-) - de substanța inițială).

Reacțiile apar atunci când moleculele substanțelor care reacţionează se ciocnesc. Viteza sa este determinată de numărul de ciocniri și de probabilitatea ca acestea să ducă la transformare. Numărul de ciocniri este determinat de concentrațiile substanțelor care reacţionează, iar probabilitatea unei reacții este determinată de energia moleculelor care se ciocnesc.
Factori care influențează viteza reacțiilor chimice.
1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile au loc în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu legături mai puternice. Astfel, ruperea legăturilor din moleculele de H 2 și N 2 necesită energii mari; astfel de molecule sunt ușor reactive. Ruperea legăturilor în moleculele foarte polare (HCl, H 2 O) necesită mai puțină energie, iar viteza de reacție este mult mai mare. Reacțiile dintre ionii din soluțiile de electroliți apar aproape instantaneu.
Exemple
Fluorul reacționează exploziv cu hidrogenul la temperatura camerei, bromul reacționează lent cu hidrogenul când este încălzit.
Oxidul de calciu reacţionează puternic cu apa, eliberând căldură; oxid de cupru - nu reacționează.

2. Concentrarea. Odată cu creșterea concentrației (numărul de particule pe unitate de volum), ciocnirile moleculelor de substanțe care reacţionează apar mai des - viteza de reacție crește.
Legea acțiunii în masă (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților, temperatură și catalizator, dar nu depinde de concentrațiile reactanților.
Sensul fizic al constantei de viteză este că este egală cu viteza de reacție la concentrațiile unitare ale reactanților.
Pentru reacțiile eterogene, concentrația fazei solide nu este inclusă în exprimarea vitezei de reacție.

3. Temperatura. Pentru fiecare creștere de 10°C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori (regula lui van't Hoff). Pe măsură ce temperatura crește de la t 1 la t 2, modificarea vitezei de reacție poate fi calculată folosind formula:

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

(unde Vt 2 și Vt 1 sunt vitezele de reacție la temperaturile t 2 și, respectiv, t 1; g este coeficientul de temperatură al acestei reacții).
Regula lui Van't Hoff este aplicabilă numai într-un interval restrâns de temperatură. Mai precisă este ecuația lui Arrhenius:

• e -Ea/RT

Unde
A este o constantă în funcție de natura reactanților;
R este constanta universală a gazului;

Ea este energia de activare, i.e. energia pe care trebuie să o aibă moleculele care se ciocnesc pentru ca ciocnirea să ducă la o transformare chimică.
Diagrama energetică a unei reacții chimice.

Reacție exotermă	Reacție endotermă

A - reactivi, B - complex activat (stare de tranziție), C - produse.
Cu cât energia de activare Ea este mai mare, cu atât viteza de reacție crește cu creșterea temperaturii.

4. Suprafața de contact a substanțelor care reacţionează. Pentru sistemele eterogene (atunci când substanțele sunt în diferite stări de agregare), cu cât suprafața de contact este mai mare, cu atât reacția are loc mai rapid. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora.

5. Cataliza. Substanțele care participă la reacții și cresc viteza acesteia, rămânând neschimbate la sfârșitul reacției, se numesc catalizatori. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor este asociat cu o scădere a energiei de activare a reacției datorită formării de compuși intermediari. La cataliză omogenă reactivii si catalizatorul constituie o singura faza (sunt in aceeasi stare de agregare), cu cataliză eterogenă- diferite faze (sunt în diferite stări de agregare). În unele cazuri, apariția proceselor chimice nedorite poate fi încetinită brusc prin adăugarea de inhibitori în mediul de reacție (fenomenul " cataliză negativă").

Cunoașterea vitezei reacțiilor chimice este de mare importanță teoretică și practică. De exemplu, în industria chimică, în timpul producerii unei substanțe, dimensiunea și productivitatea echipamentului și cantitatea de produs rezultat depind de viteza de reacție.

Reacțiile chimice diferite au viteze diferite. Unele reacții apar într-o fracțiune de secundă, în timp ce altele durează luni sau chiar ani pentru a se finaliza. Studiile vitezei reacțiilor chimice cinetica chimică.

Conceptele de bază cu care operează cinetica chimică sunt chimice sistemŞi fază:

• Sistem chimic- substanță (un set de substanțe);
• Faza chimica- parte a unui sistem separată de alte părți interfata.

Se numesc sisteme formate dintr-o fază omogen sau omogen, de exemplu, amestecuri sau soluții de gaze. Reacțiile care apar în sisteme omogene se numesc reacții omogene, astfel de reacții apar pe întregul volum al amestecului.

Se numesc sisteme formate din mai multe faze eterogen sau eterogen, de exemplu, lichid + solid. Reacțiile care apar în sisteme eterogene se numesc reacții eterogene, astfel de reacții apar doar la interfață.

Viteza de reacție omogenă

Viteza unei reacții omogene este cantitatea de substanță (ν) formată ca urmare a unei reacții pe unitatea de timp (t) pe unitatea de volum a sistemului (V):

• ν 1 - numărul de moli de substanță la momentul t 1;
• ν 2 - numărul de moli de substanţă la momentul t 2 ;

Concentrația mol-volum substanță (C, mol/l) - raportul dintre numărul de moli ai unei substanțe (ν) și întregul volum al amestecului de reacție (V): С=ν/V.

Viteza unei reacții omogene este egală cu modificarea concentrației reactantului pe unitatea de timp.

În cazul în care vorbim despre concentrația unuia dintre produșii de reacție, în expresie se pune semnul „plus”, dacă vorbim despre concentrația uneia dintre substanțele originale, se pune semnul „minus”. expresia.

Viteza de reacție eterogenă

După cum sa menționat mai sus, principala diferență dintre reacțiile eterogene și cele omogene este că reacția are loc la limita de fază.

Viteza unei reacții eterogene (v het) este cantitatea de substanță (ν) formată pe unitatea de timp (t) pe unitatea de suprafață de interfață (S).

Principalii factori care influențează viteza reacțiilor:

• natura substanțelor care reacţionează;
• concentraţie;
• temperatură;
• catalizatori;
• dimensiunile particulelor de reactiv;
• presiune.

Ultimele două puncte se referă la reacții eterogene.

Natura reactanților

O condiție necesară pentru interacțiunea chimică între moleculele de substanțe este ciocnirea lor între ele în partea „dreaptă” a moleculei, numită zonă cu reactivitate ridicată. Este ca în box: dacă lovitura unui boxer lovește mănușile adversarului, nu va exista nicio reacție; dar dacă lovitura aterizează pe capul adversarului, atunci probabilitatea unui knockout (reacție) crește semnificativ; iar dacă forța de impact (forța de ciocnire a moleculelor) este mare, atunci knockout (reacția) devine inevitabil.

Pe baza celor de mai sus, putem concluziona că, cu cât este mai complexă molecula, cu atât regiunea sa foarte reactivă este mai mică. Prin urmare, cu cât sunt mai mari și mai complexe moleculele substanțelor care reacţionează, cu atât viteza de reacţie este mai lentă.

Concentrația reactivului

Viteza unei reacții este direct proporțională cu numărul de ciocniri moleculare. Cu cât concentrația de reactivi este mai mare, cu atât mai multe ciocniri, cu atât este mai mare viteza de reacție chimică. De exemplu, arderea în oxigen pur are loc mult mai rapid decât în ​​aerul obișnuit.

Cu toate acestea, trebuie spus că în reacții complexe care apar în mai multe etape; o astfel de dependență nu este respectată. Acest lucru vă permite să determinați care dintre reactivi nu este implicat în etapa cea mai lentă a reacției, care determină însăși viteza de reacție.

Se exprimă dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților legea acțiunii în masă, care a fost descoperit în 1867 de oamenii de știință norvegieni Guldberg și Waage.

Viteza (v) a reacției condiționate descrisă de ecuație aA+bB=cC+dD, în conformitate cu legea acțiunii în masă, se va calcula folosind o formulă numită ecuația reacției cinetice:

V=k·[A] a ·[B] b

• [A], [B] - concentrații de substanțe inițiale;
• k este constanta vitezei de reacție, egală cu viteza acestei reacții la concentrații de reactanți egale cu 1 mol fiecare.

k nu depinde de concentratia substantelor care reactioneaza, ci depinde de natura si temperatura acestora.

Folosind ecuația cinetică a unei reacții, puteți determina viteza de modificare a reacției în funcție de modificarea concentrației reactanților.

Exemple de ecuații cinetice:

2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) v=k2CuO(s)+H2(g)=Cu(s)+H2O(g) v=k

Rețineți că ecuațiile cinetice nu includ concentrațiile de solide, ci doar cele gazoase și dizolvate.

Temperatura reactivului

Pe măsură ce temperatura crește, moleculele se mișcă mai repede, prin urmare numărul de ciocniri între ele crește. În plus, energia cinetică a moleculelor crește, ceea ce crește eficiența coliziunilor, care determină în cele din urmă viteza de reacție.

Conform teoria activării, numai moleculele cu energie care depășește o anumită valoare medie pot lua parte la o reacție chimică. Se numește cantitatea de exces din energia medie a moleculelor energii de activare. Această energie este necesară pentru a slăbi legăturile chimice din moleculele substanțelor inițiale. Se numesc molecule care au excesul de energie necesar pentru a le permite să reacționeze molecule active. Cu cât temperatura este mai mare, cu atât mai multe molecule active, cu atât este mai mare viteza de reacție.

Este caracterizată dependența vitezei de reacție de temperatură regula lui van't Hoff:

Din punct de vedere matematic, regula lui van't Hoff este exprimată prin următoarea formulă:

• γ este un coeficient de temperatură care arată o creștere a vitezei de reacție cu o creștere a temperaturii cu 10°C;
• v 1 - viteza de reacție la temperatura t 1;
• v 2 - viteza de reacţie la temperatura t 2 ;

Catalizatori

Catalizatori- acestea sunt substanțe care afectează viteza de reacție, dar nu sunt consumate în sine.

Reacțiile care apar cu participarea catalizatorilor sunt numite reacții catalitice.

Efectul principal al unui catalizator este reducerea energiei de activare a reacției, în urma căruia crește numărul de ciocniri efective de molecule.

Catalizatorii pot accelera reacțiile de milioane de ori!

Există două tipuri de cataliză:

• cataliză omogenă (uniformă).- catalizatorul si reactivii formeaza o singura faza: gaz sau solutie;
• cataliză eterogenă (eterogenă).- catalizatorul este sub forma unei faze independente.

Mecanismul reacțiilor catalitice este foarte complex și complet necunoscut. Conform unei ipoteze științifice, în reacțiile catalitice, un catalizator și un reactiv reacționează pentru a forma un compus intermediar, care reacționează mult mai activ cu o altă substanță inițială pentru a forma produsul final de reacție, în timp ce catalizatorul în sine este eliberat în stare liberă.

De obicei, catalizatorii sunt înțeleși ca substanțe care accelerează o reacție, dar există substanțe care încetinesc cursul unei reacții - se numesc inhibitori.

Se numesc catalizatori biologici enzime. Enzimele sunt proteine.

Dimensiunea particulelor de reactiv

Să luăm un chibrit și să-l aducem la o bucată de cărbune. Este puțin probabil ca cărbunele să aibă timp să se aprindă înainte ca meciul să se stingă. Să măcinam cărbunele și să repetăm ​​experimentul - praful de cărbune nu doar se va aprinde, ci se va aprinde foarte repede - va avea loc o explozie (principalul pericol în minele de cărbune). Ce se întâmplă?

Prin măcinarea cărbunelui, vom crește dramatic suprafața acestuia. Cu cât suprafața pe care au loc ciocnirile moleculare este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai rapidă.

Presiunea reactivului

Presiunea reactanților gazoși este similară cu concentrația lor - cu cât presiunea este mai mare, cu atât concentrația este mai mare - cu atât viteza de reacție este mai mare, deoarece numărul de ciocniri moleculare crește. La fel ca concentrația, presiunea reactanților nu „funcționează” în reacțiile complexe.

În viață întâlnim diferite reacții chimice. Unele dintre ele, precum ruginirea fierului, pot dura câțiva ani. Altele, cum ar fi fermentarea zahărului în alcool, durează câteva săptămâni. Lemnele de foc dintr-o sobă arde în câteva ore, iar benzina dintr-un motor arde într-o fracțiune de secundă.

Pentru a reduce costurile cu echipamentele, fabricile chimice măresc viteza reacțiilor. Și unele procese, de exemplu, deteriorarea alimentelor și coroziunea metalelor, trebuie să fie încetinite.

Viteza de reacție chimică poate fi exprimat ca modificarea cantității de materie (n, modulo) pe unitatea de timp (t) - comparați viteza unui corp în mișcare în fizică ca o modificare a coordonatelor pe unitatea de timp: υ = Δx/Δt. Pentru ca viteza să nu depindă de volumul vasului în care are loc reacția, împărțim expresia la volumul substanțelor care reacţionează (v), adică obținem modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum sau modificarea concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

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

unde c = n / v este concentrația substanței,

Δ (a se citi „delta”) este o desemnare general acceptată pentru o modificare a valorii.

Dacă substanțele au coeficienți diferiți în ecuație, viteza de reacție pentru fiecare dintre ele calculată folosind această formulă va fi diferită. De exemplu, 2 moli de dioxid de sulf au reacţionat complet cu 1 mol de oxigen în 10 secunde într-un litru:

2SO2 + O2 = 2SO3

Rata de oxigen va fi: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Viteza pentru dioxid de sulf: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- acest lucru nu trebuie memorat și spus în timpul examenului, exemplul este dat pentru a nu se încurca dacă apare această întrebare.

Viteza reacțiilor eterogene (care implică solide) este adesea exprimată pe unitatea de suprafață a suprafețelor de contact:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reacțiile sunt numite eterogene atunci când reactanții sunt în faze diferite:

• un solid cu un alt solid, lichid sau gaz,
• două lichide nemiscibile
• lichid cu gaz.

Între substanțe apar reacții omogene într-o fază:

• între lichide bine amestecate,
• gaze,
• substanțe în soluții.

Condiții care afectează viteza reacțiilor chimice

1) Viteza de reacție depinde de natura reactanţilor. Mai simplu spus, diferite substanțe reacționează la viteze diferite. De exemplu, zincul reacționează violent cu acidul clorhidric, în timp ce fierul reacționează destul de lent.

2) Cu cât viteza de reacție este mai mare, cu atât mai rapidă concentraţie substante. Zincul va reacționa mult mai mult timp cu un acid foarte diluat.

3) Viteza de reacție crește semnificativ odată cu creșterea temperatură. De exemplu, pentru ca combustibilul să ardă, acesta trebuie aprins, adică temperatura trebuie crescută. Pentru multe reacții, o creștere de 10°C a temperaturii este însoțită de o creștere de 2-4 ori a vitezei.

4) Viteza eterogen reacțiile crește odată cu creșterea suprafeţele substanţelor care reacţionează. Solidele sunt de obicei măcinate în acest scop. De exemplu, pentru ca fierul și pulberile de sulf să reacționeze atunci când sunt încălzite, fierul de călcat trebuie să fie sub formă de rumeguș fin.

Vă rugăm să rețineți că în acest caz formula (1) este implicită! Formula (2) exprimă viteza pe unitatea de suprafață, prin urmare nu poate depinde de zonă.

5) Viteza de reacție depinde de prezența catalizatorilor sau inhibitorilor.

Catalizatori- substante care accelereaza reactiile chimice, dar nu sunt consumate. Un exemplu este descompunerea rapidă a peroxidului de hidrogen cu adăugarea unui catalizator - oxid de mangan (IV):

2H2O2 = 2H2O + O2

Oxidul de mangan (IV) rămâne în partea de jos și poate fi reutilizat.

Inhibitori- substante care incetinesc reactia. De exemplu, la un sistem de încălzire a apei se adaugă inhibitori de coroziune pentru a prelungi durata de viață a țevilor și radiatoarelor. În mașini, inhibitori de coroziune sunt adăugați la lichidul de frână și lichid de răcire.

Încă câteva exemple.