Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama: malom prilikom formiranja stalaktita i stalagmita, prosječnom brzinom pri kuhanju hrane, trenutno tokom eksplozije. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim otopinama.
Određivanje brzine hemijske reakcije, kao i rasvetljavanje njene zavisnosti od uslova procesa, zadatak je hemijske kinetike - nauke o obrascima hemijskih reakcija tokom vremena.
Ako se kemijske reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer u rastvoru ili u gasnoj fazi, tada se interakcija reagujućih supstanci dešava u celom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.
(v homog) se definira kao promjena količine tvari po jedinici vremena po jedinici volumena:
gdje je Δn promjena broja molova jedne supstance (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije); Δt - vremenski interval (s, min); V je zapremina gasa ili rastvora (l).
Pošto odnos količine supstance i zapremine predstavlja molarnu koncentraciju C, onda
Dakle, brzina homogene reakcije se definira kao promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:
ako se volumen sistema ne promijeni.
Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine), ili između tvari koje nisu u stanju da formiraju homogeni medij (na primjer, između tekućina koje se ne miješaju), tada se događa samo na kontaktne površine supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.
Definira se kao promjena količine tvari po jedinici vremena na jediničnoj površini.
gdje je S površina kontakta tvari (m 2, cm 2).
Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije vanjski je faktor koji promatra istraživač. Zapravo, svi procesi se odvijaju na mikro nivou. Očigledno, da bi neke čestice reagovale, prvo se moraju sudariti, i to efikasno: ne raspršiti se kao loptice u različitim smjerovima, već na način da se „stare veze“ razbiju ili oslabe u česticama, a „nove“ mogu oblik.“, a za to čestice moraju imati dovoljno energije.
Izračunati podaci pokazuju da, na primjer, u plinovima sudari molekula pri atmosferskom pritisku iznose milijarde u sekundi, odnosno sve reakcije treba da se odvijaju trenutno. Ali nije. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju da proizvede efikasan sudar.
Minimalni višak energije koju čestica (ili par čestica) mora imati da bi došlo do efektivnog sudara naziva se aktivaciona energija Ea.
Dakle, na putu ulaska svih čestica u reakciju postoji energetska barijera jednaka energiji aktivacije E a . Kada je mali, postoji mnogo čestica koje ga mogu savladati, a brzina reakcije je visoka. U suprotnom, potrebno je “push”. Kada donesete šibicu da zapali spirit lampu, dajete dodatnu energiju E a potrebnu za efikasan sudar molekula alkohola sa molekulima kiseonika (prevazilaženje barijere).
Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogo faktora. Glavni su: priroda i koncentracija reaktanata, pritisak (u reakcijama koje uključuju plinove), temperatura, djelovanje katalizatora i površina reaktanata u slučaju heterogenih reakcija.
Temperatura
Kako temperatura raste, u većini slučajeva brzina kemijske reakcije značajno raste. U 19. vijeku Holandski hemičar J. X. van't Hoff formulirao je pravilo:
Svakih 10°C povećanje temperature dovodi do povećanjabrzina reakcije 2-4 puta(ova vrijednost se naziva temperaturni koeficijent reakcije).
Kako temperatura raste, prosječna brzina molekula, njihova energija i broj sudara se neznatno povećavaju, ali se udio "aktivnih" molekula koji sudjeluju u efektivnim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo povećava. Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:
gdje su v t 1 i v t 2 brzine reakcije, respektivno, na krajnjoj t 2 i početnoj t 1 temperaturi, a γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa svakih 10 °C porasta na temperaturi.
Međutim, da bi se povećala brzina reakcije, povećanje temperature nije uvijek primjenjivo, jer se početne tvari mogu početi raspadati, rastvarači ili same tvari mogu ispariti itd.
Endotermne i egzotermne reakcije
Poznato je da je reakcija metana s atmosferskim kisikom praćena oslobađanjem velike količine topline. Stoga se koristi u svakodnevnom životu za kuhanje, grijanje vode i grijanje. Prirodni plin koji se kućama isporučuje kroz cijevi sastoji se od 98% metana. Reakcija kalcijum oksida (CaO) s vodom također je praćena oslobađanjem velike količine topline.
Šta ove činjenice mogu ukazivati? Kada se u produktima reakcije formiraju nove hemijske veze, više energije nego što je potrebno za razbijanje hemijskih veza u reagensima. Višak energije se oslobađa u obliku topline, a ponekad i svjetlosti.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (energija (svjetlost, toplota));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energija (toplota)).
Takve reakcije treba da se dese lako (kao što se kamen lako kotrlja nizbrdo).
Reakcije u kojima se oslobađa energija nazivaju se EXOTHERMAL(od latinskog “exo” - van).
Na primjer, mnoge redoks reakcije su egzotermne. Jedna od ovih prekrasnih reakcija je intramolekularna oksidacija-redukcija koja se odvija unutar iste soli - amonijevog dihromata (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energija).
Druga stvar je reakcija. Oni su analogni kotrljanju kamena uz brdo. Još uvijek nije bilo moguće dobiti metan iz CO 2 i vode, a potrebno je snažno zagrijavanje da se dobije živi kreč CaO iz kalcijum hidroksida Ca(OH) 2. Ova reakcija se događa samo uz konstantan protok energije izvana:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energija (toplota))
Ovo sugerira da je za razbijanje hemijskih veza u Ca(OH) 2 potrebno više energije nego što se može osloboditi tokom formiranja novih hemijskih veza u molekulima CaO i H 2 O.
Reakcije u kojima se energija apsorbuje nazivaju se ENDOTHERMIC(od “endo” - prema unutra).
Koncentracija reaktanata
Promjena tlaka kada plinovite tvari sudjeluju u reakciji također dovodi do promjene koncentracije ovih tvari.
Da bi došlo do hemijske interakcije između čestica, one se moraju efikasno sudariti. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, shodno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo gori u čistom kisiku. U tom slučaju se razvija temperatura dovoljna da se metal otopi. Na osnovu velike količine eksperimentalnog materijala, 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage, a nezavisno od njih 1865., ruski naučnik N. I. Beketov formulisao je osnovni zakon hemijske kinetike, koji utvrđuje zavisnost reakcije. stopa na koncentraciju reagujućih supstanci.
Brzina kemijske reakcije proporcionalna je proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Ovaj zakon se također naziva zakon masovne akcije.
Za reakciju A + B = D, ovaj zakon će biti izražen na sljedeći način:
Za reakciju 2A + B = D, ovaj zakon će biti izražen na sljedeći način:
Ovdje su C A, C B koncentracije supstanci A i B (mol/l); k 1 i k 2 - koeficijenti proporcionalnosti, koji se nazivaju konstante brzine reakcije.
Fizičko značenje konstante brzine reakcije je lako ustanoviti - ona je numerički jednaka brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata 1 mol/l ili njihov proizvod jednak jedan. U ovom slučaju je jasno da konstanta brzine reakcije ovisi samo o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari.
Zakon masovne akcije ne uzima u obzir koncentraciju reaktanata u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije su obično konstantne.
Na primjer, za reakciju sagorijevanja uglja, izraz brzine reakcije treba napisati na sljedeći način:
tj. brzina reakcije je proporcionalna samo koncentraciji kisika.
Ako jednadžba reakcije opisuje samo ukupnu kemijsku reakciju koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može na složen način ovisiti o koncentracijama polaznih tvari. Ova zavisnost se utvrđuje eksperimentalno ili teoretski na osnovu predloženog mehanizma reakcije.
Djelovanje katalizatora
Moguće je povećati brzinu reakcije upotrebom posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa manjom energijom aktivacije. Zovu se katalizatori (od latinskog katalysis - uništenje).
Katalizator djeluje kao iskusan vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (prevazilaženje zahtijeva mnogo truda i vremena i nije dostupno svima), već duž njemu poznatih obilaznih staza, duž kojih možete savladati planinu mnogo lakše i brže.
Istina, na zaobilaznici se ne može stići baš tamo gdje vodi glavni prijevoj. Ali ponekad je to upravo ono što je potrebno! Upravo tako djeluju katalizatori koji se nazivaju selektivnim. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali dušikov oksid (II) nalazi primjenu u proizvodnji dušične kiseline.
Katalizatori- To su supstance koje učestvuju u hemijskoj reakciji i menjaju njenu brzinu ili smer, ali na kraju reakcije ostaju nepromenjene kvantitativno i kvalitativno.
Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama i transportu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside u izduvnim plinovima automobila u bezopasni dušik).
Postoje dvije vrste katalize.
Homogena kataliza, u kojem su i katalizator i reaktanti u istom agregacijskom stanju (fazi).
Heterogena kataliza, u kojem su katalizator i reaktanti u različitim fazama. Na primjer, razgradnja vodikovog peroksida u prisustvu čvrstog katalizatora mangan (IV) oksida:
Sam katalizator se ne troši kao rezultat reakcije, ali ako se na njegovoj površini adsorbiraju druge tvari (oni se nazivaju katalitički otrovi), tada površina postaje neoperabilna i potrebna je regeneracija katalizatora. Stoga, prije izvođenja katalitičke reakcije, polazni materijali se temeljito pročišćavaju.
Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom koristi se čvrsti katalizator - vanadijev (V) oksid V 2 O 5:
U proizvodnji metanola koristi se čvrsti "cink-hrom" katalizator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Biološki katalizatori - enzimi - rade vrlo efikasno. Po hemijskoj prirodi oni su proteini. Zahvaljujući njima, složene kemijske reakcije se odvijaju velikom brzinom u živim organizmima na niskim temperaturama.
Poznate su i druge zanimljive supstance - inhibitori (od latinskog inhibere - odlagati). Reaguju s aktivnim česticama velikom brzinom i stvaraju niskoaktivne spojeve. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju raznim supstancama kako bi se spriječili neželjeni procesi.
Na primjer, otopine vodikovog peroksida stabiliziraju se pomoću inhibitora.
Priroda supstanci koje reaguju (njihov sastav, struktura)
Značenje energije aktivacije je faktor kroz koji se utiče na uticaj prirode reagujućih supstanci na brzinu reakcije.
Ako je energija aktivacije niska (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Ako je energija aktivacije visoka(> 120 kJ/mol), to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Brzina takve reakcije je stoga vrlo niska. Na primjer, napredak reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.
Ako energije aktivacije kemijskih reakcija imaju srednje vrijednosti (40120 kJ/mol), tada će brzine takvih reakcija biti prosječne. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etil alkoholom, dekolorizaciju bromne vode sa etilenom, interakciju cinka sa hlorovodoničnom kiselinom itd.
Kontaktna površina reagujućih supstanci
Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, odnosno heterogenih, ovisi, pod jednakim ostalim stvarima, o svojstvima ove površine. Poznato je da se kreda u prahu otapa mnogo brže u hlorovodoničnoj kiselini nego komad krede jednake težine.
Povećanje brzine reakcije prvenstveno je posljedica povećanje kontaktne površine polaznih supstanci, kao i niz drugih razloga, na primjer, kršenje strukture "ispravne" kristalne rešetke. To dovodi do činjenice da su čestice na površini nastalih mikrokristala mnogo reaktivnije od istih čestica na „glatkoj“ površini.
U industriji, za izvođenje heterogenih reakcija, koristi se "fluidizirani sloj" za povećanje kontaktne površine reagujućih supstanci, dovod početnih supstanci i uklanjanje proizvoda. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline, pirit se peče korištenjem "fluidiziranog sloja".
Referentni materijal za polaganje testa:
Tabela Mendeljejeva
Tablica rastvorljivosti
Efekat pritiska na brzinu reakcije zavisi od red reakcije. Ako temperatura ostane nepromijenjena i zadan je sastav početne mješavine plinova, tada pomoću jednadžbe stanja za svaku koncentraciju možemo napisati: p a=aR m T, p b=bR m T. Evo A, b,…, su molarne koncentracije, i p a, p b, ..., - parcijalni pritisci odgovarajućih gasova. Ako je ukupan broj molova po jedinici zapremine z, onda na potpuno isti način se može pisati str=zR m T, Gdje R- ukupni pritisak. Dakle, , …itd. Vrijednosti... itd. su relativne volumetrijske koncentracije. Označavajući ih sa A, IN... itd., dobijamo: p a=Ap,
Gdje ; p b =Bp, . Hajde da razmotrimo monomolekularni proces opisan jednadžbom:
u ovom slučaju, brzina transformacije supstance je direktno proporcionalna pritisku: ~ str.
Za bimolekularni reakcije:
tj. ~ str 2. Prema tome za trimolekularni reakcije koje dobijamo:
Gdje k- konstanta brzine reakcije.
2.2. Energija aktivacije. Arrheniusov zakon
Povećava se broj međusobnih sudara reagujućih molekula ~, što doprinosi povećanju brzine reakcije. Na primjer, za mnoge reakcije, povećanje temperature od samo 10°C dovodi do povećanja konstante brzine za faktor 2-4.
Primjer. Poluživot jodida vodika prema jednačini 2HJ→H 2 +J 2. At T = Poluživot 373K je 314.000 godina, sa T=666K smanjuje se na 1,3 sata, a na T=973K t 1/2 = 0.12sec.
Arrhenius: da bi došlo do kemijske reakcije potrebno je prethodno slabljenje ili prekid unutarnjih veza stabilne molekule, za što se mora utrošiti određena količina energije E . Što je veća toplinska energija sudarajućih molekula, veća je vjerovatnoća preuređenja unutrašnjih veza i stvaranja novih molekula. At E= const učestalost sudara koji završavaju reakcijom će rasti mnogo brže od .
Energija potrebna za prevladavanje energetske barijere koja sprječava približavanje reagujućih molekula i stvaranje produkta reakcije naziva se energija aktivacije E a. Dakle, elementarni čin hemijske reakcije nastaje samo u sudaru onih molekula čija je kinetička energija veća od E a.
Energija aktivacije E a obično veća od prosječne energije toplinskog kretanja molekula. Što je energija aktivacije manja, to će češće dolaziti do sudara molekula, što dovodi do stvaranja produkta reakcije, a brzina kemijske reakcije će biti veća. Povećati T dovodi do povećanja broja molekula sa prekoračenjem viška energije E a. Ovo objašnjava povećanje brzine hemijske reakcije sa povećanjem temperature (slika 2.1).
Rice. 2.1. Toplota sagorevanja Q i aktivacionu energiju E=u max - u 1
U najjednostavnijim slučajevima, konstante brzine kemijskih reakcija mogu se odrediti na osnovu općih odnosa teorije molekularne kinetike (vidi, na primjer,).
Označimo sa p A I p in broj molekula A i B u 1 cm 3 . Brzina reakcije će biti jednaka broju Z takvi sudari molekula A i B u jedinici vremena, čija je energija veća od energije aktivacije E . Za idealan gas Z određuje se na osnovu Maxwell–Boltzmannovog zakona raspodjele energije:
Ovdje je prosječni efektivni prečnik sudarajućih molekula, je smanjena molekulska težina, R m = 8.315∙10 7 erg/deg - univerzalna plinska konstanta, m A, m B - molekulske težine.
U većini slučajeva eksperimentalne vrijednosti su mnogo manje od teoretskih. Zbog toga se u formulu za proračun uvodi takozvani probabilistički ili sterički koeficijent R. Kao rezultat toga, formula za izračunavanje brzine bimolekularne reakcije, tzv Arrhenius formula, ima sljedeći oblik:
Upoređujući rezultujuću formulu sa jednačinom (2.8) za reakcije drugog reda, možemo dobiti izraz za konstantu brzine ove reakcije:
Snažan uticaj temperature na brzinu reakcije objašnjava se uglavnom Arrheniusovim faktorom. Stoga se u približnim proračunima često pretpostavlja da je predeksponencijalni faktor nezavisan od T.
Analiza formule (2.12) pokazuje da sa povećanjem T, brzina rasta W prvo raste, dostiže određenu maksimalnu vrijednost, a zatim opada, drugim riječima, kriva W u odnosu na T ima prevojnu tačku. Izjednačavajući sa nulom drugi izvod W u odnosu na T, nalazimo temperaturu koja odgovara tački pregiba:
Lako je uočiti da je ova temperatura prilično visoka. Na primjer, pri E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. Pri korištenju formule (2.12) za numeričke proračune treba uzeti u obzir dimenzije veličina koje su u nju uključene.
Formula (2.12) se može napisati na sljedeći način:
gdje je predeksponencijalni faktor, tj. ukupan broj sudara pri n A =n B =1 molekul/cm 3. Ponekad R takođe uključen u predeksponencijalni faktor.
Za procijenjene proračune reda brzine reakcije, vrijednost k 0 se može uzeti za temperaturu T=300K jednako 10 -10 cm 3 /(molekul∙sec) (za d avg "4∙10 -8 i m A =m B "30).
Brzina hemijske reakcije jednaka promeni količine supstance u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora.U zavisnosti od vrste hemijske reakcije (homogena ili heterogena), priroda reakcionog prostora se menja. Reakcionim prostorom se obično naziva oblast u kojoj je hemijski proces lokalizovan: zapremina (V), površina (S).
Reakcioni prostor homogenih reakcija je zapremina ispunjena reagensima. Budući da se omjer količine tvari i jedinice volumena naziva koncentracija (c), brzina homogene reakcije jednaka je promjeni koncentracije polaznih tvari ili produkta reakcije tijekom vremena. Postoje prosječne i trenutne brzine reakcije.
Prosječna brzina reakcije je:
gdje su c2 i c1 koncentracije polaznih tvari u trenucima t2 i t1.
Znak minus “-” u ovom izrazu se stavlja kada se brzina pronalazi kroz promjenu koncentracije reagensa (u ovom slučaju Dc< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Brzina reakcije u datom trenutku ili trenutna (prava) brzina reakcije v jednaka je:
Brzina reakcije u SI ima jedinicu [mol×m-3×s-1], ostale jedinice veličine [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Brzina heterogene hemijske reakcije v naziva se promjena količine reaktanta (Dn) po jedinici vremena (Dt) po jedinici površine površine (S) i određuje se formulom:
ili putem izvedenice:
Jedinica za brzinu heterogene reakcije je mol/m2 ×s.
Primjer 1. Hlor i vodonik su pomešani u posudi. Smjesa je zagrijana. Nakon 5 s koncentracija klorovodika u posudi postala je jednaka 0,05 mol/dm3. Odrediti prosječnu brzinu stvaranja klorovodika (mol/dm3 s).
Rješenje. Određujemo promjenu koncentracije klorovodika u posudi 5 s nakon početka reakcije:
gdje su c2, c1 konačne i početne molarne koncentracije HCl.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Izračunajte prosječnu brzinu stvaranja hlorovodonika, koristeći jednadžbu (3.1):
Odgovor: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Primjer 2. U posudi zapremine 3 dm3 javlja se sljedeća reakcija:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Početna masa vodonika je 1 g. Nakon 2 s nakon početka reakcije, masa vodonika postaje 0,4 g. Odrediti prosječnu brzinu stvaranja C2H6 (mol / dm "× s).
Rješenje. Masa vodika koja je ušla u reakciju (mpror (H2)) jednaka je razlici između početne mase vodika (mref (H2)) i konačne mase neizreagovanog vodonika (tk (H2)):
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Izračunajmo količinu vodonika:
= 0,3 mol.
Odredite količinu nastalog C2H6:
Prema jednačini: od 2 mola H2 ® nastaje 1 mol C2H6;
Prema uslovu: od 0,3 mola H2 nastaje ® x mol C2H6.
n(S2N6) = 0,15 mol.
Izračunavamo koncentraciju formiranog C2H6:
Nalazimo promjenu koncentracije C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Izračunajmo prosječnu brzinu formiranja C2H6 pomoću jednačine (3.1):
Odgovor: =0,025 mol/dm3 ×s.
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije . Brzina hemijske reakcije određena je sljedećim glavnim faktorima:
1) prirodu reagujućih supstanci (aktivaciona energija);
2) koncentracija reagujućih supstanci (zakon dejstva mase);
3) temperatura (van't Hoffovo pravilo);
4) prisustvo katalizatora (aktivaciona energija);
5) pritisak (reakcije sa gasovima);
6) stepen mlevenja (reakcije sa čvrstim materijama);
7) vrsta zračenja (vidljivo, UV, IR, rendgensko).
Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije izražava se osnovnim zakonom kemijske kinetike - zakonom djelovanja mase.
Zakon masovne akcije . Godine 1865., profesor N.N. Beketov je prvi put iznio hipotezu o kvantitativnom odnosu između masa reaktanata i vremena reakcije: "...privlačenje je proporcionalno proizvodu aktivnih masa." Ova hipoteza je potvrđena u zakonu masovne akcije, koji su 1867. ustanovila dva norveška hemičara K. M. Guldberg i P. Waage. Moderna formulacija zakona masovnog djelovanja je sljedeća: pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Za reakciju aA + bB = tM + nN, kinetička jednadžba zakona djelovanja mase ima oblik:
, (3.5)
gdje je brzina reakcije;
k- koeficijent proporcionalnosti, koji se naziva konstanta brzine hemijske reakcije (at = 1 mol/dm3 k je numerički jednako ); - koncentracija reagensa uključenih u reakciju.
Konstanta brzine hemijske reakcije ne zavisi od koncentracije reagensa, već je određena prirodom reaktanata i uslovima za odvijanje reakcija (temperatura, prisustvo katalizatora). Za određenu reakciju koja se odvija pod datim uslovima, konstanta brzine je konstantna vrijednost.
Primjer 3. Napišite kinetičku jednadžbu zakona djelovanja mase za reakciju:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Rješenje. Jednačina (3.5) za ovu hemijsku reakciju ima sljedeći oblik:
.
Za heterogene kemijske reakcije, jednadžba zakona djelovanja mase uključuje koncentracije samo onih tvari koje se nalaze u plinovitoj ili tečnoj fazi. Koncentracija supstance u čvrstoj fazi je obično konstantna i uključena je u konstantu brzine.
Primjer 4. Napišite kinetičku jednadžbu zakona djelovanja mase za reakcije:
a) 4Fe(t) + 3O2(g) = 2Fe2O3(t);
b) CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).
Rješenje. Jednačina (3.5) za ove reakcije imat će sljedeći oblik:
Budući da je kalcijev karbonat čvrsta tvar, čija se koncentracija ne mijenja u toku reakcije, odnosno u ovom slučaju je brzina reakcije na određenoj temperaturi konstantna.
Primjer 5. Koliko će se puta povećati brzina reakcije oksidacije dušikovog oksida (II) kisikom ako se koncentracije reagensa udvostruče?
Rješenje. Zapisujemo jednačinu reakcije:
2NO + O2= 2NO2.
Označimo početnu i konačnu koncentraciju reagensa kao c1(NO), cl(O2) i c2(NO), c2(O2), redom. Na isti način označavamo početnu i konačnu brzinu reakcije: vt, v2. Zatim, koristeći jednačinu (3.5), dobijamo:
.
Prema uslovu, c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Nalazimo v2 =k2 ×2cl(O2).
Pronađite koliko će se puta brzina reakcije povećati:
Odgovor: 8 puta.
Utjecaj pritiska na brzinu kemijske reakcije je najznačajniji za procese koji uključuju plinove. Kada se pritisak promijeni n puta, volumen se smanjuje, a koncentracija se povećava n puta, i obrnuto.
Primjer 6. Koliko će se puta povećati brzina hemijske reakcije između gasovitih supstanci koje reaguju prema jednačini A + B = C ako se pritisak u sistemu udvostruči?
Rješenje. Pomoću jednačine (3.5) izražavamo brzinu reakcije prije povećanja tlaka:
.
Kinetička jednačina nakon povećanja pritiska imat će sljedeći oblik:
.
Kada se pritisak poveća za 2 puta, zapremina gasne mešavine prema Boyle-Mariotteovom zakonu (rU = const) će se takođe smanjiti za 2 puta. Posljedično, koncentracija tvari će se povećati za 2 puta.
Dakle, c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Onda
Određujemo koliko će se puta brzina reakcije povećati s povećanjem pritiska.
U životu se susrećemo sa različitim hemijskim reakcijama. Neki od njih, poput rđanja gvožđa, mogu trajati nekoliko godina. Za druge, kao što je fermentacija šećera u alkohol, potrebno je nekoliko sedmica. Drva za ogrjev u peći izgore za nekoliko sati, a benzin u motoru izgori u djeliću sekunde.
Da bi smanjili troškove opreme, hemijska postrojenja povećavaju brzinu reakcija. I neki procesi, na primjer, kvarenje hrane i korozija metala, moraju se usporiti.
Brzina hemijske reakcije može se izraziti kao promjena količine materije (n, modulo) po jedinici vremena (t) - uporedi brzinu tijela u pokretu u fizici kao promjenu koordinata po jedinici vremena: υ = Δx/Δt. Da brzina ne zavisi od zapremine posude u kojoj se reakcija odvija, izraz podelimo sa zapreminom reagujućih supstanci (v), tj. promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena, ili promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δs/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
gdje je c = n / v koncentracija supstance,
Δ (čitaj “delta”) je općenito prihvaćena oznaka za promjenu vrijednosti.
Ako tvari imaju različite koeficijente u jednadžbi, brzina reakcije za svaku od njih izračunata pomoću ove formule bit će različita. Na primjer, 2 mola sumpor-dioksida potpuno su reagirala s 1 molom kisika za 10 sekundi u 1 litri:
2SO2 + O2 = 2SO3
Stopa kiseonika će biti: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Brzina za sumpor dioksid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- ovo ne treba pamtiti i govoriti na ispitu, dat je primjer da ne bude zabune ako se pojavi ovo pitanje.
Brzina heterogenih reakcija (koje uključuju čvrste tvari) često se izražava po jedinici površine dodirnih površina:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reakcije se nazivaju heterogene kada su reaktanti u različitim fazama:
- čvrsta supstanca s drugom čvrstom tvari, tekućinom ili plinom,
- dve tečnosti koje se ne mešaju
- tečnost sa gasom.
Homogene reakcije se javljaju između supstanci u jednoj fazi:
- između dobro izmešanih tečnosti,
- gasovi,
- supstance u rastvorima.
Uslovi koji utiču na brzinu hemijskih reakcija
1) Brzina reakcije zavisi od priroda reaktanata. Jednostavno rečeno, različite tvari reagiraju različitom brzinom. Na primjer, cink reagira burno sa hlorovodoničnom kiselinom, dok željezo reagira prilično sporo.
2) Brzina reakcije je veća, što je veća koncentracija supstance. S visoko razrijeđenom kiselinom, cinku će biti potrebno znatno duže da reagira.
3) Brzina reakcije značajno raste sa povećanjem temperatura. Na primjer, da bi gorivo sagorjelo, potrebno ga je zapaliti, odnosno povećati temperaturu. Za mnoge reakcije, povećanje temperature za 10°C je praćeno povećanjem brzine 2-4 puta.
4) Brzina heterogena reakcije se povećavaju sa povećanjem površine reaktanata. Čvrste materije za ovo se obično drobe. Na primjer, da bi željezo i sumporni prah reagirali kada se zagrijavaju, željezo mora biti u obliku fine piljevine.
Imajte na umu da se u ovom slučaju formula (1) podrazumijeva! Formula (2) izražava brzinu po jedinici površine, stoga ne može ovisiti o površini.
5) Brzina reakcije zavisi od prisustva katalizatora ili inhibitora.
Katalizatori- supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije, ali se ne troše. Primjer je brza razgradnja vodikovog peroksida uz dodatak katalizatora - mangan (IV) oksida:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2
Mangan(IV) oksid ostaje na dnu i može se ponovo koristiti.
Inhibitori- supstance koje usporavaju reakciju. Na primjer, inhibitori korozije se dodaju u sistem grijanja vode kako bi se produžio vijek trajanja cijevi i baterija. U automobilima se inhibitori korozije dodaju kočionoj i rashladnoj tečnosti.
Još nekoliko primjera.
Prilikom pisanja kinetičke jednačine reakcije za plinovite sisteme umjesto koncentracije (C) upisuje se pritisak (P) reaktanata, jer je promjena tlaka u sistemu slična promjeni koncentracije. Povećanje pritiska u sistemu uzrokuje smanjenje zapremine sistema za isti iznos, dok se koncentracija reagensa po jedinici zapremine povećava na isti način. Kako pritisak opada, zapremina sistema se povećava, a koncentracija po jedinici zapremine se shodno tome smanjuje.
Primjeri i rješenja problema.
Primjer 1.
Brzina koje reakcije je veća ako je po jedinici vremena po jedinici volumena kao rezultat prve reakcije nastalo 9 g vodene pare, a kao rezultat druge reakcije 3,65 g klorovodika?
Brzina reakcije mjeri se brojem molova tvari koja nastaje po jedinici volumena u jedinici vremena. Molarna masa vode Molarna masa hlorovodonika 
zatim brzina prve reakcije,
mol/l×s,
i brzinu druge reakcije
će 
mol/l.
Brzina stvaranja vodene pare je veća jer je broj molova stvaranja vodene pare veći od broja molova stvaranja hlorovodonika.
Primjer 2.
Reakcija između supstanci A i B izražava se jednadžbom: A+2B®C. Početna koncentracija supstance A je 0,3 mol/l, a supstance B 0,5 mol/l. Konstanta brzine je 0,4. Odredite brzinu reakcije nakon nekog vremena kada se koncentracija tvari A smanji za 0,1 mol/l.
Koncentracija supstance A smanjena je za 0,1 mol/l. Dakle, na osnovu jednadžbe reakcije, koncentracija supstance B smanjena je za 0,2 mol/l, budući da supstanci B prethodi koeficijent 2. Tada će koncentracija supstance A nakon nekog vremena postati jednaka 0,3-0,1 = 0,2 mola / l, a koncentracija B je 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Odredite brzinu reakcije:
Mol/l×s
Primjer 3.
Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se koncentracija NO poveća za 3 puta? Prema zakonu djelovanja mase zapisujemo izraz za brzinu reakcije:
.
Kada se koncentracija NO poveća za 3 puta, brzina reakcije će biti:
Brzina reakcije će se povećati 9 puta.
Primjer 4.
Odredite kako će se promijeniti brzina reakcije 
ako povećate pritisak u sistemu za 2 puta.
Povećanje pritiska u sistemu za 2 puta će uzrokovati smanjenje zapremine sistema za 2 puta, dok će se koncentracije reagujućih supstanci povećati za 2 puta.
Prema zakonu djelovanja mase zapisujemo početnu brzinu reakcije 
i sa 2 puta povećanjem pritiska:
, .
Brzina reakcije će se povećati 8 puta.
Primjer 5.
Izračunajte početne koncentracije tvari A i B u sistemu A+3B=2C, ako su ravnotežne koncentracije tvari A 0,1 mol/l, tvari B 0,2 mol/l, tvari C 0,7 mol/l.
Koncentraciju supstance A koja je utrošena na reakciju nalazimo tako što sastavljamo udio prema jednadžbi reakcije:
2 mol/l C dobijeno iz 1 mol/l A,
0,7 mol/l C ®x mol/l × A.
mol/l A.
Prema tome, početna koncentracija supstance A je:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Nađite koncentraciju supstance B utrošenu na reakciju.
Omjer pravimo prema jednadžbi reakcije:
2 mol/l C dobijeno iz 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
Tada je početna koncentracija supstance B:
mol/l.
Primjer 6.
Na temperaturi od 40 0 C nastalo je 0,5 mol/l supstance A. Koliko mol/l A nastaje ako se temperatura poveća na 80 0 C? Temperaturni koeficijent reakcije je 2.
Koristeći Van't Hoffovo pravilo, zapisujemo izraz za brzinu reakcije na 80 0 C:
.
Zamjenom ovih problema u jednačinu dobijamo:
Na 80 0 C nastaje 8 mol/l supstance A.
Primjer 7
Izračunajte promjenu konstante brzine reakcije koja ima energiju aktivacije od 191 kJ/mol kada se temperatura poveća sa 330 na 400 K.
Napišimo Arrheniusovu jednačinu za uslov problema:
gdje je R univerzalna plinska konstanta jednaka 8,32 J/k(K×mol).
gdje će promjena konstante brzine biti:
Test zadaci
61. Brzina hemijske reakcije
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
pri koncentracijama reaktanata =0,3 mol/l i =0,15 mol/l bio je 1,2·10-3 mol/(l·s). Pronađite vrijednost konstante brzine reakcije.
62. Za koliko stepeni treba povećati temperaturu sistema tako da se brzina reakcije u njemu poveća 30 puta (=2,5)?
63. Koliko puta treba povećati koncentraciju ugljičnog monoksida u sistemu?
2CO = CO2+ C,
tako da se brzina reakcije poveća 4 puta?
64. Koliko puta treba povećati pritisak da bi brzina reakcije stvaranja NO2 bila prema reakciji
povećao 1000 puta?
65. Reakcija se odvija prema jednačini
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Koncentracije polaznih supstanci prije početka reakcije bile su: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Koliko će se puta promijeniti brzina reakcije u odnosu na početnu u trenutku kada polovina dušikovog oksida ima vremena da reagira?
66. Koliko puta će se povećati konstanta brzine hemijske reakcije kada se temperatura poveća za 40, ako je =3,2?
67. Napišite izraz za brzinu hemijske reakcije koja se odvija u homogenom sistemu prema jednačini
i odredi koliko će se puta brzina ove reakcije povećati ako:
a) koncentracija A će se smanjiti za 2 puta;
b) koncentracija A će se povećati za 2 puta;
c) koncentracija B će se povećati za 2 puta;
d) koncentracija obje tvari će se povećati za 2 puta.
68. Koliko puta treba povećati koncentraciju vodonika u sistemu?
N2 + 3H2= 2NH3,
tako da se brzina reakcije poveća 100 puta?
69. Izračunajte temperaturni koeficijent brzine reakcije ako je njegova konstanta brzine na 100 C 0,0006, a na 150 C 0,072.
70. Reakcija između dušikovog oksida (II) i hlora odvija se prema jednadžbi
2NO + Cl2= 2NOCl.
Kako se brzina reakcije mijenja sa povećanjem:
a) koncentracija dušikovog oksida je 2 puta;
b) koncentracija hlora 2 puta;
c) koncentracije obje supstance su 2 puta?
HEMIJSKA RAVNOTEŽA
Primjeri rješavanja problema
Hemijska ravnoteža je stanje sistema u kojem su brzine prednjih i obrnutih hemijskih reakcija jednake, a koncentracije reagujućih supstanci se ne menjaju tokom vremena.
Kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže je konstanta ravnoteže. Konstanta ravnoteže pri konstantnoj temperaturi jednaka je omjeru proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i umnožaka ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci, uzetih u stepenu njihovih stehiometrijskih koeficijenata, i predstavlja konstantnu vrijednost.
Općenito, za homogenu reakciju mA+ nB« pC+qD
konstanta ravnoteže je:
Ovu jednačinu izražavamo zakonom djelovanja mase za reverzibilnu reakciju.
Kada se vanjski uvjeti promijene, kemijska ravnoteža se pomjera, izražena u promjeni ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci i produkta reakcije. Smjer pomaka ravnoteže određen je Le Chatelierovim principom: ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomjera u smjeru koji slabi vanjski utjecaj.
Hemijska ravnoteža se može pomjeriti pod utjecajem promjena koncentracije reagujućih supstanci, temperature i pritiska.
Sa povećanjem koncentracije polaznih supstanci, ravnoteža će se pomeriti u skladu sa Le Chatelierovim principom prema produktima reakcije, a sa povećanjem koncentracija produkata - prema polaznim supstancama.
Kada se temperatura promijeni (poveća), ravnoteža se pomjera prema endotermnoj reakciji (D H > 0), koja se javlja pri apsorpciji topline, tj. brzina prednje reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče prema produktima reakcije. U slučaju egzotermne reakcije (DH > 0), kako temperatura raste, brzina reverzne reakcije će se povećati, što će osigurati apsorpciju topline, a ravnoteža će se pomjeriti prema polaznim supstancama.
Ako reakcija uključuje tvari u plinovitom stanju, tada se kemijska ravnoteža može pomaknuti promjenom tlaka. Povećanje pritiska je ekvivalentno povećanju koncentracije reaktanata. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče ka reakciji sa manje molova gasovitih supstanci, a kako pritisak opada, ka reakciji sa većim brojem molova gasovitih supstanci.
Primjer 1.
Izračunajte početne koncentracije tvari A i B u homogenom sistemu A + 3B «2C, ako su ravnotežne koncentracije A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Poznato je da je početna koncentracija supstance jednaka zbroju ravnotežne koncentracije i koncentracije utrošene na reakciju, tj. reagovao:
Da biste ga pronašli, morate znati koliko je supstanca A reagirala.
Računamo sastavljanjem omjera prema jednadžbi reakcije:
2mol/l C dobijeno iz 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
Izračunavamo početnu koncentraciju supstance B:
Da ga pronađemo, napravimo proporciju:
2 mol/l C dobijeno iz 3 mol/l B
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B
x = (0,7 × 3) / 2 = 1,05 mol / l
Tada je početna koncentracija B:
Primjer 2.
Izračunajte ravnotežne koncentracije supstanci u sistemu A + B “C + D, pod uslovom da su početne koncentracije supstanci: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Konstanta ravnoteže je 1.
Pretpostavimo da su do trenutka ravnoteže supstance A x reagovali molovi. Na osnovu jednačine reakcije, ravnotežne koncentracije će biti:
;
budući da je prema jednadžbi reakcije za supstancu B bila potrebna ista količina reakcije kao što je reagovala supstanca A.
Vrijednosti ravnotežnih koncentracija zamjenjujemo u konstantu ravnoteže i nalazimo x.
onda: 
Primjer 3.
Uspostavljena je ravnoteža u sistemu: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
U kom smjeru će se ravnoteža pomjeriti kako temperatura pada?
Ova direktna reakcija je endotermna, tj. ide sa apsorpcijom toplote, dakle, kada se temperatura u sistemu smanji, ravnoteža će se, u skladu sa Le Chatelierovim principom, pomeriti ulevo, prema obrnutoj reakciji, koja je egzotermna.
Primjer 4.
Ravnoteža sistema A + B « AB uspostavljena je pri sljedećim koncentracijama tvari: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže i početne koncentracije tvari. 72. Početne koncentracije dušikovog (II) oksida i hlora u sistemu
2NO + Cl2 2NOCl
su 0,5 mol/l i 0,2 mol/l, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je do trenutka ravnoteže reagiralo 20 dušikov oksid.
73. Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije reagensa reverzibilne hemijske reakcije su
2A(g)+B(g) 2C(g)
bili [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže i početne koncentracije tvari A i B.
74. Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije u sistemu
bili su redom: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže i početnu kon-
koncentracija sumporovog (IV) oksida i kiseonika.
75. Kada je sistem u ravnoteži
koncentracije uključenih supstanci bile su: = 0,3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Izračunajte kako će se promijeniti brzine reakcije naprijed i nazad ako se pritisak poveća 5 puta. U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža?
76. Izračunajte konstantu ravnoteže reverzibilne reakcije
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
ako je ravnotežna koncentracija = 0,04 mol/l, a početne koncentracije tvari = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Sistemska ravnoteža
CO + Cl2 COCl2,
utvrđeno pri sljedećim koncentracijama reaktanata: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Odredite konstantu ravnoteže i početne koncentracije ugljičnog monoksida i hlora.
78. Početne koncentracije ugljičnog monoksida (II) i vodene pare su jednake i iznose 0,03 mol/l. Izračunajte ravnotežne koncentracije CO, H2O i H2 u sistemu
CO + H2O CO2+ H2,
ako je ravnotežna koncentracija CO2 bila jednaka 0,01 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže.
79. Odrediti ravnotežnu koncentraciju vodonika u sistemu
ako je početna koncentracija HJ bila 0,05 mol/l, a konstanta ravnoteže K = 0,02.
80. Konstanta ravnoteže sistema
CO + H2O CO2+ H2
na određenoj temperaturi jednaka je 1. Izračunajte procentualni sastav smjese u ravnoteži ako su početne koncentracije CO i H2O 1 mol/l.
