Kemialliset reaktiot etenevät eri nopeuksilla. Jotkut niistä valmistuvat kokonaan pienissä sekunnin murto-osissa, toiset suoritetaan minuuteissa, tunneissa, päivissä; tunnetaan reaktioita, joiden eteneminen kestää useita vuosia. Lisäksi sama reaktio voi edetä nopeasti tietyissä olosuhteissa, esimerkiksi korotetuissa lämpötiloissa, ja hitaasti toisissa, esimerkiksi jäähtyessään; tässä tapauksessa ero saman reaktion nopeudessa voi olla hyvin suuri.

Kun tarkastellaan kysymystä kemiallisen reaktion nopeudesta, on tarpeen erottaa toisistaan ​​homogeenisessa järjestelmässä tapahtuvat reaktiot (homogeeniset reaktiot) ja heterogeenisessä järjestelmässä tapahtuvat reaktiot (heterogeeniset reaktiot).

MÄÄRITELMÄ

järjestelmä Kemiassa on tapana viitata tarkasteltavana olevaan aineeseen tai aineiden joukkoon. Tässä tapauksessa järjestelmä vastustaa ulkoista ympäristöä - järjestelmää ympäröivät aineet.

On olemassa homogeenisia ja heterogeenisia järjestelmiä. homogeeninen kutsutaan järjestelmäksi, joka koostuu yhdestä vaiheesta, heterogeeninen- järjestelmä, joka koostuu useista vaiheista. vaihe kutsutaan järjestelmän osaksi, joka on erotettu muista osistaan ​​rajapinnalla ja jonka läpi kulkiessaan ominaisuudet muuttuvat äkillisesti.

Esimerkki homogeenisesta järjestelmästä voi olla mikä tahansa kaasuseos (kaikki kaasut eivät kovin korkeissa paineissa liukenevat loputtomasti toisiinsa) tai useiden aineiden liuos yhdessä liuottimessa.

Esimerkkejä heterogeenisistä systeemeistä ovat seuraavat järjestelmät: vesi ja jää, kyllästetty liuos sedimentillä, hiili ja rikki ilmassa.

Jos reaktio etenee homogeenisessa järjestelmässä, se tapahtuu tämän järjestelmän koko tilavuudessa. Jos reaktio etenee heterogeenisen järjestelmän muodostavien aineiden välillä, se voi tapahtua vain järjestelmän muodostavien faasien rajapinnoilla. Tässä suhteessa homogeenisen reaktion nopeus ja heterogeenisen reaktion nopeus määritellään eri tavalla.

MÄÄRITELMÄ

Homogeenisen reaktion nopeus kutsutaan aineen määräksi, joka tulee reaktioon tai muodostuu reaktion aikana aikayksikköä kohti järjestelmän tilavuusyksikössä.

Heterogeenisen reaktion nopeus kutsutaan aineen määräksi, joka tulee reaktioon tai muodostuu reaktion aikana aikayksikköä kohti faasin pinta-alayksikköä kohti.

Molemmat määritelmät voidaan kirjoittaa matemaattiseen muotoon. Otetaan käyttöön merkintä: υ homogeeni - reaktionopeus homogeenisessa järjestelmässä; υ h eterogeeni - reaktionopeus heterogeenisessä systeemissä n - minkä tahansa reaktiosta syntyvän aineen moolimäärä; V on järjestelmän tilavuus; t-aika; S on sen faasin pinta-ala, jolla reaktio etenee; Δ - lisäysmerkki (Δn = n 2 - n 1; AT = t 2 - t 1). Sitten

υ homogeeni = Δn/ (V × AT);

υ heterogeeni = ∆n / (S × ∆t).

Ensimmäinen näistä yhtälöistä voidaan yksinkertaistaa. Aineen määrän (n) suhde järjestelmän tilavuuteen (V) on aineen moolipitoisuus (c): c=n/V, josta Δc=Δn/V ja lopuksi:

υ homogeeni = ∆c / ∆t.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele	Tee kaavat kahdelle rautaoksidille, jos raudan massaosuudet niissä ovat 77,8 % ja 70,0 %.
Ratkaisu	Etsi kunkin kuparioksidin massaosuus: ω 1 (O) = 100 % - ω 1 (Fe) = 100 % - 77,8 % \u003d 22,2 %; ω 2 (O) \u003d 100 % - ω 2 (Fe) \u003d 100 % - 70,0 % \u003d 30,0 %. Merkitään yhdisteen muodostavien alkuaineiden moolien lukumäärä "x" (rauta) ja "y" (happi). Sitten moolisuhde näyttää tältä (D.I. Mendelejevin jaksollisesta taulukosta otetut suhteellisten atomimassojen arvot pyöristetään kokonaislukuihin): x:y \u003d w 1 (Fe) / Ar (Fe): ω1 (O) / Ar (O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Joten ensimmäisen rautaoksidin kaava on FeO. x:y \u003d w 2 (Fe) / Ar (Fe): ω 2 (O) / Ar (O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1:1,5 = 2:3. Joten toisen rautaoksidin kaava on Fe 2 O 3 .
Vastaus	FeO, Fe2O3

ESIMERKKI 2

Harjoittele	Tee kaava vedyn, jodin ja hapen yhdisteelle, jos siinä olevien alkuaineiden massaosuudet: ω(H) = 2,2%, ω(I) = 55,7%, ω(O) = 42,1%.
Ratkaisu	Alkuaineen X massaosuus HX-koostumuksen molekyylissä lasketaan seuraavalla kaavalla: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Merkitään yhdisteen muodostavien alkuaineiden moolien lukumäärä "x" (vety), "y" (jodi), "z" (happi). Sitten moolisuhde näyttää tältä (D.I. Mendelejevin jaksollisesta taulukosta otetut suhteellisten atomimassojen arvot pyöristetään kokonaislukuiksi): x:y:z = ω(H)/Ar(H): ω(I)/Ar(I): co(O)/Ar(O); x:y:z = 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z = 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1:6. Joten kaava vedyn, jodin ja hapen yhdistämiseksi näyttää H 5 IO 6:lta.
Vastaus	H5IO6

Kemiallisen reaktion nopeus

Kemiallisen reaktion nopeus- yhden reagoivan aineen määrän muutos aikayksikköä kohden reaktiotilayksikössä. Se on kemiallisen kinetiikan avainkäsite. Kemiallisen reaktion nopeus on aina positiivinen, joten jos sen määrää alkuperäinen aine (jonka pitoisuus pienenee reaktion aikana), niin tuloksena oleva arvo kerrotaan -1:llä.

Esimerkiksi reaktiolle:

nopeuden lauseke näyttää tältä:

. Kemiallisen reaktion nopeus kullakin hetkellä on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksiin, nostettuna tehoihin, jotka vastaavat niiden stoikiometrisiä kertoimia.

Alkuainereaktioissa eksponentti kunkin aineen pitoisuusarvossa on usein yhtä suuri kuin sen stoikiometrinen kerroin; monimutkaisissa reaktioissa tätä sääntöä ei noudateta. Konsentraation lisäksi seuraavat tekijät vaikuttavat kemiallisen reaktion nopeuteen:

• reagoivien aineiden luonne,
• katalyytin läsnäolo
• lämpötila (van't Hoff-sääntö),
• paine,
• reagoivien aineiden pinta-ala.

Jos tarkastelemme yksinkertaisinta kemiallista reaktiota A + B → C, huomaamme sen välitön kemiallisen reaktion nopeus ei ole vakio.

Kirjallisuus

• Kubasov A. A. Kemiallinen kinetiikka ja katalyysi.
• Prigogine I., Defey R. Kemiallinen termodynamiikka. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., katalyyttisten reaktioiden kineettiset mallit, Novosibirsk: Nauka (Siperian haara), 1983-255 s.

Wikimedia Foundation. 2010 .

Katso, mikä "kemiallisen reaktion nopeus" on muissa sanakirjoissa:

Kemiallisen kinetiikan peruskäsite. Yksinkertaisissa homogeenisissa reaktioissa kemiallisen reaktion nopeus mitataan reagoineen aineen moolimäärän muutoksella (järjestelmän vakiotilavuudessa) tai minkä tahansa lähtöaineen pitoisuuden muutoksella ... Iso tietosanakirja

KEMIALLINEN REAKTIONOPEUS- kemian peruskäsite. kinetiikka, joka ilmaisee reagoineen aineen määrän (mooleina) suhteen siihen aikaan, jonka aikana vuorovaikutus tapahtui. Koska reagoivien aineiden pitoisuudet muuttuvat vuorovaikutuksen aikana, nopeus on yleensä ... Suuri ammattikorkeakoulun tietosanakirja

kemiallisen reaktion nopeus- arvo, joka kuvaa kemiallisen reaktion voimakkuutta. Reaktiotuotteen muodostumisnopeus on tämän tuotteen määrä reaktion tuloksena aikayksikköä kohti tilavuusyksikköä kohti (jos reaktio on homogeeninen) tai ... ...

Kemiallisen kinetiikan peruskäsite. Yksinkertaisissa homogeenisissa reaktioissa kemiallisen reaktion nopeus mitataan muutoksella reagoineen aineen moolimäärässä (järjestelmän vakiotilavuudessa) tai muutoksella minkä tahansa lähtöaineen pitoisuudessa ... tietosanakirja

Arvo, joka kuvaa kemiallisen reaktion voimakkuutta (katso Kemialliset reaktiot). Reaktiotuotteen muodostumisnopeus on tämän tuotteen määrä, joka syntyy reaktiosta aikayksikköä kohti tilavuusyksikkönä (jos ... ...

Main kemian käsite. kinetiikka. Yksinkertaisille homogeenisille reaktioille S. x. R. mitataan muutoksella va:ssa reagoineiden moolien lukumäärässä (järjestelmän vakiotilavuudessa) tai minkä tahansa alkuperäisen in- tai reaktiotuotteen pitoisuuden muutoksella (jos järjestelmän tilavuus ...

Monimutkaisille reaktioille, jotka koostuvat useista. vaiheet (yksinkertaiset tai alkuainereaktiot), mekanismi on joukko vaiheita, joiden seurauksena va:ssa olevat alkuvaiheet muunnetaan tuotteiksi. Näissä reaktioissa oleva välituote voi toimia molekyyleinä, ... ... Luonnontiede. tietosanakirja

- (englanniksi nukleofiilinen substituutioreaktio) substituutioreaktiot, joissa hyökkäyksen suorittaa nukleofiilinen reagenssi, jossa on jakamaton elektronipari. Nukleofiilisissä substituutioreaktioissa poistuvaa ryhmää kutsutaan nukleofugiksi. Kaikki... Wikipedia

Yhden aineen muuttuminen toiseksi, erilaiseksi kuin alkuperäinen kemiallinen koostumus tai rakennus. Jokaisen tietyn alkuaineen atomien kokonaismäärä sekä itsensä kemiallisia alkuaineita, ainesosat, jäävät R. x. muuttumaton; tämä R. x ... Suuri Neuvostoliiton tietosanakirja

piirustusnopeus- metallin liikkeen lineaarinen nopeus suulakkeen ulostulossa, m/s. Nykyaikaisissa vetokoneissa vetonopeus on 50-80 m/s. Nopeus ei kuitenkaan pääsääntöisesti ylitä langan vedon aikana 30–40 m/s. Klo…… Ensyklopedinen metallurgian sanakirja

Kemiallisen tasapainon saavuttamiseksi palautuvien reaktioiden aikana tarvitaan tietty aika, joka riippuu reaktiojärjestelmän muodostavien aineiden luonteesta. Ominaisuutta varten käytetään määrää - kemiallisen reaktion nopeutta.
Reaktionopeus on arvo, joka osoittaa, kuinka jonkin aineen pitoisuus muuttuu aikayksikköä kohti.
Tasapainotilan saavuttamisen nopeuttamiseksi on nostettava reaktion nopeutta. Tärkeimmät tavat nostaa reaktionopeutta ovat lämpötilan nostaminen, pitoisuuden muuttaminen ja katalyytin lisääminen.
1. Lämpötilan vaikutus . Homogeenisissa systeemeissä (kaasuseokset, nestemäiset liuokset) tapahtuvat kemialliset reaktiot tapahtuvat hiukkasten törmäyksen vuoksi. Jokainen reagoivien hiukkasten törmäys ei kuitenkaan johda tuotteiden muodostumiseen. Vain hiukkaset, joilla on lisääntynyt energia - aktiiviset hiukkaset, pystyy suorittamaan kemiallisen reaktion. Lämpötilan noustessa hiukkasten kineettinen energia kasvaa ja aktiivisten hiukkasten määrä kasvaa, joten

Reaktionopeuden riippuvuus lämpötilasta määräytyy van't Hoffin säännöllä:

Van't Hoff -sääntö on likimääräinen ja soveltuu vain lämpötilan vaikutuksen likimääräiseen arviointiin reaktionopeuteen.
2. Katalyytin vaikutus. Katalyytit ovat aineita, jotka lisäävät kemiallisen reaktion nopeutta. Ne ovat vuorovaikutuksessa reagenssien kanssa muodostaen kemiallisen väliyhdisteen ja vapautuvat reaktion lopussa.
Katalyyttien vaikutusta kemiallisiin reaktioihin kutsutaan katalyysi. Sen mukaan, missä aggregaatiotilassa katalyytti ja lähtöaineet sijaitsevat, on erotettava:
homogeeninen katalyysi (katalyytti muodostaa homogeenisen järjestelmän lähtöaineiden kanssa, esimerkiksi kaasuseoksen;
heterogeeninen katalyysi (katalyytti ja lähtöaineet ovat eri faaseissa; katalyysi tapahtuu rajapinnassa).
3. Reagenssien pitoisuuden vaikutus .Kun ainakin yhden reagoivan aineen pitoisuus kasvaa, kemiallisen reaktion nopeus kasvaa kineettisen yhtälön mukaisesti.
Tarkastellaan yleistä reaktioyhtälöä: aA + bB = cC + dD. Tätä reaktiota varten kineettinen yhtälö on muodossa:

Kineettisestä yhtälöstä on helppo määrittää suhteellisuuskertoimen merkitys k , jota kutsutaan reaktion nopeusvakioksi. Se on numeerisesti yhtä suuri kuin reaktionopeus, kun kunkin reagoivan aineen pitoisuus on 1 mol/l. Nopeusvakio riippuu lähtöaineiden luonteesta, mutta ei riipu niiden pitoisuuksista.

Homogeeniset prosessit, eli homogeenisessa väliaineessa tapahtuvat prosessit (nestemäiset tai kaasumaiset seokset, joissa ei ole järjestelmän osia toisistaan ​​erottavia rajapintoja) ovat teollisuudessa suhteellisen harvinaisia. Puhtaasti homogeenisen järjestelmän saaminen on vaikeaa, koska mikä tahansa aine sisältää epäpuhtauksia. Monissa teollisissa prosesseissa ilmaa pidetään homogeenisena väliaineena, ja ammoniakin hapetusprosessissa samaa ilmaa pidetään heterogeenisena väliaineena, koska siinä on pölyä ja kosteutta. Raaka-aine sisältää aina epäpuhtauksia. Siksi vain ehdollisesti niitä voidaan pitää homogeenisina tuotantoprosessit jotka virtaavat kaasu- tai nestefaasissa. Homogeenisissa systeemeissä reaktiot etenevät nopeammin kuin heterogeenisissä systeemeissä. Homogeenisessa ympäristössä tapahtuvien homogeenisten prosessien toteuttaminen ja hallinta helpottuu suuresti. Laitteisto on myös helpompi. Siksi monet teolliset heterogeeniset prosessit sisältävät vaiheena homogeenisen kemiallisen prosessin kaasu- tai nestefaasissa. Teollisuus käyttää järjestelmän homogenisointia suoritettaessa kemiallista reaktiota homogeenisessa väliaineessa eri tavoilla:

1) Kaasujen imeytyminen, höyryjen kondensoituminen, kiinteiden aineiden liukeneminen tai sulaminen, mikä johtaa nestemäiseen väliaineeseen, jossa reaktiot etenevät nopeammin.

2) Nesteiden haihdutus tai niistä tarvittavien komponenttien erottaminen kaasufaasiin ja reaktion suorittaminen kaasufaasissa.

Homogeeniset prosessit kaasufaasissa käytetään laajalti orgaanisten aineiden tekniikassa. Näiden prosessien suorittamiseksi eloperäinen aine haihtuu, ja sitten sen höyryt käsitellään yhdellä tai toisella kaasumaisella komponentilla: kloorilla, typen oksideilla, rikkidioksidilla jne. Höyryfaasipyrolyysi, jossa kemialliset hajoamisreaktiot suoritetaan höyryfaasissa, on saanut merkittävää käyttöä, vaikka prosessi kokonaisuudessaan on heterogeeninen, sillä höyryfaasissa tapahtuvia kemiallisia reaktioita edeltää hiilivetyjen haihtuminen. Useista prosesseista, menee nestefaasiin, voidaan katsoa johtuvan homogeenisista emästen neutralointiprosesseista mineraalisuolojen tekniikassa ilman kiinteän suolan muodostumista.

homogeeniset prosessit, yleensä mennä kineettiselle alueelle, ts. prosessin kokonaisnopeus määräytyy kemiallisen reaktion nopeuden mukaan, joten reaktioiden mallit soveltuvat myös kaasumaisessa ja nestemäisessä väliaineessa tapahtuviin prosesseihin. Kinetiikan näkökulmasta kemialliset reaktiot voidaan luokitella molekylaarisuuden mukaan eli kemiallisen muuntamisen alkeistapahtumaan samanaikaisesti osallistuvien molekyylien lukumäärän ja reaktion järjestyksen mukaan. Reaktion järjestys on yhtä suuri kuin eksponentien summa kineettisessä reaktioyhtälössä reaktanttien pitoisuuksilla. Useimmiten reaktion järjestys ei ole sama kuin sen molekulaarisuus. Molekyylisyyden mukaan reaktiot jaetaan mono-, bi- ja trimekylaarisiin ja järjestyksessä - ensimmäiseen, toiseen ja murto-osaan.

1. Yksimolekyylinen (yksimolekyylinen) reaktiot. Nämä sisältävät:

– molekyylin sisäisten uudelleenjärjestelyjen reaktiot A → D, esimerkiksi isomeroituminen, inversio;

– hajoamisreaktiot A → D + D′.

Esimerkki on etaanin halkeilu

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2

2. Bimolekylaarinen (bimolekyylinen), jossa alkuainetoimi suoritetaan kahden identtisen (2A) tai vastakkaisen (A + B) lähtöaineen molekyylin kohtaamisen seurauksena. Bimolekylaariset reaktiot voidaan puolestaan ​​jakaa:

– additioreaktiot A + A → AA, A + B → AB ja hajoaminen 2A → D + D′

- substituutio- tai vaihtoreaktiot A + BB ′ → AB + B ′

– kaksoisvaihtoreaktiot АА′ +ВВ′ → АВ + А′В′

Bimolekylaariset additioreaktiot sisältävät atomin tai radikaalin lisäämisen tyydyttymättömän yhdisteen molekyyliin ja tyydyttyneiden molekyylien yhdistämisen. Esimerkiksi,

C 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6,

H 2 + І 2 → 2НІ

Substituutio- tai vaihtoreaktiot sisältävät suuren määrän atomien ja radikaalien reaktioita erilaisten molekyylien kanssa. Tyypillinen kaksoisvaihtoreaktio liuoksessa

KCl + NaNO 3 → ΝaCl + KNO 3

3.Trimolekulaarinen, kun kolme molekyyliä kohtaavat ja ovat kemiallisesti vuorovaikutuksessa, voi tapahtua additio-, vaihto- ja rekombinaatioreaktioita.

3A → D, 2A + B → D + D′… A + A′ + B → D + D′….

Näin rautakloridin ja tinakloridin vuorovaikutus etenee vesiliuoksessa

2FeCl 3 + SnCl 2 ↔2FeCl 2 + SnCl 4

Jokaisella edellä mainituista reaktiotyypeistä on oma kineettinen yhtälönsä, joka yhdistää reagoivien aineiden pitoisuudet ajan kanssa. Reagenssien pitoisuuksien vaikutus määräytyy massan vaikutuksen lain mukaan, joka on kemiallisen kinetiikan peruslaki. Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta muuttuu voimakkaasti reaktion järjestyksen kasvaessa. Lähtöaineiden pitoisuuden kasvaessa reaktion nopeus tasapainosaannon saavuttamiseen kasvaa mitä enemmän, mitä korkeampi reaktio on. Reaktionopeus riippuu voimakkaimmin niiden lähtöaineiden pitoisuuksista, jotka ovat mukana suurin osa kemiallisten reaktioiden yhtälöihin. Tässä tapauksessa monimolekyylisten reaktioiden nopeus kasvavilla pitoisuuksilla kasvaa nopeammin kuin pienempien kertalukujen reaktioiden nopeus. Reagenssien pitoisuuksien lisäämiseksi homogeenisissa järjestelmissä, seuraavia menetelmiä:

– kaasut: erotus kaasuseoksesta väkevämmässä muodossa, puristus tai nesteyttäminen, kaasujen liuottaminen reaktion suorittamiseksi liuoksessa;

- nesteille: haihdutus, jäädytys, joka mahdollistaa reagensseilla kyllästetyn liuoksen saamisen tai reagenssin lisääminen liuokseen.

Paine vaikuttaa sekä eteenpäin että taaksepäin suuntautuvien reaktioiden nopeuden kasvuun suhteessa reagoivien molekyylien määrään. Paine vaikuttaa siis pääasiassa reagenssien pitoisuuksien nousun kautta, mikä pätee käytännössä kaasumaisessa väliaineessa tapahtuviin reaktioihin, erityisesti tilavuuden pienentyessä. Paineella on hyvin vähän vaikutusta liuosten reaktioiden nopeuteen. Sekoitus kiihdyttää diffuusioalueella tapahtuvia prosesseja, koska hidas molekyylidiffuusio korvataan reagenssien nopealla konvektiivisella siirrolla reaktiovyöhykkeelle.

Tyypillisesti pitoisuus ilmaistaan ​​mol⁄l ja aika ilmaistaan ​​sekunteina tai minuutteina. . Jos esimerkiksi jonkin reagoivan aineen alkupitoisuus oli 1 mol⁄l, ja 4 s jälkeen. reaktion alusta lähtien siitä tuli 0,6 mol⁄l, sitten keskimääräinen reaktionopeus on (1-0,6) ⁄ 4 \u003d 0,1 mol⁄ (l∙s).

Harkitse sisään yleisnäkymä yhtälön mukaisesti etenevän reaktion nopeus

A + B = C + D (1)

Kun ainetta A kulutetaan, reaktionopeus laskee. Tästä seuraa, että reaktion nopeus voidaan määrittää vain tietyn ajanjakson ajaksi.

Koska aineen A pitoisuus hetkellä t 1 mitataan arvolla c 1 ja hetkellä t 2 - arvolla c 2, niin ajanjakson ∆t \u003d t 2 - t 1 muutos aineen pitoisuus on ∆c \u003d c 2 - c 1, josta määritetään keskimääräinen reaktionopeus (υ)

υ \u003d - (c 2 - c 1 ⁄ t 2 - t 1) \u003d ∆c⁄∆t

Miinusmerkki laitetaan, koska huolimatta aineen A pitoisuuden laskusta ja sen seurauksena eron c 2 - c 1 negatiivisesta arvosta, reaktionopeus voi olla vain positiivinen arvo.

Voit myös seurata yhden reaktiotuotteen - aineiden C tai D pitoisuuden muutosta; se kasvaa reaktion aikana, ja siksi yhtälön oikealle puolelle on laitettava plusmerkki.

Koska reaktionopeus muuttuu koko ajan, vain kemiallisessa kinetiikassa todellinen reaktionopeus υ , eli nopeus tietyllä hetkellä.

Kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttavat tekijät.

Kemiallisen reaktion nopeus riippuu:

1. lähtöaineiden luonne ja reaktio-olosuhteet

2. lähtöaineiden pitoisuudet c;

3. lämpötila t;

4. katalyyttien läsnäolo;

5. sekä joistakin muista tekijöistä (esimerkiksi paineesta - kaasureaktioista, jauhamisesta - kiinteistä aineista, säteilyaltistumisesta).

Reagenssien pitoisuuksien vaikutus.

Jotta aineet A ja B voisivat olla kemiallisesti vuorovaikutuksessa, niiden molekyylien (hiukkasten) on törmättävä. Mitä enemmän törmäyksiä, sitä nopeammin reaktio etenee. Törmäysten määrä on sitä suurempi, mitä suurempi on reagoivien aineiden pitoisuus.

Näin ollen laajan kokeellisen materiaalin perusteella muotoillaan kemiallisen kineetiikan peruslaki, joka määrittää reaktionopeuden riippuvuuden reagoivien aineiden pitoisuudesta:

kemiallisen reaktion nopeus on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon.

Reaktiolle (1) tämä laki ilmaistaan ​​yhtälöllä

υ \u003d k c A ∙ c B tai υ \u003d k [A] ∙ [B] ,

missä c A ja c B tai [A] ja [B] ovat aineiden A ja B pitoisuudet, mol⁄l;

k - suhteellisuuskerroin, jota kutsutaan reaktion nopeusvakioksi. Kemiallisen kinetiikan peruslakia kutsutaan usein massatoiminnan laiksi.

Yleensä, jos reaktio tapahtuu samaan aikaan t aineen A molekyylejä ja n aineen B molekyyliä, ts.

reaktionopeusyhtälö on:

υ \u003d k[A] m ∙ [B] n,

Tämä yhtälö on matemaattinen ilmaus massatoiminnan laista yleisessä muodossa.

Näistä yhtälöistä se on helppo määrittää vakion fyysinen merkitys nopeus k: se on numeerisesti yhtä suuri kuin reaktionopeus, kun kunkin reagoivan aineen pitoisuudet ovat 1 mol⁄l tai kun niiden tuote on yhtä suuri kuin yksi.

Reaktionopeusvakio riippuu lähtöaineiden luonteesta ja lämpötilasta, mutta ei riipu niiden pitoisuuksista.

Kemiallisen kinetiikan peruslaki ei ota huomioon kiinteässä tilassa olevia reagoivia aineita, koska niiden pitoisuudet ovat vakioita ja ne reagoivat vain pinnalla.

Joten esimerkiksi hiilen palamisreaktiolle:

C + O 2 \u003d CO 2

reaktionopeus on verrannollinen vain happipitoisuuteen: υ = k[О 2 ].

Lämpötilan vaikutus. Reaktionopeuden riippuvuus lämpötilasta määräytyy van't Hoffin säännöllä:
jokaista 10 ◦ lämpötilan nousua kohti useimpien reaktioiden nopeus kasvaa kertoimella 2–4.

Matemaattisesti tämä riippuvuus ilmaistaan ​​suhteella

V t2 = V t1 γ t2 - t 1 ⁄ 10

Missä Vt1 ja Vt2 ovat reaktionopeudet alku- ja loppulämpötiloissa, ja γ on reaktionopeuden lämpötilakerroin, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvaa, kun reagoivien aineiden lämpötila nousee 10 ◦ .

Kemialliset reaktiot etenevät eri nopeuksilla: pienellä nopeudella - tippukivikivipylväiden muodostumisen aikana, keskimääräisellä nopeudella - ruoan kypsennyksen aikana, välittömästi - räjähdyksen aikana. Reaktiot vesiliuoksissa ovat erittäin nopeita.

Kemiallisen reaktion nopeuden määrittäminen sekä sen riippuvuuden selvittäminen prosessin olosuhteista on kemiallisen kinetiikan tehtävä - tiede kemiallisten reaktioiden kulkua ajassa säätelevistä laeista.

Jos kemiallisia reaktioita tapahtuu homogeenisessa väliaineessa, esimerkiksi liuoksessa tai kaasufaasissa, niin reagoivien aineiden vuorovaikutus tapahtuu koko tilavuudessa. Tällaisia ​​reaktioita kutsutaan homogeeninen.

(v homog) määritellään muutokseksi aineen määrässä aikayksikköä kohti tilavuusyksikköä kohti:

missä Δn on muutos yhden aineen moolimäärässä (useimmiten alkuperäisessä, mutta se voi olla myös reaktiotuote); At - aikaväli (s, min); V on kaasun tai liuoksen tilavuus (l).

Koska aineen määrän suhde tilavuuteen on moolipitoisuus C, niin

Siten homogeenisen reaktion nopeus määritellään muutoksena yhden aineen pitoisuudessa aikayksikköä kohti:

jos järjestelmän äänenvoimakkuus ei muutu.

Jos reaktio tapahtuu eri aggregaatiotilassa olevien aineiden välillä (esimerkiksi kiinteän aineen ja kaasun tai nesteen välillä) tai sellaisten aineiden välillä, jotka eivät pysty muodostamaan homogeenista väliainetta (esimerkiksi sekoittumattomien nesteiden välillä), se tapahtuu vain aineiden kosketuspinnalla. Tällaisia ​​reaktioita kutsutaan heterogeeninen.

Se määritellään aineen määrän muutoksena aikayksikköä kohti pintayksikköä kohti.

missä S on aineiden kosketuspinta-ala (m 2, cm 2).

Muutos aineen määrässä, jolla reaktionopeus määräytyy, on tutkijan havaitsema ulkoinen tekijä. Itse asiassa kaikki prosessit suoritetaan mikrotasolla. On selvää, että jotta jotkut hiukkaset voisivat reagoida, niiden täytyy ensin törmätä ja törmätä tehokkaasti: ei sirota palloina eri suuntiin, vaan siten, että hiukkasten "vanhat sidokset" tuhoutuvat tai heikkenevät ja " uusia” voi muodostua. ”, ja tätä varten hiukkasilla on oltava riittävästi energiaa.

Lasketut tiedot osoittavat, että esimerkiksi kaasuissa molekyylien törmäykset ilmakehän paineessa ovat miljardeja sekunnissa, eli kaikkien reaktioiden olisi pitänyt tapahtua välittömästi. Mutta se ei ole. Osoittautuu, että vain hyvin pienellä osalla molekyyleistä on tarvittava energia tehokkaan törmäyksen aikaansaamiseksi.

Pienin ylimääräinen energia, joka hiukkasella (tai hiukkasparilla) on oltava, jotta tehokas törmäys tapahtuisi, on ns. aktivointienergiaa Ea.

Siten kaikkien reaktioon tulevien hiukkasten tiellä on energiaeste, joka on yhtä suuri kuin aktivointienergia E a . Kun se on pieni, siinä on monia hiukkasia, jotka voivat voittaa sen, ja reaktionopeus on korkea. Muuten vaaditaan "työntö". Kun tuot tulitikkua sytyttää henkilampun, annat lisäenergiaa, E a , joka on tarpeen alkoholimolekyylien tehokkaaseen törmäykseen happimolekyyleihin (esteen ylittämiseen).

Kemiallisen reaktion nopeus riippuu monista tekijöistä. Tärkeimmät ovat: lähtöaineiden luonne ja pitoisuus, paine (kaasureaktioissa), lämpötila, katalyyttien toiminta ja lähtöaineiden pinta heterogeenisten reaktioiden tapauksessa.

Lämpötila

Kun lämpötila nousee, useimmissa tapauksissa kemiallisen reaktion nopeus kasvaa merkittävästi. 1800-luvulla Hollantilainen kemisti J. X. Van't Hoff muotoili säännön:

Lämpötilan nousu jokaista 10 astetta kohden johtaa lämpötilan nousuunreaktionopeus 2-4 kertaa(tätä arvoa kutsutaan reaktion lämpötilakertoimeksi).

Lämpötilan noustessa molekyylien keskinopeus, niiden energia ja törmäysten määrä kasvavat hieman, mutta "aktiivisten" molekyylien osuus, jotka osallistuvat tehokkaisiin törmäyksiin, jotka ylittävät reaktion energiaesteen, kasvaa jyrkästi. Matemaattisesti tämä riippuvuus ilmaistaan ​​suhteella:

missä v t 1 ja v t 2 ovat vastaavasti reaktionopeudet loppulämpötiloissa t 2 ja alkulämpötiloissa t 1, ja γ on reaktionopeuden lämpötilakerroin, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvaa jokaisen 10 °C:n lisäyksen yhteydessä lämpötilassa.

Reaktionopeuden lisäämiseksi lämpötilan nostaminen ei kuitenkaan aina sovellu, koska lähtöaineet voivat alkaa hajota, liuottimet tai itse aineet voivat haihtua jne.

Endotermiset ja eksotermiset reaktiot

Metaanin reaktioon ilmakehän hapen kanssa tiedetään liittyvän suuren lämpömäärän vapautumista. Siksi sitä käytetään jokapäiväisessä elämässä ruoanlaittoon, veden lämmittämiseen ja lämmittämiseen. Koteihin putkia pitkin toimitettavasta maakaasusta 98 ​​% on metaania. Kalsiumoksidin (CaO) reaktioon veden kanssa liittyy myös suuren lämpömäärän vapautuminen.

Mitä nämä tosiasiat voivat kertoa? Kun reaktiotuotteisiin muodostuu uusia kemiallisia sidoksia, lisää energiaa kuin tarvitaan reaktanttien kemiallisten sidosten katkaisemiseen. Ylimääräistä energiaa vapautuu lämmön ja joskus valon muodossa.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energia (valo, lämpö));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energia (lämpö)).

Tällaisten reaktioiden tulisi edetä helposti (kun kivi vierii helposti alamäkeen).

Reaktioita, joissa energiaa vapautuu, kutsutaan EKSTERMISTÄ(latinan sanasta "exo" - ulos).

Esimerkiksi monet redox-reaktiot ovat eksotermisiä. Yksi näistä kauniista reaktioista on molekyylinsisäinen hapetus-pelkistys, joka tapahtuu saman suolan - ammoniumdikromaatin (NH 4) 2 Cr 2 O 7 - sisällä:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energia).

Toinen asia on vastareaktio. Ne ovat samanlaisia ​​kuin kiven vieriminen ylämäkeen. Edelleenkään ei ole mahdollista saada metaania CO 2:sta ja vedestä, ja poltetun kalkin CaO:n saamiseksi kalsiumhydroksidista Ca (OH) 2 tarvitaan voimakasta kuumennusta. Tällainen reaktio tapahtuu vain jatkuvalla energiavirralla ulkopuolelta:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energia (lämpö))

Tämä viittaa siihen, että Ca(OH)2:n kemiallisten sidosten katkaiseminen vaatii enemmän energiaa kuin mitä voidaan vapautua uusien kemiallisten sidosten muodostumisen aikana CaO- ja H 2O -molekyyleihin.

Reaktioita, joissa energia imeytyy, kutsutaan ENDERMISTÄ(sanasta "endo" - sisältä).

Reagenssipitoisuus

Painemuutos, jossa kaasumaiset aineet osallistuvat reaktioon, johtaa myös näiden aineiden pitoisuuden muutokseen.

Jotta hiukkasten välillä tapahtuisi kemiallinen vuorovaikutus, niiden on törmättävä tehokkaasti. Mitä suurempi reagoivien aineiden pitoisuus, sitä enemmän törmäyksiä ja vastaavasti suurempi reaktionopeus. Esimerkiksi asetyleeni palaa erittäin nopeasti puhtaassa hapessa. Tämä kehittää riittävän lämpötilan metallin sulamiseen. Suuren koemateriaalimäärän perusteella norjalaiset K. Guldenberg ja P. Waage vuonna 1867 ja heistä riippumattomasti vuonna 1865 venäläinen tiedemies N. I. Beketov muotoilivat kemiallisen kinetiikan peruslain, joka määrittää reaktion riippuvuuden. nopeus reagoivien aineiden pitoisuuteen.

Kemiallisen reaktion nopeus on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon, joka on otettu tehoina, joka on yhtä suuri kuin niiden kertoimet reaktioyhtälössä.

Tätä lakia kutsutaan myös massatoiminnan laki.

Reaktiolle A + B \u003d D tämä laki ilmaistaan ​​seuraavasti:

Reaktiolle 2A + B = D tämä laki ilmaistaan ​​seuraavasti:

Tässä CA, CB ovat aineiden A ja B pitoisuudet (mol / l); k 1 ja k 2 - suhteellisuuskertoimet, joita kutsutaan reaktion nopeusvakioksi.

Reaktionopeusvakion fysikaalinen merkitys on helppo määrittää - se on numeerisesti yhtä suuri kuin reaktionopeus, jossa reagoivien aineiden pitoisuudet ovat 1 mol / l tai niiden tuote on yhtä suuri. Tässä tapauksessa on selvää, että reaktion nopeusvakio riippuu vain lämpötilasta, eikä se riipu aineiden pitoisuudesta.

Toimivien massojen laki ei ota huomioon reagoivien aineiden pitoisuutta kiinteässä tilassa, koska ne reagoivat pinnoilla ja niiden pitoisuudet ovat yleensä vakioita.

Esimerkiksi hiilen palamisreaktiolle reaktionopeuden lauseke tulee kirjoittaa seuraavasti:

eli reaktionopeus on vain verrannollinen happipitoisuuteen.

Jos reaktioyhtälö kuvaa vain kokonaiskemiallista reaktiota, joka tapahtuu useissa vaiheissa, niin tällaisen reaktion nopeus voi riippua monimutkaisesti lähtöaineiden pitoisuuksista. Tämä riippuvuus määritetään kokeellisesti tai teoreettisesti ehdotetun reaktiomekanismin perusteella.

Katalyyttien toiminta

Reaktionopeutta on mahdollista nostaa käyttämällä erityisiä aineita, jotka muuttavat reaktiomekanismia ja ohjaavat sitä energeettisesti edullisempaa polkua pitkin pienemmällä aktivointienergialla. Niitä kutsutaan katalyyteiksi (latinasta katalysis - tuhoaminen).

Katalysaattori toimii kokeneena oppaana, joka ohjaa turistiryhmää ei vuoristossa olevan korkean solan läpi (sen voittaminen vaatii paljon vaivaa ja aikaa, eikä se ole kaikkien ulottuvilla), vaan hänen tuntemiaan kiertoteitä pitkin, joita pitkin voit voittaa vuoren paljon helpommin ja nopeammin.

Totta, kiertotiellä ei pääse aivan sinne, mihin pääpassi johtaa. Mutta joskus se on juuri sitä mitä tarvitset! Tällä tavalla katalyytit, joita kutsutaan selektiivisiksi, toimivat. On selvää, että ammoniakkia ja typpeä ei tarvitse polttaa, mutta typpioksidille (II) löytyy käyttöä typpihapon valmistuksessa.

Katalyytit- Nämä ovat aineita, jotka osallistuvat kemialliseen reaktioon ja muuttavat sen nopeutta tai suuntaa, mutta pysyvät reaktion lopussa ennallaan kvantitatiivisesti ja laadullisesti.

Kemiallisen reaktion nopeuden tai sen suunnan muuttamista katalyytin avulla kutsutaan katalyysiksi. Katalysaattoreita käytetään laajasti eri teollisuudenaloilla ja liikenteessä (katalysaattorit, jotka muuttavat autojen pakokaasujen typen oksideja vaarattomaksi typeksi).

Katalyysiä on kahta tyyppiä.

homogeeninen katalyysi jossa sekä katalyytti että lähtöaineet ovat samassa aggregaation tila(vaihe).

heterogeeninen katalyysi jossa katalyytti ja lähtöaineet ovat eri faaseissa. Esimerkiksi vetyperoksidin hajoaminen kiinteän mangaani(IV)oksidikatalyytin läsnä ollessa:

Katalyytti itsessään ei kulu reaktion seurauksena, mutta jos sen pinnalle adsorboituu muita aineita (niitä kutsutaan katalyyttisiksi myrkkyiksi), pinta muuttuu käyttökelvottomaksi ja katalyytin regenerointia tarvitaan. Siksi lähtöaineet puhdistetaan perusteellisesti ennen katalyyttisen reaktion suorittamista.

Esimerkiksi rikkihapon valmistuksessa kontaktimenetelmällä käytetään kiinteää katalyyttiä - vanadiini (V) oksidia V 2 O 5:

Metanolin valmistuksessa käytetään kiinteää "sinkki-kromi" katalyyttiä (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biologiset katalyytit - entsyymit - toimivat erittäin tehokkaasti. Kemiallisesti nämä ovat proteiineja. Niiden ansiosta monimutkaiset kemialliset reaktiot etenevät suurella nopeudella elävissä organismeissa alhaisissa lämpötiloissa.

Muita mielenkiintoisia aineita tunnetaan - inhibiittoreita (latinasta inhibere - viivyttää). Ne reagoivat aktiivisten hiukkasten kanssa suurella nopeudella muodostaen inaktiivisia yhdisteitä. Tämän seurauksena reaktio hidastuu jyrkästi ja pysähtyy sitten. Inhibiittoreita lisätään usein erityisesti eri aineisiin estämään ei-toivottuja prosesseja.

Esimerkiksi vetyperoksidiliuokset stabiloidaan inhibiittoreilla.

Reagenssien luonne (niiden koostumus, rakenne)

Merkitys aktivointienergiaa on tekijä, jonka kautta reagoivien aineiden luonteen vaikutus reaktionopeuteen vaikuttaa.

Jos aktivointienergia on alhainen (< 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.

Jos aktivointienergia on korkea(> 120 kJ/mol), tämä tarkoittaa, että vain merkityksetön osa vuorovaikutuksessa olevien hiukkasten välisistä törmäyksistä johtaa reaktioon. Tällaisen reaktion nopeus on siksi hyvin hidas. Esimerkiksi ammoniakin synteesireaktion etenemistä tavallisessa lämpötilassa on lähes mahdotonta havaita.

Jos kemiallisten reaktioiden aktivointienergioilla on väliarvot (40120 kJ/mol), tällaisten reaktioiden nopeudet ovat keskimääräisiä. Tällaisia ​​reaktioita ovat natriumin vuorovaikutus veden tai etyylialkoholin kanssa, bromiveden värinpoisto eteenin kanssa, sinkin vuorovaikutus suolahapon kanssa jne.

Reagenssien kosketuspinta

Aineiden pinnalla tapahtuvien eli heterogeenisten reaktioiden nopeus riippuu muiden asioiden ollessa samat tämän pinnan ominaisuuksista. Tiedetään, että jauhemainen liitu liukenee kloorivetyhappoon paljon nopeammin kuin samamassainen liitu.

Reaktionopeuden nousu johtuu ensisijaisesti lähtöaineiden kosketuspinnan kasvu, sekä useista muista syistä, esimerkiksi "oikean" kidehilan rakenteen rikkomisesta. Tämä johtaa siihen, että muodostuneiden mikrokiteiden pinnalla olevat hiukkaset ovat paljon reaktiivisempia kuin samat hiukkaset "tasaisella" pinnalla.

Teollisuudessa heterogeenisten reaktioiden suorittamiseen käytetään "leijupetiä" lisäämään lähtöaineiden kosketuspintaa, lähtöaineiden syöttöä ja tuotteiden poistoa. Esimerkiksi rikkihapon valmistuksessa "leijupedin" avulla rikkikiisu paahdetaan.

Viitemateriaali kokeen läpäisemiseen:

jaksollinen järjestelmä

Liukoisuustaulukko