Trojnásobné zvýšenie tlaku v systéme sa rovná trojnásobnému zníženiu objemu systému. V tomto prípade sa koncentrácie reaktantov zvýšia 3-krát. Podľa zákona o hromadnej akcii je počiatočná rýchlosť reakcie:
Po trojnásobnom zvýšení tlaku sa koncentrácie NO a O2 zvýšia trojnásobne a rýchlosť tlakovej reakcie sa bude rovnať:
Pomer konečného tlaku reakčnej rýchlosti k počiatočnému rýchlosť tlakovej reakcie Ukazuje, ako sa zmení rýchlosť reakcie po zmene tlaku.
Preto dostávame rýchlosť tlakovej reakcie:
odpoveď:
reakčná rýchlosť sa zvýši 27-krát.
- Po prvé: 2NO + O2 = 2NO2, nie to, čo si napísal.
Tlak silne ovplyvňuje rýchlosť reakcií s plynmi, pretože priamo určuje ich koncentrácie.
Podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie tlaku (pri plynoch) posúva rovnováhu smerom k reakcii vedúcej k zmenšeniu objemu (t.j. k vytvoreniu menšieho počtu molekúl), čo znamená, že v našom prípade rýchlosť PRIAMA reakcia sa zvýši.Rýchlosť chemických reakcií prebiehajúcich v homogénnom prostredí pri konštantnej teplote je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov zvýšených na mocninu ich stechiometrických koeficientov.
Pred zmenou tlaku je reakcia opísaná kinetickou rovnicou:
V1 = k*2;
Keď sa tlak zvýši štvornásobne, koncentrácie reaktantov sa zvýšia štvornásobne. Po štvornásobnom zvýšení tlaku je reakcia opísaná kinetickou rovnicou:
V2 = k(4)*24= 64 k*2;
Nájdeme zmenu rýchlosti reakcie pri P2=4P1:
V2 / V1 = 64Rýchlosť sa zvýši 64-krát.
- V1 = k*C(N2)*C(H2)^3
2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, kde x je číslo ukazujúce, koľkokrát je potrebné zvýšiť koncentráciu vodíka
3. V2/V1=100, odkiaľ x^3=100, x=4,65
odpoveď: koncentrácia vodíka sa musí zvýšiť 4,65-krát - Reakčná rýchlosť N2+ 3H2 = 2NH3 sa vypočíta podľa vzorca: v = K**^3,
kde koncentrácie činidiel sa rovnajú mocnine koeficientov v rovnici. Takže musíte zvýšiť na tretiu mocninu:
2^3 = 8 koľkokrát sa zvýši rýchlosť - natlakujte 3-násobok rýchlosti jednoduchého reakcie 2NO + O2 \u003d 2NO2 sa zvýši 1) 3-krát 2) 9-krát ... 4) 18-krát 2.Teplotný koeficient reakcie rovná 2.pri zahriatí z 20 stupňov na 50 rýchlostí reakcie zvýšenie 1) 2-krát 2) 4-krát 3) 6-krát 4) 8-krát 3. zmena tlaku ovplyvňuje rýchlosť chemická reakcia 1) medzi ... a hydroxidom draselným 4. katalytické procesy zahŕňajú reakciu medzi 1) sodík a voda 2) butén-1 a voda ... a voda 4) oxid meďnatý (2) a vodík 5. rýchlosť reakcie zinok s roztokom kyseliny sírovej nezávisí ... tečie reakciu 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe
- aA + bB = cC + dD
V tejto rovnici malé písmená označujú stechiometrické koeficienty a veľké písmená označujú vzorce látok. Pre tento všeobecný prípad je rýchlosť priamej reakcie daná nasledujúcou rovnicou:
Vpr = k1()
b) K= /(* )
c) Teoreticky nie je čo písať, pretože v systéme nie sú žiadne plynné látky.
d) K=Niektoré chemické reakcie prebiehajú takmer okamžite (výbuch zmesi kyslíka a vodíka, iónomeničové reakcie vo vodnom roztoku), druhé - rýchlo (spaľovanie látok, interakcia zinku s kyselinou) a iné - pomaly (hrdzavenie železa, rozklad organických zvyškov). Známe sú tak pomalé reakcie, že si ich človek jednoducho nevšimol. Napríklad premena žuly na piesok a hlinu prebieha tisíce rokov.
Inými slovami, chemické reakcie môžu prebiehať rôznymi spôsobmi rýchlosť.
Ale čo je rýchlostná reakcia? Aká je presná definícia tejto veličiny a hlavne jej matematické vyjadrenie?
Rýchlosť reakcie je zmena množstva látky za jednu jednotku času v jednej jednotke objemu. Matematicky je tento výraz napísaný takto:
Kde n 1 a n 2- látkové množstvo (mol) v čase t 1 resp. t 2 v systéme s objemom V.
Ktoré znamienko plus alebo mínus (±) bude stáť pred vyjadrením rýchlosti, závisí od toho, či sa pozeráme na zmenu množstva tej ktorej látky - produktu alebo reaktantu.
Je zrejmé, že v priebehu reakcie dochádza k spotrebe činidiel, to znamená, že ich počet klesá, preto pre činidlá má výraz (n 2 - n 1) vždy hodnotu menšiu ako nula. Keďže rýchlosť nemôže byť záporná hodnota, v tomto prípade musí byť pred výraz umiestnené znamienko mínus.
Ak sa pozeráme na zmenu množstva produktu a nie činidla, potom znamienko mínus nie je potrebné pred výrazom na výpočet rýchlosti, pretože výraz (n 2 - n 1) je v tomto prípade vždy kladný , pretože množstvo produktu v dôsledku reakcie sa môže len zvýšiť.
Pomer množstva látky n na objem, v ktorom je toto množstvo látky, nazývané molárna koncentrácia OD:
Takže pomocou konceptu molárnej koncentrácie a jej matematického vyjadrenia môžeme napísať ďalší spôsob, ako určiť rýchlosť reakcie:
Rýchlosť reakcie je zmena molárnej koncentrácie látky v dôsledku chemickej reakcie za jednu jednotku času:
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť reakcie
Často je mimoriadne dôležité vedieť, čo určuje rýchlosť konkrétnej reakcie a ako ju ovplyvniť. Napríklad priemysel spracovania ropy doslova bojuje o každé ďalšie pol percenta produktu za jednotku času. Veď vzhľadom na obrovské množstvo spracovanej ropy aj pol percenta plynie do veľkého ročného finančného zisku. V niektorých prípadoch je mimoriadne dôležité spomaliť akúkoľvek reakciu, najmä koróziu kovov.
Od čoho teda závisí rýchlosť reakcie? Závisí to, napodiv, od setu rôzne možnosti.
Aby sme porozumeli tejto problematike, najprv si predstavme, čo sa stane v dôsledku chemickej reakcie, napríklad:
Vyššie napísaná rovnica odráža proces, v ktorom molekuly látok A a B, ktoré sa navzájom zrážajú, vytvárajú molekuly látok C a D.
To znamená, že na to, aby reakcia prebehla, je nevyhnutná aspoň kolízia molekúl východiskových látok. Je zrejmé, že ak zvýšime počet molekúl na jednotku objemu, počet zrážok sa zvýši rovnako, ako sa zvýši frekvencia vašich zrážok s cestujúcimi v preplnenom autobuse v porovnaní s poloprázdnym.
Inými slovami, reakčná rýchlosť sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov.
V prípade, že jedna alebo niekoľko reaktantov sú plyny, rýchlosť reakcie sa zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, pretože tlak plynu je vždy priamo úmerný koncentrácii molekúl, ktoré ho tvoria.
Zrážka častíc je však nevyhnutnou, ale nie postačujúcou podmienkou pre priebeh reakcie. Faktom je, že podľa výpočtov je počet zrážok molekúl reagujúcich látok pri ich primeranej koncentrácii taký veľký, že všetky reakcie musia prebehnúť okamžite. To sa však v praxi nedeje. Čo sa deje?
Faktom je, že nie každá zrážka molekúl reaktantov bude nevyhnutne účinná. Mnohé zrážky sú elastické – molekuly sa od seba odrážajú ako loptičky. Aby reakcia prebehla, musia mať molekuly dostatočnú kinetickú energiu. Minimálna energia, ktorú musia mať molekuly reaktantov, aby prebehla reakcia, sa nazýva aktivačná energia a označuje sa ako E a. V systéme pozostávajúcom z Vysoké číslo molekuly, dochádza k rozdeleniu molekúl podľa energie, niektoré z nich majú nízku energiu, niektoré sú vysoké a stredné. Zo všetkých týchto molekúl má len malá časť molekúl energiu väčšiu ako je aktivačná energia.
Ako je známe z priebehu fyziky, teplota je vlastne mierou kinetickej energie častíc, ktoré tvoria látku. To znamená, že čím rýchlejšie sa častice, ktoré tvoria látku, pohybujú, tým vyššia je jej teplota. Je teda zrejmé, že zvýšením teploty v podstate zvyšujeme kinetickú energiu molekúl, v dôsledku čoho sa zvyšuje podiel molekúl s energiami presahujúcimi E a a ich zrážka povedie k chemickej reakcii.
Fakt pozitívneho vplyvu teploty na rýchlosť reakcie empiricky zistil už v 19. storočí holandský chemik Van't Hoff. Na základe svojho výskumu sformuloval pravidlo, ktoré dodnes nesie jeho meno a znie takto:
Rýchlosť akejkoľvek chemickej reakcie sa zvyšuje 2-4 krát so zvýšením teploty o 10 stupňov.
Matematická reprezentácia tohto pravidla je napísaná takto:
kde V 2 a V 1 je rýchlosť pri teplote t2 a t1 a γ je teplotný koeficient reakcie, ktorého hodnota sa najčastejšie pohybuje v rozmedzí od 2 do 4.
Rýchlosť mnohých reakcií sa dá často zvýšiť použitím katalyzátory.
Katalyzátory sú látky, ktoré urýchľujú reakciu bez toho, aby sa spotrebovali.
Ako však katalyzátory dokážu zvýšiť rýchlosť reakcie?
Pripomeňte si aktivačnú energiu E a . Molekuly s energiami menšími ako je aktivačná energia nemôžu navzájom interagovať v neprítomnosti katalyzátora. Katalyzátory menia cestu, po ktorej reakcia prebieha, podobne ako skúsený sprievodca dláždi trasu expedície nie priamo cez horu, ale pomocou obchádzkových chodníkov, v dôsledku čoho aj tie satelity, ktoré nemali dostatok energie na výstup na horu sa bude môcť presunúť na inú stranu.
Napriek tomu, že sa katalyzátor počas reakcie nespotrebováva, aktívne sa na nej zúčastňuje, pričom s činidlami vytvára medziprodukty, ale na konci reakcie sa vracia do pôvodného stavu.
Okrem vyššie uvedených faktorov ovplyvňujúcich rýchlosť reakcie, ak existuje rozhranie medzi reagujúcimi látkami (heterogénna reakcia), rýchlosť reakcie bude závisieť aj od kontaktnej plochy reaktantov. Predstavte si napríklad granulu kovového hliníka, ktorá bola vhodená do skúmavky obsahujúcej vodný roztok kyseliny chlorovodíkovej. Hliník je aktívny kov, ktorý môže reagovať s neoxidačnými kyselinami. S kyselinou chlorovodíkovou je reakčná rovnica nasledovná:
2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2
Hliník je pevná látka, čo znamená, že na svojom povrchu reaguje iba s kyselinou chlorovodíkovou. Je zrejmé, že ak zväčšíme povrchovú plochu prvým zrolovaním hliníkových granúl do fólie, poskytneme tým väčší počet atómov hliníka dostupných na reakciu s kyselinou. V dôsledku toho sa rýchlosť reakcie zvýši. Podobne možno zväčšenie povrchu pevnej látky dosiahnuť jej rozomletím na prášok.
Miešaním často pozitívne ovplyvňuje aj rýchlosť heterogénnej reakcie, pri ktorej tuhá látka reaguje s plynom alebo kvapalinou, čo je spôsobené tým, že v dôsledku miešania sa hromadiace sa molekuly reakčných produktov odstraňujú z reakčná zóna a nová časť molekúl činidla sa „vychová“.
Posledná vec, ktorú treba poznamenať, je tiež obrovský vplyv na rýchlosť reakcie a povahu činidiel. Napríklad, čím nižšie je alkalický kov v periodickej tabuľke, tým rýchlejšie reaguje s vodou, fluór reaguje najrýchlejšie s plynným vodíkom spomedzi všetkých halogénov atď.
Stručne povedané, rýchlosť reakcie závisí od nasledujúcich faktorov:
1) koncentrácia činidiel: čím vyššia, tým vyššia je rýchlosť reakcie.
2) teplota: so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť akejkoľvek reakcie.
3) kontaktná plocha reaktantov: čím väčšia je kontaktná plocha reaktantov, tým vyššia je rýchlosť reakcie.
4) miešanie, ak dôjde k reakcii medzi pevnou látkou a kvapalinou alebo plynom, miešanie ju môže urýchliť.
Vplyv tlaku na rýchlosť reakcie závisí od objednať reakcie. Ak teplota zostane nezmenená a je uvedené zloženie počiatočnej zmesi plynov, potom podľa stavovej rovnice pre každú z koncentrácií môžeme napísať: p a=aR m T, pb=bR m T. Tu a, b,…, sú molárne koncentrácie a p a, pb, ..., - parciálne tlaky príslušných plynov. Ak je celkový počet mólov na jednotku objemu z, potom presne rovnakým spôsobom sa dá písať p=zR m T, kde R- celkový tlak. Preto, ... atď. Hodnoty... atď. sú relatívne objemové koncentrácie. Označuje ich pomocou ALE, AT... atď., dostaneme: p a=Ap,
Kde ; pb = Bp, . Zvážte monomolekulárne proces opísaný rovnicou:
v tomto prípade je rýchlosť premeny látky priamo úmerná tlaku: ~ p.
Pre bimolekulárne reakcie:
t.j. ~ p 2. V súlade s tým pre trimolekulárne dostávame reakcie:
kde k je konštanta reakčnej rýchlosti.
2.2. Aktivačná energia. Arrheniov zákon
Zvyšuje sa počet vzájomných zrážok reagujúcich molekúl ~ , čo prispieva k rastu reakčnej rýchlosti. Napríklad pri mnohých reakciách zvýšenie teploty len o 10 °C vedie k zvýšeniu rýchlostnej konštanty o faktor 2–4.
Príklad. Polčas rozpadu jodovodíka podľa rovnice 2HJ→H2+J2. O T = 373K polčas rozpadu je 314 000 rokov, at T\u003d 666K, zníži sa na 1,3 hodiny a pri T= 973 tis t 1/2 = 0,12 s.
Arrhenius: na uskutočnenie chemickej reakcie je potrebné predbežné oslabenie alebo prerušenie vnútorných väzieb stabilnej molekuly, na čo je potrebné vynaložiť určité množstvo energie E . Čím väčšia je tepelná energia zrážaných molekúl, tým väčšia je pravdepodobnosť preskupenia vnútorných väzieb a vytvorenia nových molekúl. O E= const frekvencia zrážok končiacich reakciou bude rásť oveľa rýchlejšie ako .
Energia potrebná na prekonanie energetickej bariéry, ktorá bráni priblíženiu sa reagujúcich molekúl a tvorbe reakčných produktov, sa nazýva aktivačná energia E a. K elementárnemu aktu chemickej reakcie teda dochádza len pri zrážke tých molekúl, ktorých kinetická energia je väčšia ako E a.
Aktivačná energia E a zvyčajne vyššia ako priemerná energia tepelného pohybu molekúl. Čím nižšia je aktivačná energia, tým častejšie sa budú vyskytovať kolízie molekúl vedúce k tvorbe produktov reakcie, tým vyššia bude rýchlosť chemickej reakcie. Zvýšiť T vedie k zvýšeniu počtu molekúl s prebytočnou energiou, nad E a. To vysvetľuje zvýšenie rýchlosti chemickej reakcie so zvyšujúcou sa teplotou (obr. 2.1).
Ryža. 2.1. Spaľovacie teplo Q a aktivačnej energie E=u max- u 1
V najjednoduchších prípadoch možno rýchlostné konštanty chemických reakcií určiť z všeobecné pomery molekulárnej kinetickej teórie (pozri napríklad).
Označiť podľa p A a p c počet molekúl A a B v 1 cm3 . Rýchlosť reakcie sa bude rovnať číslu Z také zrážky molekúl A a B za jednotku času, ktorých energia je väčšia ako aktivačná energia E . Pre ideálny plyn Z sa určuje na základe Maxwell-Boltzmannovho zákona o distribúcii energie:
Tu je priemerný efektívny priemer kolidujúcich molekúl, je znížená molekulová hmotnosť, R m = 8,315∙10 7 erg/deg - univerzálna plynová konštanta, m A, m B - molekulové hmotnosti.
Vo väčšine prípadov sú experimentálne hodnoty oveľa menšie ako teoretické. Preto sa do výpočtového vzorca zavádza takzvaný pravdepodobnostný alebo stérický koeficient R. Výsledkom je, že vzorec na výpočet rýchlosti bimolekulárnej reakcie, tzv Arrheniov vzorec, má nasledujúcu podobu:
Porovnaním výsledného vzorca s rovnicou (2.8) pre reakcie druhého rádu môžeme získať výraz pre rýchlostnú konštantu tejto reakcie:
Silný vplyv teploty na rýchlosť reakcie vysvetľuje najmä Arrheniov faktor. Preto sa v približných výpočtoch často predpokladá, že preexponenciálny faktor je nezávislý od T.
Analýza vzorca (2.12) ukazuje, že s rastúcim T sa rýchlosť rastu W najprv zvyšuje, dosahuje určitú maximálnu hodnotu a potom klesá, inými slovami, krivka W vzhľadom na T má inflexný bod. Ak sa rovná nule druhej derivácie W vzhľadom na T, nájdeme teplotu zodpovedajúcu inflexnému bodu:
Je ľahké vidieť, že táto teplota je dosť vysoká. Napríklad pri E=20000 cal/(g-mol) Tp=5000K. Pri použití vzorca (2.12) na numerické výpočty je potrebné vziať do úvahy rozmery množstiev, ktoré sú v ňom zahrnuté.
Vzorec (2.12) možno zapísať takto:
kde je predexponenciálny faktor, t.j. celkový počet zrážok pri n A =n B = 1 molekula/cm 3 . Niekedy R sú zahrnuté aj v predexponenciálnom faktore.
Pre odhadované výpočty rádu reakčnej rýchlosti je hodnota k 0 môže byť braná ako teplota T\u003d 300K sa rovná 10 -10 cm 3 / (molekula ∙ s) (pre d cf »4 ∙ 10 -8 a m A \u003d m B »30).
systémy. Ale táto hodnota neodráža skutočnú možnosť reakcie, jej rýchlosť a mechanizmus.
Pre úplnú reprezentáciu chemickej reakcie je potrebné poznať, aké časové vzorce existujú počas jej realizácie, t.j. rýchlosť chemickej reakcie a jeho detailný mechanizmus. Rýchlosť a mechanizmus reakčných štúdií chemická kinetika veda o chemickom procese.
Z hľadiska chemickej kinetiky možno reakcie klasifikovať na jednoduché a zložité.
jednoduché reakcie- procesy prebiehajúce bez tvorby medziproduktov. Podľa počtu častíc, ktoré sa na ňom podieľajú, sa delia na monomolekulárne, bimolekulárne, trimolekulárne. Zrážka viac ako 3 častíc je nepravdepodobná, takže trimolekulové reakcie sú dosť zriedkavé a štvormolekulové sú neznáme. Komplexné reakcie- procesy pozostávajúce z viacerých elementárnych reakcií.
Každý proces prebieha svojou vlastnou rýchlosťou, ktorá môže byť určená zmenami, ktoré sa vyskytnú počas určitého časového obdobia. stredná rýchlosť chemickej reakcie vyjadrené ako zmena množstva látky n spotrebovaná alebo prijatá látka na jednotku objemu V za jednotku času t.
υ = ± dn/ dt· V
Ak je látka spotrebovaná, dáme znamienko "-", ak sa hromadí - "+"
Pri konštantnej hlasitosti:
υ = ± DC/ dt,
Jednotka reakčnej rýchlosti mol/l s
Vo všeobecnosti je υ konštantná hodnota a nezávisí od toho, ktorú látku v reakcii sledujeme.
Závislosť koncentrácie činidla alebo produktu na reakčnom čase je prezentovaná ako kinetická krivka, ktorý vyzerá takto:
Je pohodlnejšie vypočítať υ z experimentálnych údajov, ak sa vyššie uvedené výrazy prevedú na nasledujúci výraz:
Zákon aktívnych más. Konštanta poriadku a rýchlosti reakcie
Jedna z formulácií zákon masovej akcie znie takto: Rýchlosť elementárnej homogénnej chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.
Ak je študovaný proces reprezentovaný ako:
a A + b B = produkty
potom možno vyjadriť rýchlosť chemickej reakcie kinetická rovnica:
υ = k [A] a [B] b alebo
υ = k C a A C b B
Tu [ A] a [B] (C A aC B) - koncentrácia činidiel,
ab sú stechiometrické koeficienty jednoduchej reakcie,
k je konštanta reakčnej rýchlosti.
Chemický význam množstva k- toto je rýchlostná reakcia pri jednotlivých koncentráciách. To znamená, že ak sa koncentrácie látok A a B rovnajú 1, potom υ = k.
Malo by sa vziať do úvahy, že v zložitých chemických procesoch koeficienty ab nezhodujú so stechiometrickými.
Zákon hromadnej akcie je splnený za niekoľkých podmienok:
- Reakcia sa tepelne aktivuje, t.j. tepelná pohybová energia.
- Koncentrácia činidiel je rovnomerne rozdelená.
- Vlastnosti a podmienky prostredia sa počas procesu nemenia.
- Vlastnosti prostredia by nemali mať vplyv k.
Pre zložité procesy zákon masovej akcie nemožno použiť. Dá sa to vysvetliť tým, že zložitý proces pozostáva z niekoľkých elementárnych etáp a jeho rýchlosť nebude určená celkovou rýchlosťou všetkých etáp, ale jedným z najpomalších etáp, tzv. obmedzujúce.
Každá reakcia má svoje vlastné objednať. Určiť súkromná (čiastočná) objednávkačinidlom a všeobecný (úplný) poriadok. Napríklad vo výraze pre rýchlosť chemickej reakcie pre proces
a A + b B = produkty
υ = k·[ A] a·[ B] b
a– poradie podľa činidla ALE
b — objednať podľa činidla AT
Všeobecný poriadok a + b = n
Pre jednoduché procesy poradie reakcie udáva počet reagujúcich častíc (zhoduje sa so stechiometrickými koeficientmi) a nadobúda celočíselné hodnoty. Pre zložité procesy poradie reakcie sa nezhoduje so stechiometrickými koeficientmi a môže byť ľubovoľné.
Určme faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie υ.
Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov
určený zákonom hromadnej akcie: υ = k[ A] a·[ B] b
Je zrejmé, že so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa υ zvyšuje, pretože zvyšuje sa počet zrážok medzi látkami zúčastňujúcimi sa na chemickom procese. Okrem toho je dôležité zvážiť poradie reakcie: ak áno n=1 pre niektoré činidlo je jeho rýchlosť priamo úmerná koncentrácii tejto látky. Ak pre akékoľvek činidlo n=2 potom zdvojnásobenie jeho koncentrácie povedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti 2 2 \u003d 4-krát a zvýšenie koncentrácie 3-krát urýchli reakciu 3 2 \u003d 9-krát.
Mechanizmy chemických premien a ich rýchlosti sú študované chemickou kinetikou. Chemické procesy prebiehajú v čase rôznymi rýchlosťami. Niektoré nastanú rýchlo, takmer okamžite, kým iným trvá veľmi dlho, kým nastanú.
V kontakte s
Rýchla reakcia- rýchlosť, akou sa reagencie spotrebúvajú (ich koncentrácia klesá) alebo sa vytvárajú reakčné produkty na jednotku objemu.
Faktory, ktoré môžu ovplyvniť rýchlosť chemickej reakcie
Nasledujúce faktory môžu ovplyvniť, ako rýchlo dôjde k chemickej interakcii:
- koncentrácia látok;
- povaha činidiel;
- teplota;
- prítomnosť katalyzátora;
- tlak (pre reakcie v plynnom prostredí).
Zmenou určitých podmienok pre priebeh chemického procesu je teda možné ovplyvniť, ako rýchlo bude proces prebiehať.
V procese chemickej interakcie sa častice reagujúcich látok navzájom zrážajú. Počet takýchto náhod je úmerný počtu častíc látok v objeme reakčnej zmesi, a teda úmerný molárnym koncentráciám činidiel.Zákon pôsobiacich más opisuje závislosť rýchlosti reakcie od molárnych koncentrácií reagujúcich látok.
Pre elementárnu reakciu (A + B → ...) je tento zákon vyjadrený vzorcom:
υ \u003d k ∙С A ∙С B,
kde k je rýchlostná konštanta; CA a CB sú molárne koncentrácie reaktantov, A a B.
Ak je jedna z reagujúcich látok v pevnom stave, potom k interakcii dochádza na fázovom rozhraní, a preto koncentrácia tuhej látky nie je zahrnutá do rovnice kinetického zákona pôsobiacich hmôt. Aby sme pochopili fyzikálny význam rýchlostnej konštanty, je potrebné vziať C, A a C B rovné 1. Potom je jasné, že rýchlostná konštanta sa rovná rýchlosti reakcie pri koncentráciách činidla rovnajúcich sa jednotke.
Povaha činidiel
Keďže chemické väzby reagujúcich látok sú v procese interakcie zničené a vznikajú nové väzby reakčných produktov, bude hrať úlohu povaha väzieb podieľajúcich sa na reakcii zlúčenín a štruktúra molekúl reagujúcich látok. dôležitá úloha.
Povrchová oblasť kontaktu činidiel
Takáto charakteristika, ako je povrchová plocha kontaktu pevných činidiel, niekedy dosť výrazne ovplyvňuje priebeh reakcie. Mletie tuhej látky vám umožňuje zväčšiť povrchovú plochu kontaktu činidiel, a tým urýchliť proces. Oblasť kontaktu rozpustených látok sa ľahko zväčší rozpustením látky.
Reakčná teplota
So zvyšujúcou sa teplotou bude narastať energia zrážajúcich sa častíc, je zrejmé, že s nárastom teploty sa zrýchli aj samotný chemický proces. Za jasný príklad toho, ako zvýšenie teploty ovplyvňuje proces interakcie látok, možno považovať údaje uvedené v tabuľke.Tabuľka 1. Vplyv zmeny teploty na rýchlosť tvorby vody (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)
Pre kvantitatívny popis toho, ako môže teplota ovplyvniť rýchlosť interakcie látok, sa používa van't Hoffovo pravidlo. Van't Hoffovo pravidlo hovorí, že keď teplota stúpne o 10 stupňov, dôjde k zrýchleniu 2-4 krát.
Matematický vzorec popisujúci van't Hoffovo pravidlo je nasledujúci:
Kde γ je teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie (γ = 2−4).
Ale oveľa presnejšie popisuje teplotná závislosť rýchlostné konštanty Arrheniova rovnica:
Kde R je univerzálna plynová konštanta, A je faktor určený typom reakcie, E, A je aktivačná energia.
Aktivačná energia je energia, ktorú musí molekula získať, aby došlo k chemickej transformácii. To znamená, že je to druh energetickej bariéry, ktorú bude potrebné prekonať molekulami, ktoré sa zrážajú v reakčnom objeme, aby sa prerozdelili väzby.
Aktivačná energia nezávisí od vonkajších faktorov, ale závisí od povahy látky. Hodnota aktivačnej energie do 40 - 50 kJ/mol umožňuje látkam pomerne aktívne navzájom reagovať. Ak aktivačná energia presiahne 120 kJ/mol, potom budú látky (pri bežných teplotách) reagovať veľmi pomaly. Zmena teploty vedie k zmene počtu aktívnych molekúl, teda molekúl, ktoré dosiahli energiu väčšiu ako je aktivačná energia, a preto sú schopné chemických premien.
Katalyzátorová akcia
Katalyzátor je látka, ktorá môže urýchliť proces, ale nie je súčasťou jeho produktov. Katalýzu (zrýchlenie priebehu chemickej premeny) delíme na · homogénne, · heterogénne. Ak sú reaktanty a katalyzátor v rovnakom stave agregácie, potom sa katalýza nazýva homogénna, ak v rôznych stavoch, potom heterogénna. Mechanizmy účinku katalyzátorov sú rôznorodé a pomerne zložité. Okrem toho je potrebné poznamenať, že katalyzátory sa vyznačujú selektivitou účinku. To znamená, že ten istý katalyzátor, ktorý urýchľuje jednu reakciu, nemusí žiadnym spôsobom meniť rýchlosť inej.Tlak
Ak sa na premene podieľajú plynné látky, rýchlosť procesu bude ovplyvnená zmenou tlaku v systéme . Toto sa deje pretože pre plynné reaktanty vedie zmena tlaku k zmene koncentrácie.
Experimentálne stanovenie rýchlosti chemickej reakcie
Rýchlosť chemickej premeny je možné určiť experimentálne získaním údajov o tom, ako sa mení koncentrácia reagujúcich látok alebo produktov za jednotku času. Spôsoby získavania takýchto údajov sú rozdelené na
- chemický,
- fyzikálne a chemické.
Chemické metódy celkom jednoduché, dostupné a presné. S ich pomocou sa rýchlosť určuje priamym meraním koncentrácie alebo množstva látky reaktantov alebo produktov. V prípade pomalej reakcie sa odoberajú vzorky na sledovanie spotreby činidla. Potom sa stanoví obsah činidla vo vzorke. Odberom vzoriek v pravidelných intervaloch je možné získať údaje o zmene množstva látky počas interakcie. Najbežnejšie používané typy analýz sú titrimetria a gravimetria.Ak reakcia prebieha rýchlo, potom, aby sa odobrala vzorka, musí sa zastaviť. To sa dá dosiahnuť chladením náhle odstránenie katalyzátora je tiež možné zriediť alebo previesť jedno z činidiel do nereaktívneho stavu.
Metódy fyzikálno-chemickej analýzy v modernej experimentálnej kinetike sa používajú častejšie ako chemické. S ich pomocou môžete sledovať zmenu koncentrácií látok v reálnom čase. Nie je potrebné zastaviť reakciu a odobrať vzorky.
Fyzikálno-chemické metódy sú založené na meraní fyzické vlastníctvo v závislosti od kvantitatívneho obsahu určitej zlúčeniny v systéme a meniaceho sa v čase. Napríklad, ak sú do reakcie zapojené plyny, takou vlastnosťou môže byť tlak. Meria sa aj elektrická vodivosť, index lomu a absorpčné spektrá látok.