Genom att studera hastigheten för en kemisk reaktion ochen av riktningarna för fysisk kemi, kemisk kinetik, handlar om förhållandena som påverkar dess förändring. Den undersöker också mekanismerna för dessa reaktioner och deras termodynamiska validitet. Dessa studier är viktiga inte bara för vetenskapliga ändamål utan också för att övervaka samspelet mellan komponenter i reaktorer vid produktion av alla typer av ämnen.
Reaktionshastigheten kallas vanligtvis en vissförändring i koncentrationerna av reagerande föreningar (AC) per tidsenhet (At). Den matematiska formeln för en kemisk reaktions hastighet är som följer:
ᴠ = ± ΔC / Δt.
Mät reaktionshastigheten i mol / l ∙ s, om den förekommer i hela volymen (dvs reaktionen är homogen) och i mol / m2∙ s, om interaktionen sker på ytan,separeringsfas (det vill säga reaktionen är heterogen). Tecknet “-” i formeln hänvisar till förändringen i värdena för koncentrationerna av de initialt reagerande ämnena, och “+” - till de ändrade värdena för koncentrationerna av produkterna i samma reaktion.
Kemiska interaktioner kanutförs vid olika hastigheter. Således är tillväxthastigheten för stalaktiter, det vill säga bildandet av kalciumkarbonat, endast 0,5 mm per 100 år. Vissa biokemiska reaktioner är långsamma, såsom fotosyntes och proteinsyntes. Korrosion av metaller fortsätter med en ganska låg hastighet.
Medelhastighet kan kännetecknas av reaktioner,som kräver från en till flera timmar. Ett exempel skulle vara beredning av mat, som åtföljs av nedbrytning och transformation av föreningar som finns i livsmedel. Syntesen av enskilda polymerer kräver att reaktionsblandningen upphettas under en viss tid.
Ett exempel på kemiska reaktioner vars hastighet ärär ganska hög, kan neutraliseringsreaktioner, växelverkan mellan natriumbikarbonat och en lösning av ättiksyra, åtföljd av frisättning av koldioxid, tjäna. Du kan också nämna interaktionen mellan bariumnitrat och natriumsulfat, där utfällningen av olösligt bariumsulfat observeras.
Ett stort antal reaktioner kan fortsätta med blixtens hastighet och åtföljs av en explosion. Ett klassiskt exempel är interaktionen mellan kalium och vatten.
Det bör noteras att samma ämnen kanreagera med varandra i olika takt. Så, till exempel, en blandning av gasformigt syre och väte kanske inte visar tecken på interaktion under ganska lång tid, men när behållaren skakas eller träffas blir reaktionen explosiv. Därför identifierade kemisk kinetik och vissa faktorer som har förmågan att påverka hastigheten för kemisk reaktion. Dessa inkluderar:
En sådan signifikant skillnad i hastigheterna för kemiska reaktioner förklaras av olika värden för aktiveringsenergin (E.och).Det förstås som ett visst överskott av energi i jämförelse med dess medelvärde som krävs för en molekyl i en kollision för att en reaktion ska inträffa. Det mäts i kJ / mol och värdena ligger vanligtvis i intervallet 50-250.
Det är allmänt accepterat att om Eoch= 150 kJ / mol för någon reaktion, sedan vid n. på.det läcker praktiskt taget inte. Denna energi spenderas på att övervinna avstötningen mellan ämnens molekyler och på att försvaga bindningarna i de ursprungliga substanserna. Med andra ord karakteriserar aktiveringsenergin styrkan hos kemiska bindningar i ämnen. Med aktiveringsenergins värde kan man preliminärt uppskatta hastigheten för den kemiska reaktionen:
Beroendet av reaktionshastigheten av koncentrationen karaktäriseras mest av lagen om massverkan (MAS), som lyder:
Hastigheten för en kemisk reaktion har en direktproportionellt beroende av produkten av koncentrationerna av de reagerande ämnena, vars värden tas i kraft motsvarande deras stökiometriska koefficienter.
Denna lag är lämplig för elementära enstegsreaktioner eller för alla steg i interaktionen mellan ämnen som kännetecknas av en komplex mekanism.
Om du vill bestämma hastigheten för en kemisk reaktion, vars ekvation konventionellt kan skrivas som:
αА + bB = ϲС, sedan,
i enlighet med ovanstående lagformulering kan hastigheten hittas genom ekvationen:
V = k · [A]och· [B]påvar
a och b är stökiometriska koefficienter,
[A] och [B] är koncentrationerna av utgångsföreningarna,
k är hastighetskonstanten för den betraktade reaktionen.
Betydelsen av hastighetskoefficienten för en kemisk reaktionligger i det faktum att dess värde kommer att vara lika med hastigheten om koncentrationerna av föreningarna är lika med enheter. Det bör noteras att för en korrekt beräkning med hjälp av denna formel är det värt att överväga tillståndet för aggregering av reagensen. Koncentrationen av det fasta ämnet anses vara enhet och ingår inte i ekvationen, eftersom den förblir konstant under reaktionen. Således ingår endast koncentrationer av flytande och gasformiga ämnen i beräkningen för ZDM. Så för reaktionen att erhålla kiseldioxid från enkla ämnen, beskriven av ekvationen
Si(tv) + Ο2 (d) = Si ^2 (tv),
hastighet bestäms av formeln:
V = k · [Ο2u
Hur skulle hastigheten för den kemiska reaktionen mellan kväveoxid och syre förändras om koncentrationerna av utgångsföreningarna fördubblades?
Lösning: Denna process motsvarar reaktionsekvationen:
2ΝΟ + Ο2= 2ΝΟ2.
Låt oss skriva uttryck för initialen (ᴠ1) och final (ᴠ2) reaktionshastigheter:
ᴠ1= k · [ΝΟ]2· [Ο2] och
ᴠ2= k · (2 · [ΝΟ])2· 2 · [Ο2] = k · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2u
Nästa steg är att separera vänster och höger sida:
ᴠ1/ ᴠ2 = (k · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2]) / (k · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Koncentrationsvärdena och hastighetskonstanterna reduceras och det kvarstår:
ᴠ2/ ᴠ1 = 4 2/1 = 8.
Svar: ökat med 8 gånger.
Kemisk reaktionshastighet kontratemperaturen bestämdes empiriskt av den holländska forskaren J. H. Van't Hoff. Han fann att frekvensen för många reaktioner ökar med en faktor på 2-4 med en temperaturökning för var 10: e grad. Det finns ett matematiskt uttryck för denna regel, som ser ut som:
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10var
ᴠ1 och ᴠ2 - motsvarande hastigheter vid temperaturer Τ1 och Τ2;
γ - temperaturkoefficient, lika med 2–4.
Denna regel förklarar dock inte mekanismentemperaturens inverkan på värdet av hastigheten för en eller annan reaktion och beskriver inte hela uppsättningen lagar. Det är logiskt att dra slutsatsen att med en ökning av temperaturen ökar den kaotiska rörelsen av partiklar och detta provocerar ett större antal av deras kollisioner. Detta påverkar emellertid inte särskilt effektiviteten av molekylers kollision, eftersom det beror huvudsakligen på aktiveringsenergin. En viktig roll i effektiviteten av partikelkollisioner spelas också av deras rumsliga korrespondens med varandra.
Temperaturberoendet för den kemiska reaktionshastigheten, med beaktande av reagensens natur, följer Arrhenius-ekvationen:
k = A0· E-Ea / RΤvar
ENom - multiplikator;
Eoch - aktiverings energi.
Hur ska temperaturen ändras så att en kemisk reaktions hastighet, för vilken temperaturkoefficienten är numeriskt lika med 3, växer 27 gånger?
Beslut. Låt oss använda formeln
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10.
Från villkoret ᴠ2/ ᴠ1 = 27 och γ = 3. Hitta ΔΤ = Τ2–Τ1.
Omvandla den ursprungliga formeln får vi:
den2/ V1= γAΤ / 10.
Ersätt värdena: 27 = 3AΤ / 10.
Därför är det klart att ΔΤ / 10 = 3 och ΔΤ = 30.
Svar: temperaturen bör ökas med 30 grader.
I fysikalisk kemi, frekvensen av kemiska reaktionerhan studerar också aktivt avsnittet katalys. Han är intresserad av hur och varför relativt små mängder av vissa ämnen avsevärt ökar andras interaktion. Sådana ämnen som kan påskynda reaktionen men som inte konsumeras i den själva kallas katalysatorer.
Det har bevisats att katalysatorer förändrar mekanismen förkemisk interaktion, bidrar till uppkomsten av nya övergångstillstånd, som kännetecknas av lägre energibarriärhöjder. Det vill säga de bidrar till en minskning av aktiveringsenergin och därmed till en ökning av antalet effektiva partiklar. Katalysatorn kan inte orsaka en reaktion som är energiskt omöjlig.
Så väteperoxid kan sönderdelas för att bilda syre och vatten:
H2Ο2 = H2Ο + Ο2.
Men denna reaktion är mycket långsam och i våra första hjälpen-kitden har funnits oförändrad under ganska lång tid. När du endast öppnar mycket gamla flaskor med peroxid, kommer du att märka en liten sprängning orsakad av syretrycket på kärlets väggar. Tillsatsen av några få korn av magnesiumoxid kommer att provocera aktiv gasutveckling.
Samma reaktion av sönderdelning av peroxid, men redan undergenom katalasverkan, inträffar under behandlingen av sår. Levande organismer innehåller många olika ämnen som ökar graden av biokemiska reaktioner. De kallas enzymer.
Motsatt effekt på reaktionens gånghar hämmare. Detta är dock inte alltid en dålig sak. Hämmare används för att skydda metallprodukter från korrosion, för att förlänga matens hållbarhet, till exempel för att förhindra fettoxidation.
I händelse av att interaktionen går mellanföreningar som har olika tillstånd av aggregering eller mellan ämnen som inte kan bilda ett homogent medium (oblandbara vätskor), då påverkar denna faktor också signifikant hastigheten för en kemisk reaktion. Detta beror på det faktum att heterogena reaktioner utförs direkt vid gränsytan mellan faserna av de interagerande substanserna. Ju bredare denna gräns är, desto fler partiklar har möjlighet att kollidera och ju snabbare går reaktionen.
Till exempel bränner trä mycket snabbarei form av små marker snarare än loggar. För samma ändamål males många fasta ämnen till ett fint pulver innan de tillsätts till lösningen. Så pulveriserad krita (kalciumkarbonat) verkar snabbare med saltsyra än en bit av samma massa. Förutom att öka arean leder denna teknik också till en kaotisk bristning av kristallgitteret i ett ämne, vilket innebär att det ökar partiklarnas reaktivitet.
Matematiskt hittas hastigheten för en heterogen kemisk reaktion som förändringen i mängden substans (Δν) som sker per tidsenhet (At) per ytenhet
(S): V = Δν / (S At).
Förändringar i systemtrycket påverkarendast när gaser är inblandade i reaktionen. En ökning av trycket åtföljs av en ökning av ämnets molekyler per volymenhet, det vill säga dess koncentration ökar proportionellt. Omvänt leder sänkning av trycket till en ekvivalent minskning av reagenskoncentrationen. I detta fall är formeln som motsvarar ZDM lämplig för beräkning av hastigheten för en kemisk reaktion.
Uppgift. Hur kommer reaktionshastigheten att beskrivas av ekvationen
2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ2,
om volymen på ett slutet system minskas med tre gånger (T = const)?
Beslut. När volymen minskar ökar trycket proportionellt. Låt oss skriva uttryck för initialen (V1) och final (V2) reaktionshastigheter:
den1 = k · [N2]2· [Ο2] och
den2 = k · (3 · [N ^])2· 3 · [Ο2] = k · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2u
För att hitta hur många gånger den nya hastigheten är större än den ursprungliga bör du separera vänster och höger del av uttrycken:
den1/ V2 = (k · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2]) / (k · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Koncentrationsvärdena och hastighetskonstanterna reduceras och det kvarstår:
den2/ V1 = 9 3/1 = 27.
Svar: hastigheten har ökat 27 gånger.
Sammanfattningsvis bör det noteras att hastighetensamspelet mellan ämnen, eller snarare, antalet och kvaliteten på kollisioner med deras partiklar påverkas av många faktorer. Först och främst är det aktiveringsenergin och molekylernas geometri som är nästan omöjliga att korrigera. När det gäller de andra förhållandena följer det för en ökning av reaktionshastigheten:
