Begrebet "hastighed" findes ret ofte i litteraturen. Det vides fra fysikken, at hvad længere afstand vil overvinde materiel krop(person, tog, rumskib) i en vis periode, jo højere hastighed er denne krop.

Sådan måler du hastighed kemisk reaktion, som "går ingen vegne" og ikke tilbagelægger nogen afstand? For at besvare dette spørgsmål skal du finde ud af hvad Altidændringer i nogen kemisk reaktion? Da enhver kemisk reaktion er en proces med at ændre et stof, forsvinder det oprindelige stof i det og bliver til reaktionsprodukter. Under en kemisk reaktion ændres mængden af ​​et stof således altid, antallet af partikler af udgangsstofferne falder, og derfor koncentration (C).

Unified State Examination opgave. Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med ændringen:

1. koncentration af et stof pr. tidsenhed;
2. mængde stof pr. volumenenhed;
3. masse af et stof pr. volumenenhed;
4. volumen af ​​stof under reaktionen.

Sammenlign nu dit svar med det rigtige:

hastigheden af ​​en kemisk reaktion er lig med ændringen i koncentrationen af ​​reaktanten pr. tidsenhed

Hvor C 1 Og Fra 0- koncentrationer af reaktanter, henholdsvis slut- og initial; t 1 Og t 2- tidspunktet for forsøget, henholdsvis sidste og indledende tidsperiode.

Spørgsmål. Hvilken værdi synes du er størst: C 1 eller Fra 0? t 1 eller t 0?

Da reaktanter altid forbruges i en given reaktion, altså

Forholdet mellem disse størrelser er således altid negativt, og hastigheden kan ikke være en negativ størrelse. Derfor kommer der et minustegn i formlen, som samtidig angiver, at hastigheden nogen reaktioner over tid (under konstante forhold) er altid falder.

Så hastigheden af ​​den kemiske reaktion er:

Spørgsmålet opstår: i hvilke enheder skal koncentrationen af ​​reaktanter (C) måles og hvorfor? For at besvare det, skal du forstå, hvad tilstanden er vigtigste for at enhver kemisk reaktion kan forekomme.

For at partikler kan reagere, skal de i det mindste støde sammen. Derfor jo højere antal partikler* (antal mol) pr. volumenenhed, jo oftere støder de sammen, jo større er sandsynligheden for en kemisk reaktion.

* Læs om, hvad en "muldvarp" er i lektion 29.1.

Derfor, når de måler hastigheden af ​​kemiske processer, bruger de molær koncentration stoffer i reagerende blandinger.

Molkoncentrationen af ​​et stof viser, hvor mange mol af det der er indeholdt i 1 liter opløsning

Så jo større molkoncentrationen af ​​reagerende stoffer er, jo flere partikler pr. volumenenhed, jo oftere støder de sammen, jo højere (med andre lige vilkår) hastighed af kemisk reaktion. Derfor er den grundlæggende lov om kemisk kinetik (dette er videnskaben om hastigheden af ​​kemiske reaktioner). lov om masseaktion.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af reaktanterne.

For en reaktion af type A + B →... matematisk kan denne lov udtrykkes som følger:

Hvis reaktionen er mere kompleks, for eksempel 2A + B → eller, som er den samme, A + A + B → ..., så

Således dukkede en eksponent op i hastighedsligningen « to» , som svarer til koefficienten 2 i reaktionsligningen. For mere komplekse ligninger bruges store eksponenter normalt ikke. Dette skyldes det faktum, at sandsynligheden for en samtidig kollision af f.eks. tre molekyler A og to molekyler B er ekstremt lille. Derfor sker der mange reaktioner i flere trin, hvor højst tre partikler kolliderer, og hvert trin i processen forløber med en vis hastighed. Denne hastighed og den kinetiske hastighedsligning for den bestemmes eksperimentelt.

Ovenstående kemiske reaktionshastighedsligninger (3) eller (4) er kun gyldige for homogen reaktioner, dvs. for sådanne reaktioner, når de reagerende stoffer ikke er adskilt af overfladen. For eksempel sker en reaktion i en vandig opløsning, og begge reaktanter er meget opløselige i vand eller en hvilken som helst blanding af gasser.

Det er en anden sag, hvornår det sker heterogen reaktion. I dette tilfælde er der en grænseflade mellem de reagerende stoffer, for eksempel kuldioxid gas reagerer med vand løsning alkalier. I dette tilfælde er det lige så sandsynligt, at ethvert gasmolekyle reagerer, da disse molekyler bevæger sig hurtigt og kaotisk. Hvad med partiklerne i den flydende opløsning? Disse partikler bevæger sig ekstremt langsomt, og de alkalipartikler, der er "i bunden", har praktisk talt ingen chance for at reagere med carbondioxid, hvis opløsningen ikke konstant omrøres. Kun de partikler, der "ligger på overfladen", vil reagere. Så for heterogen reaktioner -

reaktionshastigheden afhænger af størrelsen af ​​grænsefladeoverfladen, som øges med slibning.

Derfor knuses de reagerende stoffer meget ofte (f.eks. opløses i vand), maden tygges grundigt, og under tilberedningsprocessen - males, ledes gennem en kødkværn osv. Et fødevareprodukt, der ikke er knust, er praktisk talt ikke fordøjelig!

Således med maksimal hastighed(alt andet lige) finder homogene reaktioner sted i opløsninger og mellem gasser (hvis disse gasser reagerer ved omgivelsesbetingelser), og i opløsninger, hvor molekylerne er placeret "i nærheden", og formalingen er den samme som i gasser (og endnu mere) !), - reaktionshastigheden er højere.

Unified State Examination opgave. Hvilken reaktion forløber hurtigst med stuetemperatur:

1. kulstof med oxygen;
2. jern med saltsyre;
3. stryge med opløsning eddikesyre
4. opløsninger af alkali og svovlsyre.

I I dette tilfælde vi skal finde ud af, hvilken proces der er homogen.

Det skal bemærkes, at hastigheden af ​​en kemisk reaktion mellem gasser eller en heterogen reaktion, hvori en gas deltager, også afhænger af trykket, da gasserne ved stigende tryk komprimeres, og koncentrationen af ​​partikler stiger (se formel 2). Hastigheden af ​​reaktioner, hvor gasser ikke er involveret, påvirkes ikke af trykændringer.

Unified State Examination opgave. Hastigheden af ​​kemisk reaktion mellem syreopløsningen og jern påvirkes ikke

1. syrekoncentration;
2. slibning af jern;
3. reaktionstemperatur;
4. stigning i tryk.

Endelig afhænger en reaktions hastighed også af stoffernes reaktivitet. For eksempel, hvis ilt reagerer med et stof, så vil reaktionshastigheden alt andet lige være højere, end når det samme stof interagerer med nitrogen. Faktum er, at iltens reaktivitet er mærkbart højere end nitrogens. Vi vil se på årsagen til dette fænomen i den næste del af selvstudiet (lektion 14).

Unified State Examination opgave. Den kemiske reaktion mellem saltsyre og

1. kobber;
2. jern;
3. magnesium;
4. zink

Det skal bemærkes, at ikke enhver kollision af molekyler fører til deres kemiske interaktion (kemisk reaktion). I en gasblanding af brint og ilt kl normale forhold flere milliarder kollisioner sker i sekundet. Men de første tegn på reaktionen (vanddråber) vil først vise sig i kolben efter et par år. I sådanne tilfælde siger de, at reaktionen virker praktisk talt ikke. Men hun muligt, ellers hvordan skal man forklare det faktum, at når denne blanding opvarmes til 300 °C, dugger kolben hurtigt til, og ved en temperatur på 700 °C vil der opstå en frygtelig eksplosion! Det er ikke for ingenting, at en blanding af brint og ilt kaldes "eksplosiv gas".

Spørgsmål. Hvorfor tror du, at reaktionshastigheden stiger så kraftigt, når den opvarmes?

Reaktionshastigheden stiger, fordi for det første antallet af partikelkollisioner stiger, og for det andet antallet af aktiv kollisioner. Det er de aktive kollisioner af partikler, der fører til deres interaktion. For at en sådan kollision kan ske, skal partiklerne have en vis mængde energi.

Den energi, som partikler skal have, for at en kemisk reaktion kan opstå, kaldes aktiveringsenergi.

Denne energi bruges på at overvinde de frastødende kræfter mellem de ydre elektroner af atomer og molekyler og på ødelæggelse af "gamle" kemiske bindinger.

Spørgsmålet opstår: hvordan øger man energien af ​​reagerende partikler? Svaret er enkelt - øg temperaturen, da med stigende temperatur øges partiklernes bevægelseshastighed, og følgelig deres kinetisk energi.

Herske van't Hoff*:

For hver 10 graders temperaturstigning øges reaktionshastigheden 2-4 gange.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30/08/1852–03/1/1911) - hollandsk kemiker. En af grundlæggerne af fysisk kemi og stereokemi. Nobelprisen i kemi nr. 1 (1901).

Det skal bemærkes, at denne regel (ikke en lov!) blev etableret eksperimentelt for reaktioner, der var "praktiske" til måling, det vil sige for sådanne reaktioner, der hverken forløb for hurtigt eller for langsomt og ved temperaturer, der var tilgængelige for forsøgslederen (ikke for høj og ikke for lav).

Spørgsmål. Hvad synes du er den hurtigste måde at koge kartofler på: kog dem eller steg dem i et lag olie?

For rigtigt at forstå betydningen af ​​de beskrevne fænomener kan man sammenligne de reagerende molekyler med en gruppe elever, der er ved at hoppe højt. Hvis de får en barriere på 1 m høj, så skal eleverne løbe op (øge deres "temperatur") for at overvinde barrieren. Ikke desto mindre vil der altid være studerende ("inaktive molekyler"), som ikke vil være i stand til at overvinde denne barriere.

Hvad skal man gøre? Hvis du overholder princippet: "En klog person vil ikke bestige et bjerg, en klog person vil omgå et bjerg," så skal du blot sænke barrieren, for eksempel til 40 cm. Så vil enhver elev være i stand til at overvinde barriere. På molekylært niveau det betyder: for at øge reaktionshastigheden er det nødvendigt at reducere aktiveringsenergien i et givet system.

I rigtige kemiske processer udføres denne funktion af en katalysator.

Katalysator er et stof, der ændrer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, mens den forbliver uændret mod slutningen af ​​den kemiske reaktion.

Katalysator deltager i en kemisk reaktion, der interagerer med et eller flere udgangsstoffer. I dette tilfælde dannes mellemforbindelser, og aktiveringsenergien ændres. Hvis mellemproduktet er mere aktivt (aktivt kompleks), så falder aktiveringsenergien, og reaktionshastigheden stiger.

For eksempel sker reaktionen mellem SO 2 og O 2 meget langsomt, med normale forhold virker praktisk talt ikke. Men i nærvær af NO stiger reaktionshastigheden kraftigt. Først NEJ meget hurtig reagerer med O2:

resulterende nitrogendioxid hurtig reagerer med svovl(IV)oxid:

Opgave 5.1. Vis ved hjælp af dette eksempel, hvilket stof der er en katalysator, og hvilket der er et aktivt kompleks.

Omvendt, hvis der dannes flere passive forbindelser, kan aktiveringsenergien stige så meget, at reaktionen praktisk talt ikke sker under disse forhold. Sådanne katalysatorer kaldes inhibitorer.

I praksis anvendes begge typer katalysatorer. Så specielle organiske katalysatorer - enzymer- deltage i absolut alle biokemiske processer: madfordøjelse, muskelsammentrækning, vejrtrækning. Livet kan ikke eksistere uden enzymer!

Inhibitorer er nødvendige for at beskytte metalprodukter mod korrosion, fedtholdige madvarer fra oxidation (harskhed). Nogle lægemidler indeholder også hæmmere, der hæmmer mikroorganismers vitale funktioner og derved ødelægger dem.

Katalyse kan være homogen eller heterogen. Et eksempel på homogen katalyse er virkningen af ​​NO (dette er en katalysator) på oxidationen af ​​svovldioxid. Et eksempel på heterogen katalyse er virkningen af ​​opvarmet kobber på alkohol:

Denne reaktion sker i to trin:

Opgave 5.2. Bestem, hvilket stof er katalysatoren i dette tilfælde? Hvorfor kaldes denne type katalyse heterogen?

I praksis anvendes oftest heterogen katalyse, hvor faste stoffer tjener som katalysatorer: metaller, deres oxider osv. På overfladen af ​​disse stoffer er der enkeltstående punkter(knudepunkter krystalgitter), hvor den katalytiske reaktion faktisk finder sted. Hvis disse punkter er dækket af fremmede stoffer, stopper katalysen. Dette stof, der er skadeligt for katalysatoren, kaldes katalytisk gift. Andre stoffer - initiativtagere- tværtimod øger de den katalytiske aktivitet.

En katalysator kan ændre retningen af ​​en kemisk reaktion, det vil sige, ved at ændre katalysatoren kan man opnå forskellige reaktionsprodukter. Fra alkoholen C 2 H 5 OH i nærvær af zink og aluminiumoxider kan butadien opnås, og i nærværelse af koncentreret svovlsyre kan ethylen opnås.

Under en kemisk reaktion ændres systemets energi således. Hvis under reaktionen energi frigives i form af varme Q, kaldes denne proces eksotermisk:

Til endo termiske processer varme absorberes, dvs. termisk effekt Q< 0 .

Opgave 5.3. Bestem, hvilken af ​​de foreslåede processer, der er eksoterm, og hvilken der er endoterm:

Ligningen for en kemisk reaktion, hvori termisk effekt, kaldes reaktionens termokemiske ligning. For at skabe en sådan ligning er det nødvendigt at beregne den termiske effekt pr. 1 mol af reaktanten.

Opgave. Når 6 g magnesium forbrændes, frigives 153,5 kJ varme. Skriv en termokemisk ligning for denne reaktion.

Løsning. Lad os lave en ligning for reaktionen og angive OVER formlerne, der er givet:

Efter at have lavet andelen finder vi den ønskede termiske effekt af reaktionen:

Den termokemiske ligning for denne reaktion er:

Sådanne opgaver er givet i opgaverne flertal Muligheder for Unified State Exam! For eksempel.

Unified State Examination opgave. Ifølge den termokemiske reaktionsligning

mængden af ​​varme, der frigives ved afbrænding af 8 g metan, er lig med:

Reversibilitet af kemiske processer. Le Chateliers princip

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - fransk fysisk kemiker og metallurg. Formuleret almindelig lov ligevægtsskift (1884).

Reaktioner kan være reversible eller irreversible.

Irreversibel Det er reaktioner, for hvilke der ikke er nogen betingelser, hvorunder den omvendte proces er mulig.

Et eksempel på sådanne reaktioner er reaktioner, der opstår, når mælk bliver sur, eller når en velsmagende kotelet brændes. Ligesom det er umuligt at komme hakket kød tilbage gennem en kødhakker (og få et stykke kød igen), er det også umuligt at "genoplive" en kotelet eller gøre mælk frisk.

Men lad os stille os selv et simpelt spørgsmål: er processen irreversibel?

For at besvare dette spørgsmål, lad os prøve at huske, er det muligt at udføre den omvendte proces? Ja! Nedbrydningen af ​​kalksten (kridt) for at opnå brændt kalk CaO anvendes i industriel skala:

Således er reaktionen reversibel, da der er betingelser, hvorunder begge behandle:

Desuden er der betingelser, hvorunder hastigheden af ​​den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af ​​den omvendte reaktion.

Under disse forhold er det etableret kemisk ligevægt. På dette tidspunkt stopper reaktionen ikke, men antallet af opnåede partikler er lig med antallet af nedbrudte partikler. Derfor i en tilstand af kemisk ligevægt ændres koncentrationerne af reagerende partikler ikke. For eksempel for vores proces i øjeblikket af kemisk ligevægt

tegn betyder ligevægtskoncentration.

Spørgsmålet opstår, hvad vil der ske med ligevægten, hvis temperaturen øges eller sænkes, eller andre forhold ændres? Svar lignende spørgsmål du kan, vel vidende Le Chateliers princip:

hvis du ændrer betingelserne (t, p, c), hvorunder systemet er i en ligevægtstilstand, så vil ligevægten skifte mod den proces, der modstår forandring.

Med andre ord modstår et ligevægtssystem altid enhver påvirkning udefra, ligesom et lunefuldt barn, der gør "det modsatte", modstår sine forældres vilje.

Lad os se på et eksempel. Lad ligevægt etableres i reaktionen, der producerer ammoniak:

Spørgsmål. Er antallet af mol reagerende gasser det samme før og efter reaktionen? Hvis en reaktion sker i et lukket volumen, hvornår er trykket så større: før eller efter reaktionen?

Det er indlysende denne proces sker med et fald i antallet af gasmolekyler, hvilket betyder tryk falder under den direkte reaktion. I baglæns reaktioner - tværtimod trykket i blandingen stiger.

Lad os spørge os selv, hvad der vil ske, hvis i dette system øge tryk? Ifølge Le Chateliers princip vil reaktionen, der "gør det modsatte", forløbe, dvs. sænker tryk. Dette er en direkte reaktion: færre molekyler gas - mindre tryk.

Så, påøge tryk skifter ligevægten til siden direkte proces, Hvor trykket falder, da antallet af molekyler falder gasser

Unified State Examination opgave. På øge trykbalancen skifter højre i systemet:

Hvis som følge af reaktionen antal molekyler gasser ikke ændrer sig, så påvirker en trykændring ikke ligevægtspositionen.

Unified State Examination opgave. En ændring i tryk påvirker skiftet i ligevægt i systemet:

Ligevægtspositionen for denne og enhver anden reaktion afhænger af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer: ved at øge koncentrationen af ​​udgangsstofferne og mindske koncentrationen af ​​de resulterende stoffer, flytter vi altid ligevægten mod den direkte reaktion (til højre).

Unified State Examination opgave.

vil skifte til venstre, når:

1. øget blodtryk;
2. fald i temperatur;
3. stigende CO-koncentration;
4. faldende CO-koncentration.

Ammoniaksynteseprocessen er eksoterm, det vil sige ledsaget af frigivelse af varme, dvs. temperaturstigning i blandingen.

Spørgsmål. Hvordan vil ligevægten skifte i dette system hvornår temperaturfald?

Argumenterer vi på samme måde konklusion: ved aftagende temperatur, vil ligevægten skifte mod dannelse af ammoniak, da der ved denne reaktion frigives varme, og temperaturen stiger.

Spørgsmål. Hvordan ændres hastigheden af ​​en kemisk reaktion, når temperaturen falder?

Når temperaturen falder, vil hastigheden af ​​begge reaktioner naturligvis falde kraftigt, det vil sige, at du skal vente meget længe på, at den ønskede ligevægt er etableret. Hvad skal man gøre? I dette tilfælde er det nødvendigt katalysator. Selvom han påvirker ikke ligevægtspositionen, men fremskynder begyndelsen af ​​denne tilstand.

Unified State Examination opgave. Kemisk ligevægt i systemet

skifter mod dannelsen af ​​reaktionsproduktet, når:

1. øget blodtryk;
2. temperaturstigning;
3. fald i tryk;
4. brug af en katalysator.

konklusioner

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af:

• arten af ​​de reagerende partikler;
• koncentration eller grænsefladeområde af reaktanter;
• temperatur;
• tilstedeværelse af en katalysator.

Ligevægt etableres, når hastigheden af ​​den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden omvendt proces. I dette tilfælde ændres ligevægtskoncentrationen af ​​reaktanterne ikke. Tilstanden af ​​kemisk ligevægt afhænger af betingelser og adlyder Le Chateliers princip.

7.1. Homogene og heterogene reaktioner

Kemikalier kan findes i forskellige aggregeringstilstande, mens deres Kemiske egenskaber V forskellige stater er de samme, men aktiviteten er anderledes (hvilket blev vist i den sidste forelæsning ved hjælp af eksemplet termisk effekt kemisk reaktion).

Lad os overveje forskellige kombinationer af aggregeringstilstande, hvori to stoffer A og B kan eksistere.

A (g.), B (g.)

A (TV), B (TV)

A (w.), B (tv.)

blande

A(tv.), B(g.)

A (f.), B (g.)

blande

(løsning)

heterogen

heterogen

heterogen

homogen

heterogen

heterogen

homogen

Hg(l) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

En fase er et område af et kemisk system, inden for hvilket alle systemets egenskaber er konstante (identiske) eller konstant ændres fra punkt til punkt. Separate faser er hver af faste stoffer, derudover er der faser af opløsning og gas.

Kaldes homogen kemisk system, hvor alle stoffer er i én fase (i opløsning eller gas). Hvis der er flere faser, så kaldes systemet

heterogen.

Henholdsvis kemisk reaktion kaldes homogen, hvis reaktanterne er i samme fase. Hvis reagenserne er i forskellige faser, så kemisk reaktion kaldet heterogen.

Det er ikke svært at forstå, at da kontakt mellem reagenser er påkrævet for at en kemisk reaktion kan finde sted, sker der samtidig en homogen reaktion i hele opløsningens eller reaktionsbeholderens volumen, mens en heterogen reaktion sker ved en snæver grænse mellem faserne - ved interface. Rent teoretisk sker der således en homogen reaktion hurtigere end en heterogen.

Dermed kommer vi til konceptet hastighed af kemisk reaktion.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance.

7.2. Kemisk reaktionshastighed

Den gren af ​​kemi, der studerer hastigheder og mekanismer af kemiske reaktioner, er en gren af ​​fysisk kemi og kaldes kemisk kinetik.

Kemisk reaktions hastighed er ændringen i mængden af ​​et stof pr. tidsenhed pr. volumenenhed af det reagerende system (for en homogen reaktion) eller pr. enhed overfladeareal (for en heterogen reaktion).

Således, hvis volumen							eller område			grænseflader
ændres ikke, så har udtrykkene for hastighederne af kemiske reaktioner formen:
hom o

Forholdet mellem en ændring i mængden af ​​et stof og volumenet af systemet kan fortolkes som en ændring i koncentrationen af ​​et givet stof.

Bemærk, at for reagenser er udtrykket for hastigheden af ​​en kemisk reaktion skrevet med et minustegn, da koncentrationen af ​​reagenserne falder, og hastigheden af ​​den kemiske reaktion faktisk er en positiv værdi.

Yderligere konklusioner er baseret på simple fysiske overvejelser, der betragter en kemisk reaktion som en konsekvens af samspillet mellem flere partikler.

Elementær (eller simpel) er en kemisk reaktion, der sker i et trin. Hvis der er flere stadier, kaldes sådanne reaktioner komplekse eller sammensatte eller grove reaktioner.

I 1867 blev det foreslået at beskrive hastigheden af ​​en kemisk reaktion lov om masseaktion: hastigheden af ​​en elementær kemisk reaktion er proportional med koncentrationerne af reaktanterne i potenser af støkiometriske koefficienter.n A +m B P,

A, B – reaktanter, P – produkter, n, m – koefficienter.

W =k n m

Koefficienten k kaldes hastighedskonstanten for en kemisk reaktion,

karakteriserer arten af ​​interagerende partikler og afhænger ikke af partikelkoncentrationen.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance. Størrelserne n og m kaldes reaktionsrækkefølge efter stof henholdsvis A og B, og

deres sum (n +m) – reaktionsrækkefølge.

For elementære reaktioner kan reaktionsrækkefølgen være 1, 2 og 3.

Elementære reaktioner med orden 1 kaldes monomolekylære, med orden 2 - bimolekylære, med orden 3 - trimolekylære, baseret på antallet af involverede molekyler. Elementære reaktioner over tredje orden er ukendte - beregninger viser, at det samtidige møde af fire molekyler på et tidspunkt er en for utrolig begivenhed.

Da en kompleks reaktion består af en bestemt sekvens af elementære reaktioner, kan dens hastighed udtrykkes i forhold til hastighederne af individuelle trin af reaktionen. Derfor kan rækkefølgen for komplekse reaktioner være en hvilken som helst, inklusive fraktioneret eller nul ( nul orden reaktion indikerer, at reaktionen sker med en konstant hastighed og ikke afhænger af koncentrationen af ​​reagerende partikler W = k).

Den langsommeste etape kompleks proces normalt kaldet det satsbegrænsende stadium.

Forestil dig, at et stort antal molekyler gik til en gratis biograf, men der var en inspektør ved indgangen, som tjekkede alderen på hvert molekyle. Derfor kommer der en strøm af stof ind i biografdørene, og molekyler kommer ind i biografsalen én ad gangen, dvs. Så langsom.

Eksempler på elementære første-ordens reaktioner er processer med termisk eller radioaktivt henfald; følgelig karakteriserer hastighedskonstanten k enten sandsynligheden for at bryde en kemisk binding eller sandsynligheden for henfald pr. tidsenhed.

Der er mange eksempler på elementære andenordens reaktioner - dette er den mest kendte måde at reagere på for os - partikel A kolliderede med partikel B, en form for transformation skete, og der skete noget der (bemærk at produkter i teorien ikke påvirker noget - al opmærksomhed rettes kun mod reagerende partikler).

Tværtimod er der en del elementære tredje-ordens reaktioner, da det er ret sjældent, at tre partikler mødes samtidigt.

Som en illustration, lad os se på den forudsigelige kraft af kemisk kinetik.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance.

Første ordens kinetiske ligning

(illustrerende supplerende materiale)

Lad os betragte en homogen førsteordensreaktion, hvis hastighedskonstant er lig med k, hvor begyndelseskoncentrationen af ​​stof A er lig med [A]0.

Per definition er hastigheden af ​​en homogen kemisk reaktion lig med

K[A]

ændring i koncentration pr. tidsenhed. Når stof A –

reagens, sæt et minustegn.

En sådan ligning kaldes differential (der er

afledte)

[EN]

For at løse det overfører vi mængderne til venstre side

koncentrationer, og på det rigtige tidspunkt.

Hvis afledte af to funktioner er lige store, så er funktionerne selv

bør ikke afvige mere end en konstant.

For løsninger givet ligning tag integralet af venstre side (over

koncentration) og højre side (i tid). For ikke at skræmme

ln[A] = −kt +C

lyttere, vil vi begrænse os til svaret.

ln-symbolet er en naturlig logaritme, dvs. nummer b sådan at

= [A],e = 2,71828…

ln[A]- ln0 = -kt

Konstanten C findes ud fra startbetingelserne:

ved t = 0 er startkoncentrationen [A]0

[EN]

Tidslogaritme –

dette er en potens af et tal, vi bruger magtens egenskaber

[A]0

e a− b=

Lad os nu slippe af med den grimme logaritme (se definition

logaritme 6-7 linjer højere),

Hvorfor hæver vi antallet?

i potensen af ​​venstre side af ligningen og højre side af ligningen.

[EN]

E−kt

Gang med [A]0

[A]0

Første ordens kinetiske ligning.

[A]= 0 × e − kt

Baseret

den opnåede kinetiske ligning af den første

bestille måske

beregnet

stofkoncentration

når som helst

Til formålet med vores kursus denne konklusion er kun til informationsformål for at demonstrere for dig brugen af matematiske apparater at beregne forløbet af en kemisk reaktion. En kompetent kemiker kan derfor ikke andet end at kende matematik. Lær matematik!

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance. Koncentrationen af ​​reaktanter og produkter versus tid kan plottes kvalitativt på følgende måde(For eksempel irreversibel reaktion første ordre)

Faktorer, der påvirker reaktionshastigheden

1. Reaktanternes art

For eksempel vil reaktionshastigheden af ​​følgende stoffer: H2 SO4, CH3 COOH, H2 S, CH3 OH - med hydroxidion variere afhængigt af styrken H-O bindinger. For at vurdere styrken af ​​en given forbindelse kan du bruge værdien af ​​den relative positiv ladning på et brintatom: jo større ladning, jo lettere vil reaktionen være.

2. Temperatur

Livserfaring fortæller os, at reaktionshastigheden afhænger af temperaturen og stiger med stigende temperatur. For eksempel sker processen med at syrne mælk hurtigere ved stuetemperatur i stedet for i køleskabet.

Lad os vende os til matematisk udtryk lov om masseaktion.

W =k n m

Enkelt gang venstre side af dette udtryk (reaktionshastighed) afhænger af temperatur, derfor afhænger højre side af udtrykket også af temperatur. I dette tilfælde afhænger koncentrationen selvfølgelig ikke af temperaturen: for eksempel bevarer mælk sit fedtindhold på 2,5% både i køleskabet og ved stuetemperatur. Så, som Sherlock Holmes plejede at sige, er den resterende løsning den rigtige, uanset hvor mærkelig den kan virke: hastighedskonstanten afhænger af temperaturen!

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance. Reaktionshastighedskonstantens afhængighed af temperaturen udtrykkes ved hjælp af Arrhenius-ligningen:

− E a

k = k0 eRT,

hvori

R = 8,314 J mol-1 K-1 – universel gaskonstant,

E a er reaktionens aktiveringsenergi (se nedenfor), den anses konventionelt for uafhængig af temperatur;

k 0 er den præ-eksponentielle faktor (dvs. den faktor, der kommer før den eksponentielle), hvis værdi også er næsten uafhængig af temperaturen og først og fremmest bestemmes af rækkefølgen af ​​reaktionen.

Værdien af ​​k0 er således cirka 1013 s-1 for en førsteordens reaktion, 10 -10 l mol-1 s-1 for en andenordens reaktion,

for en tredje ordens reaktion – 10 -33 l2 mol-2 s-1. Det er ikke nødvendigt at huske disse værdier.

De nøjagtige værdier af k0 for hver reaktion bestemmes eksperimentelt.

Begrebet aktiveringsenergi bliver tydeligt ud fra følgende figur. Faktisk er aktiveringsenergi den energi, som en reagerende partikel skal have, for at en reaktion kan opstå.

Desuden, hvis vi opvarmer systemet, så stiger partiklernes energi (stiplet graf), mens overgangstilstanden (≠) forbliver på samme niveau. Energiforskellen mellem overgangstilstanden og reaktanterne (aktiveringsenergi) falder, og reaktionshastigheden ifølge Arrhenius-ligningen stiger.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Lov om masseaktion. Kemisk balance. Ud over Arrhenius-ligningen er der Van't Hoff-ligningen, som

karakteriserer reaktionshastighedens afhængighed af temperaturen gennem temperaturkoefficienten γ:

Temperaturkoefficienten γ viser, hvor mange gange hastigheden af ​​en kemisk reaktion vil stige, når temperaturen ændres med 10o.

Van't Hoff ligning:

T 2− T 1

W (T2) = W (T1) x y10

Typisk er koefficienten γ i området fra 2 til 4. Af denne grund bruger kemikere ofte den tilnærmelse, at en temperaturstigning på 20o fører til en stigning i reaktionshastigheden med en størrelsesorden (dvs. 10 gange).

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af følgende faktorer:

1) Arten af ​​de reagerende stoffer.

2) Reagensernes kontaktflade.

3) Koncentration af reaktanter.

4) Temperatur.

5) Tilstedeværelse af katalysatorer.

Hastigheden af ​​heterogene reaktioner afhænger også af:

a) størrelsen af ​​fasegrænsefladen (med en stigning i fasegrænsefladen øges hastigheden af ​​heterogene reaktioner);

b) hastigheden for tilførsel af reagerende stoffer til fasegrænsefladen og hastigheden for fjernelse af reaktionsprodukter fra den.

Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​en kemisk reaktion:

1. Reagensernes art. Naturen af ​​de kemiske bindinger i forbindelser og strukturen af ​​deres molekyler spiller en vigtig rolle. For eksempel sker frigivelsen af ​​brint fra zink fra en opløsning af saltsyre meget hurtigere end fra en opløsning af eddikesyre, da polariteten af ​​H-C1-bindingen er større end O-N forbindelser i CH 3 COOH-molekylet, med andre ord på grund af det faktum, at HCl - stærk elektrolyt og CH3COOH er en svag elektrolyt i en vandig opløsning.

2. Kontaktflade af reagenser. Jo større kontaktfladen af ​​de reagerende stoffer er, jo hurtigere forløber reaktionen. Overfladearealet af faste stoffer kan øges ved at slibe dem, og for opløselige stoffer ved at opløse dem. Reaktioner i opløsninger sker næsten øjeblikkeligt.

3. Koncentration af reagenser. For at interaktion kan forekomme, skal partikler af reagerende stoffer i et homogent system kollidere. Ved stigning koncentrationer af reaktanter reaktionshastigheden stiger. Dette forklares ved, at når mængden af ​​stof pr. volumenenhed stiger, stiger antallet af kollisioner mellem partikler af reagerende stoffer. Antallet af kollisioner er proportionalt med antallet af partikler af reagerende stoffer i reaktorens volumen, dvs. deres molære koncentrationer.

Reaktionshastighedens kvantitative afhængighed af koncentrationen af ​​reaktanter udtrykkes lov om masseaktion (Guldberg og Waage, Norge, 1867): hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer.

Til reaktion:

aA + bB ↔ cC + dD

reaktionshastigheden i overensstemmelse med loven om massevirkning er lig med:

υ = k[EN]υ a ·[B]υ b,(9)

hvor [A] og [B] er koncentrationerne af udgangsstofferne;

k-reaktionshastighedskonstant, som er lig med reaktionshastigheden ved koncentrationerne af reaktanterne [A] = [B] = 1 mol/l.

Reaktionshastighedskonstanten afhænger af reaktanternes beskaffenhed, temperatur, men afhænger ikke af koncentrationen af ​​stoffer.

Udtryk (9) kaldes kinetisk ligning af reaktionen. De kinetiske ligninger inkluderer koncentrationerne af gasformige og opløste stoffer, men inkluderer ikke koncentrationerne af faste stoffer:

2S02 (g) + O2 (g) = 2S03 (g); υ = k 2 · [02];

CuO (tv.) + H2 (g) = Cu (tv.) + H20 (g); υ = k.

Ved hjælp af kinetiske ligninger kan du beregne, hvordan reaktionshastigheden ændres, når koncentrationen af ​​reaktanter ændres.

Katalysatorens indflydelse.

5. Reaktionstemperatur. Teori om aktiv kollision

For at en elementær handling af kemisk interaktion kan finde sted, skal de reagerende partikler kollidere med hinanden. Det er dog ikke enhver kollision, der resulterer i en kemisk reaktion. Kemisk interaktion opstår, når partikler nærmer sig afstande, hvor omfordeling af elektrondensitet og dannelse af nye kemiske bindinger er mulig. De interagerende partikler skal have tilstrækkelig energi til at overvinde de frastødende kræfter, der opstår mellem deres elektronskaller.

Overgangstilstand- en tilstand af systemet, hvor ødelæggelsen og skabelsen af ​​forbindelser er afbalanceret. Systemet forbliver i en overgangstilstand i kort tid (10–15 s). Den energi, der skal bruges på at bringe systemet i en overgangstilstand, kaldes aktiveringsenergi. I flertrinsreaktioner, der omfatter flere overgangstilstande, svarer aktiveringsenergien til højeste værdi energi. Efter at have overvundet overgangstilstanden, spredes molekylerne igen med ødelæggelse af gamle bindinger og dannelse af nye eller med transformation af de oprindelige bindinger. Begge muligheder er mulige, da de opstår med frigivelse af energi. Der er stoffer, der kan reducere aktiveringsenergien for en given reaktion.

Aktive molekyler A 2 og B 2 ved kollision kombineres til et mellemaktivt kompleks A 2 ... B 2 med svækkelse og derefter brydning af A-A og B-B bindingerne og styrkelse af A-B bindingerne.

"Aktiveringsenergien" af reaktionen til dannelsen af ​​НI (168 kJ/mol) er betydeligt mindre end den energi, der kræves for fuldstændig at bryde bindingen i de indledende molekyler af Н2 og I2 (571 kJ/mol). Derfor reaktionsvejen gennem formationen aktivt (aktiveret) kompleks energimæssigt mere gunstig end vejen gennem det fuldstændige brud af bindinger i de oprindelige molekyler. Langt de fleste reaktioner sker gennem dannelsen af ​​mellemaktive komplekser. Principperne for teorien om det aktive kompleks blev udviklet af G. Eyring og M. Polyani i 30'erne af det 20. århundrede.

Aktiveringsenergi repræsenterer den overskydende kinetiske energi af partikler i forhold til den gennemsnitlige energi, der kræves til den kemiske omdannelse af kolliderende partikler. Reaktioner er karakteriseret ved forskellige aktiveringsenergier (Ea). I de fleste tilfælde varierer aktiveringsenergien af ​​kemiske reaktioner mellem neutrale molekyler fra 80 til 240 kJ/mol. Til biokemiske processer værdier E a ofte lavere - op til 20 kJ/mol. Dette forklares af det faktum, at langt de fleste biokemiske processer fortsætter gennem stadiet af enzym-substratkomplekser. Energibarrierer begrænser reaktionen. Takket være dette, i princippet mulige reaktioner(på Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

For at der kan opstå en reaktion, skal molekylerne være orienteret på en bestemt måde og have tilstrækkelig energi, når de støder sammen. Sandsynligheden for korrekt kollisionsorientering er karakteriseret ved aktiveringsentropi ∆S a. Omfordelingen af ​​elektrontæthed i det aktive kompleks begunstiges af tilstanden, når molekylerne A 2 og B 2 er orienteret ved kollision, som vist i fig. 3a, hvorimod med orienteringen vist i fig. 3b er sandsynligheden for reaktion endnu meget mindre - i fig. 3c.

Ris. 3. Gunstige (a) og ugunstige (b, c) orienteringer af molekylerne A 2 og B 2 ved kollision

Ligningen, der karakteriserer hastighedens og reaktionens afhængighed af temperatur, aktiveringsenergi og aktiveringsentropi, har formen:

(10)

Hvor k- reaktionshastighedskonstant;

EN- til en første tilnærmelse, det samlede antal kollisioner mellem molekyler pr. tidsenhed (sekund) pr. volumenenhed;

e- grundlaget for naturlige logaritmer;

R- universel gaskonstant;

T- absolut temperatur;

E a- aktiveringsenergi;

∆S a- ændring i aktiveringsentropi.

Ligning (11) blev udledt af Arrhenius i 1889. Præ-eksponentiel faktor EN proportional med det samlede antal kollisioner mellem molekyler pr. tidsenhed. Dens dimension falder sammen med dimensionen af ​​hastighedskonstanten og afhænger af reaktionens samlede rækkefølge.

Udstiller lig med brøkdelen af ​​aktive kollisioner fra deres samlet antal, dvs. kolliderende molekyler skal have tilstrækkelig interaktionsenergi. Sandsynligheden for deres ønskede orientering i stødøjeblikket er proportional med .

Ved diskussion af massevirkningsloven for hastighed (9) blev det specifikt anført, at hastighedskonstanten er en konstant værdi, der ikke afhænger af koncentrationerne af reagenserne. Det blev antaget, at alle kemiske omdannelser sker ved en konstant temperatur. Samtidig kan hastigheden af ​​kemisk omdannelse ændre sig betydeligt med faldende eller stigende temperatur. Set fra loven om massevirkning skyldes denne ændring i hastigheden temperaturafhængigheden af ​​hastighedskonstanten, da koncentrationerne af de reagerende stoffer kun ændres lidt på grund af termisk udvidelse eller kompression af væsken.

Mest godt kendt faktum er en stigning i reaktionshastigheden med stigende temperatur. Denne type temperaturafhængighed hastighed kaldes normal (Fig. 3 a). Denne type afhængighed er karakteristisk for alle simple reaktioner.

Ris. 3. Typer af temperaturafhængighed af hastigheden af ​​kemiske reaktioner: a - normal;

b - unormal; c - enzymatisk

Imidlertid er kemiske omdannelser nu velkendte, hvis hastighed falder med stigende temperatur; denne type temperaturafhængighed af hastigheden kaldes abnorm . Et eksempel er gasfasereaktionen af ​​nitrogen(II)oxid med brom (fig. 3 b).

Særlig interesse for læger repræsenterer det temperaturafhængigheden af ​​hastigheden enzymatiske reaktioner, dvs. reaktioner, der involverer enzymer. Næsten alle reaktioner, der forekommer i kroppen, tilhører denne klasse. For eksempel, når hydrogenperoxid nedbrydes i nærværelse af enzymet katalase, afhænger nedbrydningshastigheden af ​​temperaturen. I intervallet 273-320 TIL Temperaturafhængigheden er normal. Når temperaturen stiger, stiger hastigheden, og når temperaturen falder, falder den. Når temperaturen stiger over 320 TIL Der er et kraftigt unormalt fald i hastigheden af ​​peroxidnedbrydning. Et lignende billede opstår for andre enzymatiske reaktioner (fig. 3c).

Fra Arrhenius-ligningen for k det er klart, at siden T inkluderet i eksponenten er hastigheden af ​​en kemisk reaktion meget følsom over for temperaturændringer. Afhængigheden af ​​hastigheden af ​​en homogen reaktion af temperaturen kan udtrykkes ved van't Hoff-reglen, ifølge hvilken med hver 10° stigning i temperaturen, øges reaktionshastigheden med 2-4 gange; kaldes et tal, der viser, hvor mange gange hastigheden af ​​en given reaktion stiger med en temperaturstigning på 10° temperaturkoefficient for reaktionshastighed -γ.

Denne regel udtrykkes matematisk med følgende formel:

(12)

hvor γ er temperaturkoefficienten, som viser, hvor mange gange reaktionshastigheden stiger, når temperaturen stiger med 10 0; υ 1 –t1; υ 2 – reaktionshastighed ved temperatur t2.

Efterhånden som temperaturen stiger aritmetisk progression hastigheden stiger geometrisk.

For eksempel, hvis γ = 2,9, så stiger reaktionshastigheden med en temperaturstigning på 100° med 2,9 10 gange, dvs. 40 tusind gange. Afvigelser fra denne regel er biokemiske reaktioner, hvis hastighed stiger ti gange med en lille stigning i temperaturen. Denne regel er kun gyldig til en grov tilnærmelse. Reaktioner, der involverer store molekyler (proteiner), er karakteriseret ved en stor temperaturkoefficient. Hastigheden af ​​denaturering af protein (ægalbumin) stiger 50 gange med en stigning i temperaturen med 10 °C. Efter at have nået et vist maksimum (50-60 °C), falder reaktionshastigheden kraftigt som følge af termisk denaturering af proteinet.

For mange kemiske reaktioner er loven om massevirkning for hastighed ukendt. I sådanne tilfælde kan udtrykket bruges til at beskrive temperaturafhængigheden af ​​konverteringsraten:

Præ-eksponent Og med afhænger ikke af temperatur, men afhænger af koncentration. Måleenheden er mol/l∙s.

Den teoretiske afhængighed gør det muligt at beregne hastigheden på forhånd ved enhver temperatur, hvis aktiveringsenergien og præ-eksponentialen er kendt. Således forudsiges temperaturens indflydelse på hastigheden af ​​kemisk omdannelse.

Komplekse reaktioner

Princippet om uafhængighed. Alt diskuteret ovenfor vedrørte relativt simple reaktioner, men i kemi støder man ofte på såkaldte komplekse reaktioner. Sådanne reaktioner inkluderer dem, der er diskuteret nedenfor. Ved tilbagetrækning kinetiske ligninger Til disse reaktioner anvendes princippet om uafhængighed: Hvis der forekommer flere reaktioner i et system, er hver af dem uafhængig af de andre, og dens hastighed er proportional med produktet af koncentrationerne af dets reaktanter.

Parallelle reaktioner- Det er reaktioner, der opstår samtidigt i flere retninger.

Den termiske nedbrydning af kaliumchlorat sker samtidigt i to reaktioner:

Sekventielle reaktioner- Det er reaktioner, der opstår i flere faser. Disse er de fleste reaktioner i kemi.

.

Konjugerede reaktioner. Hvis der forekommer flere reaktioner i et system, og forekomsten af ​​en af ​​dem er umulig uden den anden, kaldes disse reaktioner konjugeret , og selve fænomenet - ved induktion .

2HI + H2CrO4 → I2 + Cr2O3 + H2O.

Denne reaktion observeres praktisk talt ikke under normale forhold, men hvis FeO tilsættes til systemet, opstår følgende reaktion:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

og samtidig indtræffer den første reaktion. Årsagen til dette er dannelsen i den anden reaktion af mellemprodukter involveret i den første reaktion:

Fe02 + H2CrO4 -> Cr203 + Fe5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Kemisk induktion- et fænomen, hvor en kemisk reaktion (sekundær) afhænger af en anden (primær).

A+ I- primær reaktion,

A+C- sekundær reaktion,

så er A en aktivator, I- induktor, C - acceptor.

Under kemisk induktion, i modsætning til katalyse, falder koncentrationerne af alle reaktionsdeltagere.

Induktionsfaktor bestemt ud fra følgende ligning:

.

Afhængigt af størrelsen af ​​induktionsfaktoren er følgende tilfælde mulige.

jeg > 0 - dæmpningsproces. Reaktionshastigheden falder over tid.

jeg < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Fænomenet induktion er vigtigt, fordi energien fra den primære reaktion i nogle tilfælde kan kompensere for den energi, der forbruges i den sekundære reaktion. Af denne grund viser det sig for eksempel at være termodynamisk muligt at syntetisere proteiner ved polykondensering af aminosyrer.

Kædereaktioner. Hvis en kemisk reaktion fortsætter med dannelsen af ​​aktive partikler (ioner, radikaler), som, når de kommer ind i efterfølgende reaktioner, forårsager fremkomsten af ​​nye aktive partikler, kaldes denne sekvens af reaktioner kædereaktion.

Dannelsen af ​​frie radikaler er forbundet med forbruget af energi til at bryde bindinger i molekylet. Denne energi kan overføres til molekyler ved belysning, elektrisk udladning, opvarmning, bestråling med neutroner, α- og β-partikler. For at udføre kædereaktioner ved lave temperaturer indføres initiatorer i den reagerende blanding - stoffer, der let danner radikaler: natriumdamp, organiske peroxider, jod osv.

Reaktionen af ​​dannelse af hydrogenchlorid fra enkle forbindelser, aktiveret af lys.

Total reaktion:

H2 + C12 2HC1.

Individuelle stadier:

Сl 2 2Сl∙ fotoaktivering af klor (initiering)

Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ kædeudvikling

H∙ + Cl2 = HCl + Cl∙ osv.

H∙ + Cl∙ = HCl åbent kredsløb

Her er H∙ og Cl∙ aktive partikler (radikaler).

I denne reaktionsmekanisme kan der skelnes mellem tre grupper af elementære stadier. Den første er en fotokemisk reaktion kædekernedannelse. Klormolekyler, der har absorberet en let kvante, dissocierer til frie atomer med høj reaktivitet. Under kernedannelsen af ​​en kæde sker således dannelsen af ​​frie atomer eller radikaler fra valensmættede molekyler. Processen med kædekernedannelse kaldes også indvielse. Kloratomer, der har uparrede elektroner, er i stand til at reagere med molekylært hydrogen, der danner molekyler af hydrogenchlorid og atomart brint. Atomisk brint vekselvirker til gengæld med et klormolekyle, hvorved der igen dannes et hydrogenchloridmolekyle og atomært klor osv.

Disse processer, der er karakteriseret ved gentagelsen af ​​de samme elementære stadier (links) og fortsætter med bevarelsen af ​​frie radikaler, fører til forbrug af udgangsstoffer og dannelse af reaktionsprodukter. Sådanne grupper af reaktioner kaldes reaktioner på udvikling (eller fortsættelse) af kæden.

Scene kædereaktion, hvor døden af ​​frie radikaler opstår kaldes åbent kredsløb. Kædeterminering kan forekomme som et resultat af rekombinationen af ​​frie radikaler, hvis den energi, der frigives under denne proces, kan gives til en tredje krop: karvæggen eller molekyler af inaktive urenheder (trin 4, 5). Det er grunden til, at kædereaktionshastigheden er meget følsom over for tilstedeværelsen af ​​urenheder, for formen og størrelsen af ​​beholderen, især ved lave tryk.

Antallet af elementære led fra det øjeblik kæden begynder at knække kaldes kædelængden. I det undersøgte eksempel dannes op til 105 HCl-molekyler for hver lyskvantum.

Kædereaktioner, hvor der ikke er nogen "multiplicering" af antallet af frie radikaler kaldes uforgrenet eller simple kædereaktioner . I hvert elementært stadie af det uforgrenede kædeproces et radikal "føder" et molekyle af reaktionsproduktet og kun et nyt radikal (fig. 41).

Andre eksempler på simple kædereaktioner: a) chlorering af paraffincarbonhydrider Cl∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH3 ∙ + Cl - → CH3 Cl + Cl ∙ osv.; b) reaktioner radikal polymerisation for eksempel polymerisation af vinylacetat i nærvær af benzoylperoxid, som let nedbrydes til radikaler; c) vekselvirkningen af ​​brint med brom, som forekommer i henhold til en mekanisme svarende til reaktionen af ​​chlor med brint, kun med en kortere kædelængde på grund af dets endotermicitet.

Hvis der som følge af væksthandlingen opstår to eller flere aktive partikler, er denne kædereaktion forgrenet.

I 1925 opdagede N. N. Semenov og hans samarbejdspartnere reaktioner indeholdende elementære stadier, som et resultat af hvilke ikke en, men flere kemisk aktive partikler - atomer eller radikaler - opstår. Fremkomsten af ​​flere nye frie radikaler fører til fremkomsten af ​​flere nye kæder, dvs. en kæde grene. Sådanne processer kaldes forgrenede kædereaktioner (fig. 42).

Et eksempel på en meget forgrenet proces er oxidationen af ​​hydrogen ved lave tryk og en temperatur på ca. 900°C. Reaktionsmekanismen kan skrives som følger.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ kædeinitiering

2. OH∙ + H2 → H2O + H∙ kædeudvikling

3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: kædeforgrening

4. O: + H2 → OH∙ +H∙

5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ fortsættelse af kæden

6. Н∙ + Н∙ + væg → Н 2 åbent kredsløb på karvæggen

7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M åbent kredsløb i volumen.

M er et inert molekyle. Radikalen HO 2 ∙, dannet under en tredobbelt kollision, er inaktiv og kan ikke fortsætte kæden.

I det første trin af processen dannes hydroxylradikaler, som sikrer udviklingen af ​​en simpel kæde. I det tredje trin, som et resultat af interaktion med det oprindelige molekyle af et radikal, dannes to radikaler, og oxygenatomet har to frie valenser. Dette sikrer forgrening af kæden.

Som et resultat af kædeforgrening stiger reaktionshastigheden hurtigt i den indledende periode, og processen ender med en kædeantændelseseksplosion. Forgrenede kædereaktioner ender dog kun i eksplosion, når forgreningshastigheden er større end kædetermineringshastigheden. I Ellers processen er langsom.

Når reaktionsbetingelserne ændres (ændringer i tryk, temperatur, blandingssammensætning, størrelse og tilstand af reaktionsbeholderens vægge osv.), kan der ske en overgang fra en langsom reaktion til en eksplosion og omvendt. I kædereaktioner er der således begrænsende (kritiske) tilstande, hvor kædeantændelse sker, hvorfra der skal skelnes termisk antændelse, der opstår ved eksoterme reaktioner som følge af stadigt stigende opvarmning af den reagerende blanding med svag varmefjernelse.

Oxidation af dampe af svovl, fosfor, carbonmonoxid (II), carbondisulfid osv. sker gennem en forgrenet kædemekanisme.

Moderne teori kædeprocesser udviklet af prismodtagere Nobel pris (1956) sovjetisk akademiker N. N. Semenov og den engelske videnskabsmand Hinshelwood.

Kædereaktioner bør skelnes fra katalytiske reaktioner, selvom sidstnævnte også er cykliske. Den væsentligste forskel mellem kædereaktioner og katalytiske er, at reaktionen med en kædemekanisme kan flyde i retning af at øge systemets energi på grund af spontane reaktioner. En katalysator forårsager ikke en termodynamisk umulig reaktion. Derudover er der i katalytiske reaktioner ingen processtadier såsom kædekernedannelse og kædeterminering.

Polymerisationsreaktioner. Et særligt tilfælde af en kædereaktion er en polymerisationsreaktion.

Polymerisation er en proces, hvor reaktionen af ​​aktive partikler (radikaler, ioner) med lavmolekylære forbindelser (monomerer) ledsages af sekventiel tilføjelse af sidstnævnte med en forøgelse af længden af ​​materialekæden (molekylelængde), dvs. dannelsen af ​​en polymer.

Monomerer er organiske forbindelser som regel indeholdende umættede (dobbelt-, tredobbelte) bindinger i molekylet.

Hovedstadier af polymerisationsprocessen:

1. Indvielse(under påvirkning af lys, varme osv.):

A: A→A" + A"- homolytisk nedbrydning med dannelse af radikaler (aktive valens-umættede partikler).

A: B→ A - + B +- heterolytisk nedbrydning med dannelse af ioner.

2. Kædehøjde: A" + M→ ER"

(eller A - + M→ ER", eller I + + M→ VM +).

3. Åbent kredsløb: AM" + AM"→ polymer

(eller AM" + B +→ polymer, VM ++ A"→ polymer).

Hastigheden af ​​en kædeproces er altid større end for en ikke-kædeproces.

Kinetik– videnskaben om hastigheden af ​​kemiske reaktioner.

Kemisk reaktionshastighed– antal elementære akter kemisk interaktion strømmer pr. tidsenhed pr. volumenenhed (homogen) eller pr. overfladeenhed (heterogen).

Sand reaktionshastighed:

2. Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​en kemisk reaktion

For homogene, heterogene reaktioner:

1) koncentration af reagerende stoffer;

2) temperatur;

3) katalysator;

4) inhibitor.

Kun for heterogene:

1) tilførselshastigheden af ​​reagerende stoffer til fasegrænsefladen;

2) overfladeareal.

Hovedfaktoren er arten af ​​reaktanterne - arten af ​​bindingerne mellem atomer i reaktanternes molekyler.

NO 2 – nitrogenoxid (IV) – rævehale, CO – carbonmonoxid, carbonmonoxid.

Hvis de oxideres med ilt, vil reaktionen i det første tilfælde ske øjeblikkeligt, så snart du åbner hætten på beholderen, i det andet tilfælde forlænges reaktionen over tid.

Koncentrationen af ​​reaktanter vil blive diskuteret nedenfor.

Blå opalescens angiver tidspunktet for svovludfældning; jo højere koncentration, jo højere hastighed.

Ris. 10

Jo højere koncentrationen af ​​Na 2 S 2 O 3 er, jo kortere tid tager reaktionen. Grafen (fig. 10) viser direkte proportional afhængighed. Reaktionshastighedens kvantitative afhængighed af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer er udtrykt ved LMA (lov om massevirkning), som siger: hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer.

Så, grundlæggende kinetiklov er en empirisk etableret lov: hastigheden af ​​en reaktion er proportional med koncentrationen af ​​reaktanterne, eksempel: (dvs. for en reaktion)

For denne reaktion H 2 + J 2 = 2HJ – hastigheden kan udtrykkes i form af en ændring i koncentrationen af ​​et hvilket som helst af stofferne. Hvis reaktionen fortsætter fra venstre mod højre, vil koncentrationen af ​​H 2 og J 2 falde, og koncentrationen af ​​HJ vil stige, efterhånden som reaktionen skrider frem. Til øjeblikkelig hastighed reaktioner kan skrives som:

firkantede parenteser angiver koncentration.

Fysisk betydning k– molekyler er i kontinuerlig bevægelse, kolliderer, flyver fra hinanden og rammer karrets vægge. For at den kemiske reaktion til at danne HJ kan forekomme, skal H2- og J2-molekylerne kollidere. Antallet af sådanne kollisioner vil være større, jo flere flere molekyler H 2 og J 2 er indeholdt i volumenet, dvs. jo større værdierne [H 2 ] og . Men molekyler flytter med ved forskellige hastigheder, og den samlede kinetiske energi af de to kolliderende molekyler vil være forskellig. Hvis de hurtigste molekyler H 2 og J 2 kolliderer, kan deres energi være så høj, at molekylerne bryder sammen i atomer af jod og brint, som flyver fra hinanden og derefter interagerer med andre molekyler H 2 + J 2 > 2H+2J, derefter H+J2 > HJ + J. Hvis energien af ​​de kolliderende molekyler er mindre, men høj nok til at svække H – H og J – J bindingerne, vil dannelsesreaktionen af ​​hydrogeniodid forekomme:

For de fleste kolliderende molekyler er energien mindre end den, der kræves for at svække bindingerne i H 2 og J 2. Sådanne molekyler vil "stille" kollidere og også "stille" spredes og forblive, hvad de var, H 2 og J 2. Det er således ikke alle, men kun en del af kollisionerne, der fører til en kemisk reaktion. Proportionalitetskoefficienten (k) viser antallet af effektive kollisioner, der fører til en kollisionsreaktion ved koncentrationer [H 2 ] = 1 mol. Størrelse k–konstant hastighed. Hvordan kan hastigheden være konstant? Ja, ensartet hastighed retlinet bevægelse kaldes en konstant vektor mængde, lig med forholdet mellem kroppens bevægelse over et hvilket som helst tidsrum og værdien af ​​dette interval. Men molekyler bevæger sig kaotisk, hvordan kan hastigheden så være konstant? Men konstant hastighed kan kun udføres ved en konstant temperatur. Med stigende temperatur stiger andelen af ​​hurtige molekyler, hvis kollisioner fører til en reaktion, dvs. hastighedskonstanten stiger. Men stigningen i hastighedskonstanten er ikke ubegrænset. Ved en bestemt temperatur vil molekylernes energi blive så stor, at næsten alle sammenstød af reaktanterne vil være effektive. Når to hurtige molekyler støder sammen, vil der opstå en omvendt reaktion.

Der vil komme et øjeblik, hvor hastighederne for dannelse af 2HJ fra H 2 og J 2 og nedbrydning vil være ens, men dette er allerede en kemisk ligevægt. Reaktionshastighedens afhængighed af koncentrationen af ​​reaktanterne kan spores ved anvendelse af den traditionelle reaktion af interaktion mellem en opløsning af natriumthiosulfat og en opløsning af svovlsyre.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H2S2O3 = Sv+H2O+SO2 ^. (2)

Reaktion (1) sker næsten øjeblikkeligt. Reaktionshastigheden (2) afhænger ved en konstant temperatur af koncentrationen af ​​reaktanten H 2 S 2 O 3. Dette er præcis den reaktion, vi observerede - i dette tilfælde måles hastigheden ved tiden fra begyndelsen af ​​opløsningerne til at smelte sammen, indtil udseendet af opalescens. I artiklen L. M. Kuznetsova Reaktionen af ​​natriumthiosulfat med saltsyre er beskrevet. Hun skriver, at når opløsninger drænes, opstår der opalescens (turbiditet). Men denne udtalelse L.M. Kuznetsova tager fejl, fordi opalescens og turbiditet er to forskellige ting. Opalescens (fra opal og latin escentia– suffiks, der betyder svag effekt) – spredning af lys ved uklare medier på grund af deres optiske inhomogenitet. Lysspredning– afvigelse af lysstråler, der udbreder sig i et medium i alle retninger fra den oprindelige retning. Kolloide partikler er i stand til at sprede lys (Tyndall-Faraday-effekten) - dette forklarer opalescens, en let uklarhed af den kolloide opløsning. Når du udfører dette eksperiment, er det nødvendigt at tage højde for den blå opalescens og derefter koaguleringen af ​​den kolloide svovlsuspension. Den samme tæthed af suspensionen bemærkes af den synlige forsvinden af ​​ethvert mønster (for eksempel et gitter på bunden af ​​en kop) observeret ovenfra gennem opløsningslaget. Tiden tælles ved hjælp af et stopur fra tidspunktet for dræning.

Opløsninger af Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O og H 2 SO 4.

Den første fremstilles ved at opløse 7,5 g salt i 100 ml H 2 O, hvilket svarer til en koncentration på 0,3 M. For at fremstille en opløsning af H 2 SO 4 af samme koncentration skal du måle 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 og opløs den i 120 ml H 2 O. Hæld den forberedte Na 2 S 2 O 3-opløsning i tre glas: 60 ml i det første, 30 ml i det andet, 10 ml i det tredje. Tilsæt 30 ml destilleret H 2 O til det andet glas og 50 ml til det tredje glas. I alle tre glas vil der således være 60 ml væske, men i det første er saltkoncentrationen betinget = 1, i det andet – ½ og i det tredje – 1/6. Efter at opløsningerne er fremstillet, hældes 60 ml H 2 SO 4 opløsning i det første glas med en saltopløsning, og stopuret tændes osv. I betragtning af at reaktionshastigheden falder ved fortynding af Na 2 S 2 O 3 opløsningen. det kan bestemmes som en mængde omvendt proportional med tiden v = 1/? og konstruer en graf, der plotter koncentrationen på abscisseaksen og reaktionshastigheden på ordinataksen. Konklusionen heraf er, at reaktionshastigheden afhænger af koncentrationen af ​​stoffer. De opnåede data er anført i tabel 3. Dette eksperiment kan udføres ved hjælp af buretter, men det kræver meget øvelse fra udføreren, fordi grafen kan være forkert.

Tabel 3

Hastighed og reaktionstid

Guldberg-Waage-loven stadfæstes - professor i kemi Gulderg og ung videnskabsmand Waage).

Lad os overveje næste faktor– temperatur.

Når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​de fleste kemiske reaktioner. Denne afhængighed er beskrevet af Van't Hoffs regel: "For hver 10 °C stigning i temperaturen stiger hastigheden af ​​kemiske reaktioner med 2 til 4 gange."

Hvor ? – temperaturkoefficient, der viser, hvor mange gange reaktionshastigheden stiger, når temperaturen stiger med 10 °C;

v 1 – reaktionshastighed ved temperatur t1;

v 2 – reaktionshastighed ved temperatur t2.

For eksempel tager en reaktion ved 50 °C to minutter, hvor lang tid vil det tage for processen at fuldføre ved 70 °C, hvis temperaturkoefficienten ? = 2?

t1 = 120 s = 2 min; t1 = 50°C; t2 = 70 °C.

Selv en lille stigning i temperaturen forårsager en kraftig stigning i reaktionshastigheden af ​​aktive kollisioner af molekylet. Ifølge aktiveringsteorien deltager kun de molekyler, hvis energi er større end den gennemsnitlige energi af molekyler med en vis mængde, i processen. Denne overskydende energi er aktiveringsenergi. Dens fysiske betydning er den energi, der er nødvendig for den aktive kollision af molekyler (omlejring af orbitaler). Antallet af aktive partikler, og dermed reaktionshastigheden, stiger med temperaturen ifølge en eksponentiel lov ifølge Arrhenius-ligningen, som afspejler hastighedskonstantens afhængighed af temperaturen

Hvor A - Arrhenius proportionalitetskoefficient;

k– Boltzmanns konstant;

E A – aktiveringsenergi;

R – gas konstant;

T- temperatur.

En katalysator er et stof, der accelererer hastigheden af ​​en reaktion uden at blive forbrugt.

Katalyse– fænomenet med at ændre reaktionshastigheden i nærværelse af en katalysator. Der er homogene og heterogene katalyse. Homogen– hvis reagenserne og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand. Heterogen– hvis reagenserne og katalysatoren er i forskellige aggregeringstilstande. Om katalyse, se særskilt (nærmere).

Inhibitor– et stof, der sænker reaktionshastigheden.

Den næste faktor er overfladeareal. Jo større overfladearealet af reaktanten er, jo større er hastigheden. Lad os overveje, ved hjælp af et eksempel, virkningen af ​​spredningsgraden på reaktionshastigheden.

CaCO 3 – marmor. Lad os dyppe den flisebelagte marmor i saltbadet sur HCl, vent fem minutter, det vil opløses fuldstændigt.

Pulveriseret marmor - vi vil gøre den samme procedure med det, det vil opløses på tredive sekunder.

Ligningen for begge processer er den samme.

CaCO 3 (s) + HCl (g) = CaCl 2 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Så når du tilføjer pulveriseret marmor, er tiden mindre end når du tilføjer plademarmor, for den samme masse.

Med en stigning i grænsefladeoverfladen øges hastigheden af ​​heterogene reaktioner.

Kemiske reaktioner sker med forskellige hastigheder. Nogle af dem afsluttes fuldstændigt på små brøkdele af et sekund, andre udføres på minutter, timer, dage; Der kendes reaktioner, der tager flere år for at opstå. Desuden kan den samme reaktion forløbe hurtigt under nogle betingelser, for eksempel ved forhøjede temperaturer, og langsomt under andre, for eksempel ved afkøling; Desuden kan forskellen i hastigheden af ​​den samme reaktion være meget stor.

Når man overvejer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, er det nødvendigt at skelne mellem reaktioner, der forekommer i et homogent system (homogene reaktioner) og reaktioner, der forekommer i et heterogent system (heterogene reaktioner).

DEFINITION

System i kemi er det kutyme at kalde det pågældende stof eller samling af stoffer. I dette tilfælde er systemet imod ydre miljø- stoffer omkring systemet.

Der er homogene og heterogene systemer. Homogen kaldes et system bestående af én fase heterogen- et system bestående af flere faser. Fase er en del af et system adskilt fra dets andre dele af en grænseflade, under overgangen, hvorigennem egenskaberne ændres brat.

Et eksempel på et homogent system er evt gasblanding 9alle gasser på ikke meget høje tryk opløses i det uendelige i hinanden) eller en opløsning af flere stoffer i et opløsningsmiddel.

Eksempler på heterogene systemer omfatter følgende systemer: vand med is, en mættet opløsning med sediment, kul og svovl i en luftatmosfære.

Hvis der sker en reaktion i et homogent system, sker den i hele volumen af ​​dette system. Hvis der opstår en reaktion mellem stoffer, der danner et heterogent system, kan det kun ske ved grænsefladen mellem de faser, der danner systemet. I denne henseende er hastigheden af ​​en homogen reaktion og hastigheden af ​​en heterogen reaktion defineret forskelligt.

DEFINITION

Hastighed af homogen reaktion er mængden af ​​et stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. volumenenhed af systemet.

Hastighed af heterogen reaktion er mængden af ​​stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. faseens overfladeareal.

Begge disse definitioner kan skrives ind matematisk form. Lad os introducere følgende notation: υ homogen - reaktionshastighed i et homogent system; υ h etero gen - reaktionshastighed i et heterogent system n - antal mol af et hvilket som helst af de stoffer, der er resultatet af reaktionen; V er systemets volumen; t-tid; S er overfladearealet af den fase, hvorpå reaktionen finder sted; Δ - tegn på stigning (An = n2-n1; At = t2-t1). Derefter

υ homogen = Δn/(V× Δt);

υ heterogen = Δn / (S× Δt).

Den første af disse ligninger kan forenkles. Forholdet mellem mængden af ​​et stof (n) og volumenet (V) af systemet er den molære koncentration (c) af stoffet: c=n/V, hvorfra Δc=Δn/V og til sidst:

υ homogen = Δc / Δt.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Dyrke motion	Lav formlerne for to jernoxider, hvis massefraktionerne af jern i dem er 77,8 % og 70,0 %.
Løsning	Lad os finde massefraktionen i hver af kobberoxiderne: ω 1 (O) = 100 % - ω 1 (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; ω 2 (O) = 100 % - ω 2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen med "x" (jern) og "y" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (relative værdier atommasser, taget fra periodiske system DI. Mendeleev afrundet til hele tal): x:y = ω1 (Fe)/Ar(Fe): ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Det betyder, at formlen for det første jernoxid vil være FeO. x:y = ω2(Fe)/Ar(Fe): ω2(O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2:3. Det betyder, at formlen for det andet jernoxid vil være Fe 2 O 3.
Svar	FeO, Fe2O3

EKSEMPEL 2

Dyrke motion	Skriv en formel for forbindelsen af ​​brint, jod og oxygen, hvis massefraktionerne af grundstofferne i den er: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Løsning	Massefraktionen af ​​grundstof X i et molekyle med sammensætning NX beregnes vha følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen som "x" (brint), "y" (jod), "z" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal): x:y:z = ω(H)/Ar(H): ω(I)/Ar(I): ω(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. Det betyder, at formlen for forbindelsen af ​​hydrogen, jod og oxygen vil være H 5 IO 6 .
Svar	H5IO6