Er treden chemische reacties op verschillende snelheden. Sommige zijn in kleine fracties van een seconde volledig voltooid, andere in minuten, uren, dagen; Er zijn reacties bekend die meerdere jaren nodig hebben om op te treden. Bovendien kan dezelfde reactie onder dezelfde omstandigheden bijvoorbeeld met verhoogde temperaturen ga snel te werk, maar in andere gevallen, bijvoorbeeld tijdens het afkoelen, langzaam; Bovendien kan het verschil in snelheid van dezelfde reactie erg groot zijn.

Als je snelheid in ogenschouw neemt chemische reactie het is noodzakelijk om onderscheid te maken tussen reacties die plaatsvinden in een homogeen systeem (homogene reacties) en reacties die plaatsvinden in een heterogeen systeem (heterogene reacties).

DEFINITIE

Systeem in de scheikunde is het gebruikelijk om de stof of verzameling stoffen in kwestie te noemen. In dit geval is het systeem tegen externe omgeving- stoffen die het systeem omringen.

Er zijn homogene en heterogene systemen. Homogeen er wordt een systeem genoemd dat uit één fase bestaat heterogeen- een systeem bestaande uit meerdere fasen. Fase is een onderdeel van een systeem dat door een interface van de andere delen wordt gescheiden, tijdens de overgang waardoor de eigenschappen abrupt veranderen.

Een voorbeeld van een homogeen systeem is elk gasmengsel 9alle gassen op niet erg hoge druk voor onbepaalde tijd in elkaar oplossen) of een oplossing van meerdere stoffen in één oplosmiddel.

Voorbeelden van heterogene systemen omvatten volgende systemen: water met ijs, verzadigde oplossing met sediment, steenkool en zwavel in een luchtatmosfeer.

Als een reactie plaatsvindt in een homogeen systeem, dan vindt deze plaats in het gehele volume van dit systeem. Als er een reactie plaatsvindt tussen stoffen die een heterogeen systeem vormen, kan deze alleen plaatsvinden op het grensvlak tussen de fasen die het systeem vormen. In dit opzicht worden de snelheid van een homogene reactie en de snelheid van een heterogene reactie anders gedefinieerd.

DEFINITIE

Snelheid van homogene reactie is de hoeveelheid van een stof die reageert of wordt gevormd tijdens een reactie per tijdseenheid per volume-eenheid van het systeem.

Snelheid van heterogene reactie is de hoeveelheid stof die reageert of wordt gevormd tijdens een reactie per tijdseenheid per oppervlakte-eenheid van de fase.

Beide definities kunnen in wiskundige vorm worden geschreven. Laten we de volgende notatie introduceren: υ homogeen - reactiesnelheid in een homogeen systeem; υ heterogen - reactiesnelheid in een heterogeen systeem; n - aantal mol van een van de stoffen die uit de reactie voortkomen; V is het volume van het systeem; t-tijd; S is het oppervlak van de fase waarop de reactie plaatsvindt; Δ - teken van toename (Δn = n 2 -n 1; Δt = t 2 -t 1). Dan

υ homogeen = Δn / (V× Δt);

υ heterogeen = Δn / (S× Δt).

De eerste van deze vergelijkingen kan worden vereenvoudigd. De verhouding tussen de hoeveelheid van een stof (n) en het volume (V) van het systeem is de molaire concentratie (c) van de stof: c=n/V, van waaruit Δc=Δn/V en tenslotte:

υ homogeen = Δc / Δt.

Voorbeelden van probleemoplossing

VOORBEELD 1

Oefening	Verzin de formules van twee ijzeroxiden als de massafracties van ijzer daarin 77,8% en 70,0% zijn.
Oplossing	Laten we de massafractie in elk van de koperoxiden vinden: ω 1 (O) = 100% - ω 1 (Fe) = 100% - 77,8% = 22,2%; ω2 (O) = 100% - ω2 (Fe) = 100% - 70,0% = 30,0%. Laten we het aantal mol elementen in de verbinding aangeven met “x” (ijzer) en “y” (zuurstof). Dan ziet de molaire verhouding er zo uit op de volgende manier(waarden van relatieve atoommassa’s overgenomen van periodiek systeem DI. Mendelejev afgerond op hele getallen): x:y = ω 1 (Fe)/Ar(Fe) : ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Dit betekent dat de formule van het eerste ijzeroxide FeO zal zijn. x:y = ω 2 (Fe)/Ar(Fe) : ω 2 (O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2: 3. Dit betekent dat de formule van het tweede ijzeroxide Fe 2 O 3 zal zijn.
Antwoord	FeO, Fe2O3

VOORBEELD 2

Oefening	Schrijf een formule voor de verbinding van waterstof, jodium en zuurstof als de massafracties van de elementen daarin zijn: ω(H) = 2,2%, ω(I) = 55,7%, ω(O) = 42,1%.
Oplossing	De massafractie van element X in een molecuul met de samenstelling NX wordt berekend met behulp van de volgende formule: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Laten we het aantal mol elementen in de verbinding aanduiden als “x” (waterstof), “y” (jodium), “z” (zuurstof). Dan ziet de molaire verhouding er als volgt uit (de waarden van de relatieve atoommassa's uit het periodiek systeem van D.I. Mendelejev worden afgerond op hele getallen): 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. Dit betekent dat de formule voor de verbinding van waterstof, jodium en zuurstof H 5 IO 6 zal zijn.
Antwoord	H5IO6

Bij het definiëren van het concept chemische reactiesnelheid het is noodzakelijk om onderscheid te maken tussen homogene en heterogene reacties. Als een reactie plaatsvindt in een homogeen systeem, bijvoorbeeld in een oplossing of in een mengsel van gassen, dan vindt deze plaats in het gehele volume van het systeem. Snelheid van homogene reactie is de hoeveelheid van een stof die reageert of wordt gevormd als gevolg van een reactie per tijdseenheid per volume-eenheid van het systeem. Omdat de verhouding tussen het aantal mol van een stof en het volume waarin deze wordt verdeeld de molaire concentratie van de stof is, kan de snelheid van een homogene reactie ook worden gedefinieerd als verandering in concentratie per tijdseenheid van een van de stoffen: het initiële reagens of het reactieproduct. Om ervoor te zorgen dat het berekeningsresultaat altijd positief is, ongeacht of het op een reagens of een product is gebaseerd, wordt in de formule het teken “±” gebruikt:

Afhankelijk van de aard van de reactie kan de tijd niet alleen in seconden worden uitgedrukt, zoals vereist door het SI-systeem, maar ook in minuten of uren. Tijdens de reactie is de grootte van de snelheid niet constant, maar verandert deze voortdurend: deze neemt af naarmate de concentraties van de uitgangsstoffen afnemen. Bovenstaande berekening geeft de gemiddelde waarde van de reactiesnelheid over een bepaald tijdsinterval Δτ = τ 2 – τ 1. Ware (momentane) snelheid wordt gedefinieerd als de limiet waarnaar de verhouding Δ neigt MET/ Δτ bij Δτ → 0, dat wil zeggen dat de werkelijke snelheid gelijk is aan de afgeleide van de concentratie met betrekking tot de tijd.

Voor een reactie waarvan de vergelijking stoichiometrische coëfficiënten bevat die van eenheid verschillen, zijn de snelheidswaarden die voor verschillende stoffen worden uitgedrukt niet hetzelfde. Voor de reactie A + 3B = D + 2E is het verbruik van stof A bijvoorbeeld één mol, het aanbod van stof B drie mol en de toevoer van stof E twee mol. Daarom υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) of υ (E). = ⅔ υ (IN) .

Als er een reactie plaatsvindt tussen stoffen die zich in verschillende fasen van een heterogeen systeem bevinden, kan deze alleen plaatsvinden op het grensvlak tussen deze fasen. De interactie tussen een zure oplossing en een stuk metaal vindt bijvoorbeeld alleen plaats op het oppervlak van het metaal. Snelheid van heterogene reactie is de hoeveelheid van een stof die reageert of wordt gevormd als resultaat van een reactie per tijdseenheid per eenheid grensvlakoppervlak:

.

De afhankelijkheid van de snelheid van een chemische reactie van de concentratie van reactanten wordt uitgedrukt door de wet van massa-actie: bij een constante temperatuur is de snelheid van een chemische reactie direct evenredig met het product van de molaire concentraties van de reactanten tot de macht, gelijk aan de coëfficiënten met de formules van deze stoffen in de reactievergelijking. Dan voor de reactie

2A + B → producten

de verhouding is geldig υ ~ · MET Een 2 · MET B, en om over te gaan naar gelijkheid wordt een evenredigheidscoëfficiënt geïntroduceerd k, genaamd reactiesnelheid constant:

υ = k· MET Een 2 · MET B = k·[A] 2 ·[B]

(molaire concentraties in formules kunnen worden aangegeven met de letter MET met de overeenkomstige index en de formule van de stof tussen vierkante haken). De fysieke betekenis van de reactiesnelheidsconstante is de reactiesnelheid bij concentraties van alle reactanten gelijk aan 1 mol/l. De afmeting van de reactiesnelheidsconstante hangt af van het aantal factoren aan de rechterkant van de vergelijking en kan c –1 zijn; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2), enz., dat wil zeggen zodanig dat in berekeningen de reactiesnelheid in ieder geval wordt uitgedrukt in mol · l –1 · s –1.

Voor heterogene reacties omvat de vergelijking van de wet van massa-actie alleen de concentraties van die stoffen die zich in de gasfase of in oplossing bevinden. De concentratie van een stof in de vaste fase is een constante waarde en is inbegrepen in de snelheidsconstante. Voor het verbrandingsproces van steenkool C + O 2 = CO 2 wordt bijvoorbeeld de wet van massale actie geschreven:

υ = k ik·const··= k·,

Waar k= k ik const.

In systemen waarin een of meer stoffen gassen zijn, is de reactiesnelheid ook afhankelijk van de druk. Wanneer waterstof bijvoorbeeld interageert met jodiumdamp H 2 + I 2 = 2HI, wordt de snelheid van de chemische reactie bepaald door de uitdrukking:

υ = k··.

Als u de druk bijvoorbeeld driemaal verhoogt, zal het volume dat door het systeem wordt ingenomen met dezelfde hoeveelheid afnemen, en als gevolg daarvan zullen de concentraties van elk van de reagerende stoffen met dezelfde hoeveelheid toenemen. De reactiesnelheid zal in dit geval 9 keer toenemen

Afhankelijkheid van de reactiesnelheid van de temperatuur beschreven door de regel van Van't Hoff: bij elke temperatuurstijging van 10 graden neemt de reactiesnelheid 2-4 keer toe. Dit betekent dat naarmate de temperatuur stijgt in rekenkundige progressie, de snelheid van een chemische reactie toeneemt met geometrische progressie. De basis in de progressieformule is temperatuurcoëfficiënt reactiesnelheidγ, die laat zien hoe vaak de snelheid van een bepaalde reactie toeneemt (of, wat hetzelfde is, de snelheidsconstante) bij een temperatuurstijging van 10 graden. Wiskundig wordt de regel van Van't Hoff uitgedrukt door de formules:

of

waar en zijn respectievelijk de reactiesnelheden in het begin T 1 en definitief T 2 temperaturen. De regel van Van't Hoff kan ook worden uitgedrukt door de volgende relaties:

; ; ; ,

waarbij en respectievelijk de snelheid en snelheidsconstante van de reactie bij temperatuur zijn T; en – dezelfde waarden bij temperatuur T +10N; N– aantal “tien graden” intervallen ( N =(T 2 –T 1)/10), waarmee de temperatuur is veranderd (kan een geheel getal of een gebroken getal zijn, positief of negatief).

Voorbeelden van probleemoplossing

Voorbeeld 1. Hoe zal de snelheid van de reactie 2CO + O 2 = 2CO 2, die plaatsvindt in een gesloten vat, veranderen als de druk wordt verdubbeld?

Oplossing:

De snelheid van deze chemische reactie wordt bepaald door de uitdrukking:

υ begin= k· [CO] 2 · [O 2 ].

Een verhoging van de druk leidt tot een tweevoudige verhoging van de concentratie van beide reagentia. Hiermee rekening houdend, herschrijven we de uitdrukking van de wet van massa-actie:

υ 1 = k· 2 · = k·2 2 [CO] 2 ·2[O 2 ] = 8 k·[CO] 2 ·[O 2 ] = 8 υ begin

Antwoord: De reactiesnelheid zal 8 keer toenemen.

Voorbeeld 2. Bereken hoe vaak de reactiesnelheid zal toenemen als de temperatuur van het systeem wordt verhoogd van 20 °C naar 100 °C, waarbij de waarde van de temperatuurcoëfficiënt van de reactiesnelheid gelijk is aan 3.

Oplossing:

De verhouding van reactiesnelheden bij twee verschillende temperaturen is gerelateerd aan de temperatuurcoëfficiënt en temperatuurverandering door de formule:

Berekening:

Antwoord: De reactiesnelheid zal 6561 keer toenemen.

Voorbeeld 3. Bij het bestuderen van de homogene reactie A + 2B = 3D bleek dat gedurende 8 minuten reactie de hoeveelheid stof A in de reactor afnam van 5,6 mol naar 4,4 mol. Het volume van de reactiemassa bedroeg 56 1. Bereken de gemiddelde snelheid van een chemische reactie voor de bestudeerde tijdsperiode voor stoffen A, B en D.

Oplossing:

We gebruiken de formule in overeenstemming met de definitie van het concept “ gemiddelde snelheid chemische reactie" en vervang de numerieke waarden, waardoor de gemiddelde snelheid voor reagens A wordt verkregen:

Uit de reactievergelijking volgt dat, vergeleken met de snelheid van verlies van stof A, de snelheid van verlies van stof B twee keer zo groot is, en de snelheid van toename van de hoeveelheid product D drie keer zo groot. Vandaar:

υ (A) = ½ υ (B) =⅓ υ (D)

en dan υ (B) = 2 υ (A) = 2 2,68 10 –3 = 6,36 10 –3 mol l –1 min –1 ;

υ (D) = 3 υ (A) = 3 2,68 10 –3 = 8,04 10 –3 mol l –1 min –1

Antwoord: υ(A) =2,68·10 –3 mol·l–1 ·min–1; υ (B) = 6,36·10–3 mol·l–1 min–1; υ (D) = 8,04·10–3 mol·l–1 min–1.

Voorbeeld 4. Om de snelheidsconstante van de homogene reactie A + 2B → producten te bepalen, werden twee experimenten uitgevoerd bij verschillende concentraties van stof B en werd de reactiesnelheid gemeten.

De snelheid van chemische reacties, de afhankelijkheid van verschillende factoren

Homogene en heterogene chemische reacties

Chemische reacties vinden plaats met verschillende snelheden: met een lage snelheid tijdens de vorming van stalactieten en stalagmieten, met een gemiddelde snelheid bij het koken van voedsel, onmiddellijk tijdens een explosie. Reacties treden zeer snel op in waterige oplossingen, vrijwel onmiddellijk. We mengen oplossingen van bariumchloride en natriumsulfaat - bariumsulfaat vormt zich onmiddellijk als neerslag. Zwavel verbrandt snel, maar niet onmiddellijk, magnesium lost op in zoutzuur, ethyleen ontkleurt broomwater. Roest vormt zich langzaam op ijzeren voorwerpen, tandplak op koperen en bronzen producten, bladeren rotten langzaam en tanden worden vernietigd.

Het voorspellen van de snelheid van een chemische reactie, evenals het ophelderen van de afhankelijkheid ervan van de omstandigheden van het proces, is een taak chemische kinetica— wetenschap over de patronen van chemische reacties die zich in de loop van de tijd voordoen.

Als chemische reacties plaatsvinden in een homogeen medium, bijvoorbeeld in een oplossing of in de gasfase, vindt de interactie van de reagerende stoffen plaats in het gehele volume. Dergelijke reacties worden, zoals u weet, genoemd homogeen.

De snelheid van een homogene reactie ($v_(homogeen)$) wordt gedefinieerd als de verandering in de hoeveelheid stof per tijdseenheid per volume-eenheid:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

waarbij $∆n$ de verandering is in het aantal mol van één stof (meestal de oorspronkelijke stof, maar het kan ook een reactieproduct zijn); $∆t$ — tijdsinterval (s, min.); $V$ is het volume van het gas of de oplossing (l).

Omdat de verhouding tussen de hoeveelheid stof en het volume de molaire concentratie $C$ vertegenwoordigt

$(∆n)/(V)=∆C.$

Dus, snelheid van homogene reactie wordt gedefinieerd als de verandering in de concentratie van een van de stoffen per tijdseenheid:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

als het volume van het systeem niet verandert. Als er een reactie plaatsvindt tussen stoffen in verschillende aggregatietoestanden (bijvoorbeeld tussen stevig en gas of vloeistof), of tussen stoffen die geen homogeen medium kunnen vormen (bijvoorbeeld tussen niet-mengbare vloeistoffen), dan passeert het alleen het contactoppervlak van de stoffen. Dergelijke reacties worden genoemd heterogeen.

Heterogene reactiesnelheid wordt gedefinieerd als de verandering in de hoeveelheid stof per tijdseenheid op een eenheidsoppervlak:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(s m^2)]$

waarbij $S$ het contactoppervlak is tussen stoffen ($m^2, cm^2$).

Als tijdens een lopende reactie de concentratie van de uitgangsstof op verschillende tijdstippen experimenteel wordt gemeten, kan de verandering ervan grafisch worden weergegeven met behulp van een kinetische curve voor dit reagens.

De reactiesnelheid is niet constant. We gaven slechts een bepaalde gemiddelde snelheid van een bepaalde reactie in een bepaald tijdsinterval aan.

Stel je voor dat we de reactiesnelheid bepalen

$H_2+Cl_2 →2HCl$

a) door veranderingen in de concentratie van $Н_2$;

b) door veranderingen in de concentratie van $HCl$.

Zullen we dezelfde waarden krijgen? Er wordt immers uit $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ gevormd, dus de snelheid in geval b) zal twee keer zo groot zijn. De waarde van de reactiesnelheid hangt dus ook af van de stof waardoor deze wordt bepaald.

Een verandering in de hoeveelheid van een stof waardoor de snelheid van een reactie wordt bepaald externe factor waargenomen door de onderzoeker. In feite worden alle processen op microniveau uitgevoerd. Het is duidelijk dat sommige deeltjes, voordat ze kunnen reageren, eerst moeten botsen, en wel effectief. verschillende kanten, maar zodat de oude bindingen in de deeltjes worden vernietigd of verzwakt en er nieuwe kunnen worden gevormd, en daarvoor moeten de deeltjes voldoende energie hebben.

Uit rekengegevens blijkt dat er bijvoorbeeld bij gassen botsingen van moleculen kunnen optreden luchtdruk worden berekend in miljarden per $1$ seconde, d.w.z. alle reacties zouden onmiddellijk moeten optreden. Maar dat is niet waar. Het blijkt dat slechts een heel klein deel van de moleculen de benodigde energie heeft om tot effectieve botsingen te leiden.

De minimale overtollige energie die een deeltje (of paar deeltjes) moet hebben om een ​​effectieve botsing te laten plaatsvinden, wordt genoemd activeringsenergie$E_a$.

Op het pad van alle deeltjes die de reactie binnenkomen, bevindt zich dus een energiebarrière die gelijk is aan de activeringsenergie $E_a$. Als het klein is, zijn er veel deeltjes die het kunnen overwinnen, en de reactiesnelheid is hoog. Anders is een duw nodig. Wanneer je een lucifer meeneemt om een ​​alcohollamp aan te steken, geef je de extra energie $E_a$ die nodig is voor de effectieve botsing van alcoholmoleculen met zuurstofmoleculen (het overwinnen van de barrière).

Laten we tot slot concluderen: veel mogelijke reacties komen praktisch niet voor, omdat activeringsenergie is hoog.

Het heeft grote waarde voor ons leven. Stel je voor wat er zou gebeuren als alle thermodynamisch toegestane reacties zouden kunnen verlopen zonder enige energiebarrière (activeringsenergie). De zuurstof in de lucht zou reageren met alles dat zou kunnen verbranden of eenvoudigweg oxideren. Iedereen zou lijden organisch materiaal, ze zouden veranderen in kooldioxide$CO_2$ en water $H_2O$.

De snelheid van een chemische reactie hangt van veel factoren af. De belangrijkste zijn: de aard en concentratie van de reagerende stoffen, druk (bij reacties waarbij gassen betrokken zijn), temperatuur, de werking van katalysatoren en het oppervlak van de reagerende stoffen in het geval van heterogene reacties. Laten we eens kijken naar de invloed van elk van deze factoren op de snelheid van een chemische reactie.

Temperatuur

Je weet dat wanneer de temperatuur stijgt, in de meeste gevallen de snelheid van een chemische reactie aanzienlijk toeneemt. In de 19de eeuw De Nederlandse chemicus JH van't Hoff formuleerde de regel:

Een temperatuurstijging voor elke $10°C$ leidt tot een 2-4 maal hogere reactiesnelheid (deze waarde wordt de temperatuurcoëfficiënt van de reactie genoemd).

Bij toenemende temperatuur nemen de gemiddelde snelheid van moleculen, hun energie en het aantal botsingen lichtjes toe, maar het aandeel actieve moleculen dat deelneemt aan effectieve botsingen die de energiebarrière van de reactie overwinnen, neemt sterk toe.

Wiskundig wordt deze afhankelijkheid uitgedrukt door de relatie:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

waarbij $υ_(t_1)$ en $υ_(t_2)$ de reactiesnelheden zijn bij respectievelijk de uiteindelijke $t_2$ en initiële $t_1$ temperaturen, en $γ$ de temperatuurcoëfficiënt van de reactiesnelheid is, die aangeeft hoeveel keer neemt de reactiesnelheid toe met de temperatuurstijging voor elke $10°С$.

Om de reactiesnelheid te verhogen is het verhogen van de temperatuur echter niet altijd toepasbaar de uitgangsstoffen kunnen beginnen te ontleden, de oplosmiddelen of de stoffen zelf kunnen verdampen.

Concentratie van reactanten

Een drukverandering wanneer gasvormige stoffen aan de reactie deelnemen, leidt ook tot een verandering in de concentratie van deze stoffen.

Om chemische interacties tussen deeltjes te laten plaatsvinden, moeten ze effectief botsen. Hoe hoger de concentratie van reactanten, hoe meer botsingen en dus hoe hoger de reactiesnelheid. Acetyleen brandt bijvoorbeeld zeer snel in zuivere zuurstof. In dit geval ontstaat er een temperatuur die voldoende is om het metaal te laten smelten. Gebaseerd op een grote hoeveelheid experimenteel materiaal formuleerden de Noren K. Guldenberg en P. Waage in 1867 en onafhankelijk van hen in 1865 de Russische wetenschapper N.I. Beketov de basiswet van de chemische kinetiek, waarbij de afhankelijkheid van de reactiesnelheid van de concentratie werd vastgesteld. van de reagerende stoffen.

De snelheid van een chemische reactie is evenredig met het product van de concentraties van de reagerende stoffen, uitgedrukt in machten die gelijk zijn aan hun coëfficiënten in de reactievergelijking.

Deze wet wordt ook wel de wet van de massa-actie genoemd.

Voor de reactie $A+B=D$ wordt deze wet als volgt uitgedrukt:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Voor de reactie $2A+B=D$ wordt deze wet als volgt uitgedrukt:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Hier zijn $С_А, С_В$ de concentraties van stoffen $А$ en $В$ (mol/l); $k_1$ en $k_2$ zijn evenredigheidscoëfficiënten die reactiesnelheidsconstanten worden genoemd.

De fysieke betekenis van de reactiesnelheidsconstante is niet moeilijk vast te stellen - deze is numeriek gelijk aan de reactiesnelheid waarbij de concentraties van de reactanten gelijk zijn aan $1$ mol/l of hun product gelijk is aan één. In dit geval is het duidelijk dat de reactiesnelheidsconstante alleen afhankelijk is van de temperatuur en niet van de concentratie van stoffen.

De wet van massa-actie houdt geen rekening met de concentratie van reagerende stoffen in de vaste toestand, omdat ze reageren op oppervlakken en hun concentraties zijn meestal constant.

Bijvoorbeeld voor de steenkoolverbrandingsreactie

de reactiesnelheidsuitdrukking moet als volgt worden geschreven:

$υ=k·C_(O_2)$,

dat wil zeggen, de reactiesnelheid is alleen evenredig met de zuurstofconcentratie.

Als de reactievergelijking alleen een totale chemische reactie beschrijft die in verschillende fasen plaatsvindt, kan de snelheid van zo'n reactie op complexe wijze afhangen van de concentraties van de uitgangsstoffen. Deze afhankelijkheid wordt experimenteel of theoretisch bepaald op basis van het voorgestelde reactiemechanisme.

Werking van katalysatoren

Het is mogelijk om de snelheid van een reactie te verhogen door speciale stoffen te gebruiken die het reactiemechanisme veranderen en het langs een energetisch gunstiger pad sturen met een lagere activeringsenergie. Ze worden genoemd katalysatoren(van lat. katalyse- verwoesting).

De katalysator fungeert als ervaren gids en begeleidt een groep toeristen niet via een hoge pas in de bergen (het overwinnen ervan vergt veel inspanning en tijd en is niet voor iedereen toegankelijk), maar langs de hem bekende omleidingspaden waarlangs men kan de berg veel gemakkelijker en sneller overwinnen. Toegegeven, met behulp van de rotonde kun je niet precies komen waar de hoofdpas naartoe leidt. Maar soms is dit precies wat nodig is! Dit is precies hoe katalysatoren worden genoemd selectief. Het is duidelijk dat het niet nodig is om ammoniak en stikstof te verbranden, maar bij de productie van salpeterzuur wordt stikstofmonoxide (II) gebruikt.

Katalysatoren zijn stoffen die deelnemen aan een chemische reactie en de snelheid of richting ervan veranderen, maar aan het einde van de reactie kwantitatief en kwalitatief onveranderd blijven.

Het veranderen van de snelheid van een chemische reactie of de richting ervan met behulp van een katalysator wordt genoemd katalyse. Katalysatoren worden veel gebruikt in diverse industrieën en transport (katalysatoren die stikstofoxiden uit uitlaatgassen van auto's omzetten in onschadelijke stikstof).

Er zijn twee soorten katalyse.

Homogene katalyse, waarbij zowel de katalysator als de reactanten zich in dezelfde aggregatietoestand (fase) bevinden.

Heterogene katalyse, waarbij de katalysator en reactanten zich in verschillende fasen bevinden. Bijvoorbeeld de ontleding van waterstofperoxide in aanwezigheid van een vaste mangaan(IV)oxide-katalysator:

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$

De katalysator zelf wordt niet verbruikt als gevolg van de reactie, maar als er andere stoffen aan het oppervlak worden geadsorbeerd (ze worden katalytische vergiften), dan wordt het oppervlak onbruikbaar en is katalysatorregeneratie vereist. Daarom worden de uitgangsmaterialen grondig gezuiverd voordat de katalytische reactie wordt uitgevoerd.

Bij de productie van zwavelzuur via de contactmethode wordt bijvoorbeeld een vaste katalysator gebruikt - vanadium (V) oxide $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Bij de productie van methanol wordt een vaste zink-chroomkatalysator gebruikt ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biologische katalysatoren werken zeer effectief - enzymen. Door chemische aard zijn het eiwitten. Dankzij hen vinden complexe chemische reacties met hoge snelheid plaats in levende organismen bij lage temperaturen. Enzymen zijn bijzonder specifiek; elk van hen versnelt alleen zijn eigen reactie, die plaatsvindt in juiste tijd en in in de juiste plaats met een rendement van bijna $ 100% $. Het creëren van kunstmatige katalysatoren die lijken op enzymen is de droom van een scheikundige!

Je hebt natuurlijk gehoord van andere interessante stoffen - remmers(van lat. inhiberen- vasthouden). Ze reageren met hoge snelheid met actieve deeltjes en vormen laagactieve verbindingen. Als gevolg hiervan vertraagt ​​​​de reactie scherp en stopt vervolgens. Aan verschillende stoffen worden vaak specifiek remmers toegevoegd om ongewenste processen te voorkomen.

Zo worden er bijvoorbeeld remmers gebruikt om oplossingen van waterstofperoxide te stabiliseren, monomeren om voortijdige polymerisatie te voorkomen en zoutzuur zodat het in stalen containers vervoerd kan worden. Ook in levende organismen worden remmers aangetroffen; zij onderdrukken diverse schadelijke oxidatiereacties in weefselcellen, die bijvoorbeeld door radioactieve straling kunnen worden geïnitieerd.

De aard van de reagerende stoffen (hun samenstelling, structuur)

De activeringsenergiewaarde is de factor waardoor de aard van de reactanten de reactiesnelheid beïnvloedt.

Als de activeringsenergie klein is ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Als de activeringsenergie hoog is ($> $120 kJ/mol), betekent dit dat slechts een klein deel van de botsingen tussen op elkaar inwerkende deeltjes tot een reactie leidt. De snelheid van een dergelijke reactie is daarom erg laag. De reactie van ammoniaksynthese vindt bijvoorbeeld plaats bij normale temperatuur bijna niet op te merken.

Als de activeringsenergieën tussenliggende waarden hebben ($40-120 $ kJ/mol), dan zullen de snelheden van dergelijke reacties gemiddeld zijn. Dergelijke reacties omvatten de interactie van natrium met water of ethylalcohol, ontkleuring van broomwater met ethyleen, de interactie van zink met zoutzuur en etc.

Contactoppervlak van reagerende stoffen

De snelheid van reacties die plaatsvinden op het oppervlak van stoffen, d.w.z. heterogeen, hangt, als het overige gelijk blijft, af van de eigenschappen van dit oppervlak. Het is bekend dat krijtpoeder veel sneller oplost in zoutzuur dan een krijtje van hetzelfde gewicht.

De toename van de reactiesnelheid wordt allereerst verklaard door een toename van het contactoppervlak van de uitgangsstoffen, evenals door een aantal andere redenen, bijvoorbeeld de vernietiging van de structuur van de juiste stoffen. kristal rooster. Dit leidt ertoe dat deeltjes op het oppervlak van de resulterende microkristallen veel reactiever zijn dan dezelfde deeltjes op een glad oppervlak.

Voor het uitvoeren van heterogene reacties wordt in de industrie een wervelbed gebruikt om het contactoppervlak van de reagerende stoffen, de aanvoer van uitgangsstoffen en de afvoer van producten te vergroten. Bij de productie van zwavelzuur wordt pyriet bijvoorbeeld gebakken met behulp van een wervelbed; in de organische chemie worden met behulp van een gefluïdiseerd bed katalytisch kraken van aardolieproducten en regeneratie (restauratie) van een defecte (verkookste) katalysator uitgevoerd.

Sommige chemische reacties vinden vrijwel onmiddellijk plaats (explosie van een zuurstof-waterstofmengsel, ionenuitwisselingsreacties in een waterige oplossing), andere snel (verbranding van stoffen, interactie van zink met zuur) en andere langzaam (roesten van ijzer, rotten van organische resten ). Het is bekend dat reacties zo traag zijn dat iemand ze eenvoudigweg niet kan opmerken. De transformatie van graniet in zand en klei vindt bijvoorbeeld over duizenden jaren plaats.

Met andere woorden, er kunnen chemische reacties optreden met verschillende snelheid.

Maar wat is het snelheid reactie? Wat is de exacte definitie van deze grootheid en, belangrijker nog, de wiskundige uitdrukking ervan?

De snelheid van een reactie is de verandering in de hoeveelheid van een stof per tijdseenheid in één volume-eenheid. Wiskundig gezien wordt deze uitdrukking geschreven als:

Waar N 1 EnN 2 – hoeveelheid stof (mol) op respectievelijk tijdstip t 1 en t 2, in een volumesysteem V.

Welk plus- of minteken (±) voor de snelheidsuitdrukking verschijnt, hangt af van het feit of we kijken naar een verandering in de hoeveelheid van een stof: een product of een reactant.

Het is duidelijk dat er tijdens de reactie een verbruik van reagentia plaatsvindt, dat wil zeggen dat hun hoeveelheid afneemt, daarom heeft de uitdrukking (n 2 - n 1) voor reagentia altijd de betekenis minder dan nul. Omdat snelheid geen negatieve waarde kan zijn, moet u in dit geval een minteken voor de uitdrukking plaatsen.

Als we kijken naar de verandering in de hoeveelheid product, en niet naar het reagens, dan is het minteken niet vereist vóór de uitdrukking voor het berekenen van de snelheid, aangezien de uitdrukking (n 2 - n 1) in dit geval altijd positief is, omdat de hoeveelheid product als gevolg van de reactie kan alleen maar toenemen.

Verhouding van de hoeveelheid stof N het volume waarin deze hoeveelheid stof zich bevindt, wordt de molaire concentratie genoemd MET:

Dus gebruik het concept molaire concentratie en de wiskundige uitdrukking ervan, kunnen we een andere versie schrijven van het bepalen van de reactiesnelheid:

De reactiesnelheid is de verandering in de molaire concentratie van een stof als gevolg van een chemische reactie in één tijdseenheid:

Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden

Vaak is het van groot belang om te weten wat de snelheid van een bepaalde reactie bepaalt en hoe je deze kunt beïnvloeden. De olieraffinage-industrie vecht bijvoorbeeld letterlijk voor elke extra halve procent product per tijdseenheid. Gezien de enorme hoeveelheid verwerkte olie levert zelfs een half procent immers al een grote financiële jaarwinst op. In sommige gevallen is het uiterst belangrijk om een ​​bepaalde reactie te vertragen, met name de corrosie van metalen.

Waar hangt de reactiesnelheid van af? Het hangt, vreemd genoeg, van veel verschillende parameters af.

Om dit probleem te begrijpen, moeten we ons eerst eens voorstellen wat er gebeurt als gevolg van een chemische reactie, bijvoorbeeld:

A + B → C + D

De hierboven geschreven vergelijking weerspiegelt het proces waarbij moleculen van stoffen A en B, die met elkaar botsen, moleculen van stoffen C en D vormen.

Dat wil zeggen dat, om de reactie te laten plaatsvinden, op zijn minst een botsing van de moleculen van de uitgangsstoffen noodzakelijk is. Het is duidelijk dat als we het aantal moleculen per volume-eenheid verhogen, het aantal botsingen zal toenemen op dezelfde manier als de frequentie van botsingen met passagiers in een overvolle bus zal toenemen vergeleken met een halflege bus.

Met andere woorden, de reactiesnelheid neemt toe met toenemende concentratie van reactanten.

In het geval dat een of meer van de reactanten gassen zijn, neemt de reactiesnelheid toe met toenemende druk, aangezien de druk van een gas altijd recht evenredig is met de concentratie van de samenstellende moleculen ervan.

De botsing van deeltjes is echter een noodzakelijke, maar geenszins voldoende voorwaarde om de reactie te laten plaatsvinden. Feit is dat, volgens berekeningen, het aantal botsingen van moleculen van reagerende stoffen bij hun redelijke concentratie zo groot is dat alle reacties in een oogwenk moeten plaatsvinden. In de praktijk gebeurt dit echter niet. Wat is er aan de hand?

Feit is dat niet elke botsing van reactantmoleculen noodzakelijkerwijs effectief zal zijn. Veel botsingen zijn elastisch: de moleculen stuiteren als ballen tegen elkaar. Om een ​​reactie te laten plaatsvinden, moeten de moleculen voldoende kinetische energie hebben. De minimale energie die de moleculen van de reagerende stoffen moeten hebben om de reactie te laten plaatsvinden, wordt de activeringsenergie genoemd en wordt aangeduid als E a. In een systeem bestaande uit grote hoeveelheid moleculen, er is een verdeling van moleculen op basis van energie, sommige hebben lage energie, sommige hebben hoge en gemiddelde energie. Van al deze moleculen heeft slechts een klein deel van de moleculen een energie die groter is dan de activeringsenergie.

Zoals je uit een natuurkundecursus weet, is temperatuur eigenlijk een maatstaf voor de kinetische energie van de deeltjes waaruit een stof bestaat. Dat wil zeggen: hoe sneller de deeltjes waaruit een stof bestaat, bewegen, hoe hoger de temperatuur. Door de temperatuur te verhogen verhogen we dus in wezen de kinetische energie van moleculen, met als gevolg dat het aandeel moleculen met een energie groter dan E a toeneemt en dat hun botsing tot een chemische reactie zal leiden.

Feit positieve invloed De temperatuur en de reactiesnelheid werden in de 19e eeuw empirisch vastgesteld door de Nederlandse chemicus Van't Hoff. Op basis van zijn onderzoek formuleerde hij een regel die nog steeds zijn naam draagt, en die luidt als volgt:

De snelheid van elke chemische reactie neemt 2-4 keer toe bij een temperatuurstijging van 10 graden.

De wiskundige weergave van deze regel wordt geschreven als:

Waar V 2 En V 1 is de snelheid bij respectievelijk temperaturen t 2 en t 1, en γ is de temperatuurcoëfficiënt van de reactie, waarvan de waarde meestal in het bereik van 2 tot 4 ligt.

Vaak kan de snelheid van veel reacties worden verhoogd met behulp van katalysatoren.

Katalysatoren zijn stoffen die het verloop van een reactie versnellen zonder te worden verbruikt.

Maar hoe verhogen katalysatoren de snelheid van een reactie?

Laten we niet vergeten wat de activeringsenergie E a is. Moleculen met een energie die lager is dan de activeringsenergie kunnen bij afwezigheid van een katalysator geen interactie met elkaar aangaan. Katalysatoren veranderen het pad waarlangs een reactie verloopt, net zoals een ervaren gids een expeditie niet rechtstreeks door een berg zal leiden, maar met behulp van omleidingspaden, waardoor zelfs die metgezellen die niet genoeg energie hadden om een ​​berg te beklimmen berg zal naar een andere kant kunnen verhuizen.

Ondanks het feit dat de katalysator tijdens de reactie niet wordt verbruikt, neemt hij er toch actief aan deel en vormt hij tussenverbindingen met de reagentia, maar aan het einde van de reactie keert hij terug naar zijn oorspronkelijke staat.

Naast de bovengenoemde factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden, zal de reactiesnelheid, als er een grensvlak is tussen de reagerende stoffen (heterogene reactie), ook afhangen van het contactoppervlak van de reactanten. Stel je bijvoorbeeld een korrel aluminiummetaal voor dat in een reageerbuisje met een waterige oplossing van zoutzuur valt. Aluminium is een actief metaal dat kan reageren met niet-oxiderende zuren. Met zoutzuur is de reactievergelijking als volgt:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminium is een vaste stof, wat betekent dat de reactie met zoutzuur alleen op het oppervlak plaatsvindt. Als we het oppervlak vergroten door de aluminiumkorrel eerst tot folie te rollen, zullen we uiteraard een groter aantal aluminiumatomen ter beschikking stellen voor reactie met het zuur. Als gevolg hiervan zal de reactiesnelheid toenemen. Op dezelfde manier kan het vergroten van het oppervlak van een vaste stof worden bereikt door deze tot poeder te vermalen.

Ook wordt de snelheid van een heterogene reactie waarbij een vaste stof reageert met een gasvormige of vloeibare stof vaak positief beïnvloed door roeren, wat te wijten is aan het feit dat als gevolg van roeren de verzamelde moleculen van reactieproducten uit de reactie worden verwijderd. zone en een nieuw deel van de reactantmoleculen wordt ‘binnengebracht’.

Tenslotte moet ook worden gewezen op de enorme invloed op de reactiesnelheid en de aard van de reagentia. Hoe lager het in het periodiek systeem is, bijvoorbeeld reactief metaal, hoe sneller het reageert met water, fluor, van alle halogenen, reageert het snelst met waterstofgas, enz.

Als we al het bovenstaande samenvatten, hangt de snelheid van de reactie af van de volgende factoren:

1) concentratie van reagentia: hoe hoger, hoe groter de reactiesnelheid

2) temperatuur: bij toenemende temperatuur neemt de snelheid van elke reactie toe

3) contactoppervlak van de reagentia: hoe groter het contactoppervlak van de reagentia, hoe hoger de reactiesnelheid

4) roeren: als er een reactie optreedt tussen een vaste stof en een vloeistof of gas, kan roeren deze versnellen.

Laten we het basisconcept van chemische kinetiek definiëren - de snelheid van een chemische reactie:

De snelheid van een chemische reactie is het aantal elementaire handelingen van een chemische reactie dat plaatsvindt per tijdseenheid per volume-eenheid (voor homogene reacties) of per oppervlakte-eenheid (voor heterogene reacties).

De snelheid van een chemische reactie is de verandering in de concentratie van reactanten per tijdseenheid.

De eerste definitie is de meest restrictieve; Hieruit volgt dat de snelheid van een chemische reactie ook kan worden uitgedrukt als een verandering in de tijd van elke parameter van de toestand van het systeem, afhankelijk van het aantal deeltjes van een reagerende stof, per volume-eenheid of oppervlakte-elektrische geleidbaarheid, optische dichtheid, diëlektrische constante, enz. enzovoort. Meestal wordt in de chemie echter rekening gehouden met de afhankelijkheid van de concentratie van reagentia in de tijd. In het geval van eenzijdige (onomkeerbare) chemische reacties (hierna worden alleen eenrichtingsreacties beschouwd) is het duidelijk dat de concentraties van de uitgangsstoffen in de loop van de tijd voortdurend afnemen (ΔC in< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). De reactiesnelheid wordt als positief beschouwd, dus de wiskundige definitie gemiddelde reactiesnelheid in het tijdsinterval Δt wordt als volgt geschreven:

(II.1)

Op verschillende tijdsintervallen is de gemiddelde snelheid van een chemische reactie verschillende betekenissen; werkelijke (momentane) reactiesnelheid wordt gedefinieerd als de afgeleide van de concentratie met betrekking tot de tijd:

(II.2)

Er is een grafische weergave van de afhankelijkheid van de concentratie van reagentia in de tijd kinetische curve (Figuur 2.1).

Rijst. 2.1 Kinetische curven voor uitgangsstoffen (A) en reactieproducten (B).

De werkelijke reactiesnelheid kan grafisch worden bepaald door een raaklijn aan de kinetische curve te tekenen (Fig. 2.2); werkelijke reactiesnelheid in dit moment gelijk in de tijd absolute waarde raaklijn van de raakhoek:

Rijst. 2.2 Grafische definitie van V-bron.

(II.3)

Opgemerkt moet worden dat als de stoichiometrische coëfficiënten in de vergelijking van een chemische reactie niet hetzelfde zijn, de grootte van de reactiesnelheid zal afhangen van de verandering in de concentratie waarvan het reagens werd bepaald. Uiteraard in de reactie

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

de concentraties waterstof, zuurstof en water veranderen in verschillende mate:

ΔC(H 2) = ΔC(H 2 O) = 2 ΔC(O 2).

De snelheid van een chemische reactie hangt van veel factoren af: de aard van de reactanten, hun concentratie, temperatuur, de aard van het oplosmiddel, enz.

Een van de uitdagingen waarmee de chemische kinetiek wordt geconfronteerd, is het bepalen van de samenstelling reactie mengsel(dat wil zeggen de concentraties van alle reagentia) op elk moment, waarvoor het noodzakelijk is om de afhankelijkheid van de reactiesnelheid van de concentraties te kennen. Over het algemeen geldt dat hoe groter de concentratie van reactanten, hoe groter de snelheid van de chemische reactie. Chemische kinetiek is gebaseerd op de zogenaamde. basispostulaat van de chemische kinetiek:

De snelheid van een chemische reactie is recht evenredig met het product van de concentraties van de reagerende stoffen, tot bepaalde sterkten genomen.

Namelijk voor de reactie

AA + bB + dD + ... → eE + ...

Je kunt opschrijven

(II.4)

De evenredigheidscoëfficiënt k is chemische reactiesnelheidsconstante. De snelheidsconstante is numeriek gelijk aan de reactiesnelheid bij concentraties van alle reactanten gelijk aan 1 mol/l.

De afhankelijkheid van de reactiesnelheid van de concentraties van de reactanten wordt experimenteel bepaald en genoemd kinetische vergelijking chemische reactie. Om de kinetische vergelijking te schrijven, is het uiteraard noodzakelijk om experimenteel de waarde van de snelheidsconstante en exponenten bij de concentraties van de reagerende stoffen te bepalen. De exponent voor de concentratie van elk van de reactanten in de kinetische vergelijking van een chemische reactie (in respectievelijk vergelijking (II.4) x, y en z) is privé reactievolgorde voor dit onderdeel. De som van de exponenten in de kinetische vergelijking van een chemische reactie (x + y + z) is algemene reactievolgorde . Benadrukt moet worden dat de reactievolgorde alleen wordt bepaald op basis van experimentele gegevens en niet gerelateerd is aan de stoichiometrische coëfficiënten van de reactanten in de reactievergelijking. De stoichiometrische vergelijking van een reactie is een materiaalbalansvergelijking en kan op geen enkele manier de aard van het verloop van deze reactie in de tijd bepalen.

In de chemische kinetiek is het gebruikelijk om reacties te classificeren op basis van hun omvang algemene orde reacties. Laten we eens kijken naar de afhankelijkheid van de concentratie van reactanten op tijd voor onomkeerbare (eenzijdige) reacties van nul, eerste en tweede orde.