1) Reaktantenes natur . En viktig rolle spilles av naturen til kjemiske bindinger og strukturen til molekylene til reagensene. Reaksjoner går i retning av ødeleggelse av mindre sterke bindinger og dannelse av stoffer med sterkere bindinger. Altså å bryte bindinger i molekyler H 2 og N 2 høye energier kreves; slike molekyler er lite reaktive. Å bryte bindinger i høypolare molekyler ( HCl, H 2 O) krever mindre energi og reaksjonshastigheten er mye raskere. Reaksjoner mellom ioner i elektrolyttløsninger skjer nesten øyeblikkelig.

Eksempler

Fluor reagerer eksplosivt med hydrogen ved romtemperatur; brom reagerer sakte med hydrogen selv ved oppvarming.

Kalsiumoksid reagerer kraftig med vann og frigjør varme; kobberoksid - reagerer ikke.

2) Konsentrasjon . Med en økning i konsentrasjon (antall partikler per volumenhet), oppstår kollisjoner av reaktantmolekyler oftere - reaksjonshastigheten øker.

Loven om aktive masser (K. Guldberg, s. Waage, 1867)

En av de grunnleggende lovene i fysisk kjemi; setter hastighetsavhengighet kjemisk reaksjon på konsentrasjonene av de reagerende stoffene og forholdet mellom konsentrasjonene (eller aktivitetene) av reaksjonsproduktene og utgangsstoffene i en tilstand av kjemisk likevekt. De norske vitenskapsmennene K. Guldberg og P. Vaage, som formulerte D.m. i 1864-67 kalte de den "virkende massen" til et stoff dens mengde per volumenhet, dvs. konsentrasjon, derav navnet på loven.

Ved konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene, tatt i potenser lik de støkiometriske koeffisientene i reaksjonsligningen.

For en monomolekylær reaksjon reaksjonshastigheten  bestemmes av konsentrasjonen av molekyler av stoff A:

hvor k er proporsjonalitetskoeffisienten, som kalles hastighetskonstant reaksjon; [A] - molar konsentrasjon av stoff A.

I tilfelle av en bimolekylær reaksjon, dens hastighet bestemmes av konsentrasjonen av molekyler, ikke bare av stoff A, men også av stoff B:

I tilfelle av en trimolekylær reaksjon, reaksjonshastigheten uttrykkes ved ligningen:

Generelt, hvis reaksjonen finner sted samtidig t molekyler av stoff A og n molekyler av stoff B, dvs.

tA + pV = C,

reaksjonshastighetsligningen er:

Formen til ligningen bestemmes av det faktum at en nødvendig betingelse for en elementær handling av en reaksjon er kollisjonen av molekylene til utgangsstoffene, det vil si at de møtes i et visst lite volum (i størrelsesorden av størrelsen på molekyler). Sannsynligheten for å finne et molekyl A i et gitt øyeblikk i et gitt lite volum er proporsjonal med [A], dvs. jo større konsentrasjon av reagerende stoffer, jo større er reaksjonshastigheten på et gitt tidspunkt.

Reaksjonshastighetskonstant k avhenger av arten av reaktantene, temperatur og katalysator, og i tilfelle av en flytende løsning, også av trykk; sistnevnte avhengighet er signifikant bare ved høye trykk, men er ikke avhengig av konsentrasjonene av reagensene.

Den fysiske betydningen av hastighetskonstanten er at den er lik reaksjonshastigheten ved enhetskonsentrasjoner av reaktantene.

For heterogene reaksjoner er konsentrasjonen av den faste fasen ikke inkludert i reaksjonshastighetsuttrykket.

Eksempel

Skriv ned uttrykket for massehandlingsloven for følgende reaksjoner:

en) N 2(d) + 3 H 2(d) = 2 NH 3(d)

b) 2 C (til) + O 2(d) = 2 CO (G)

Seksjoner: Kjemi

Hensikten med leksjonen

• pedagogisk: fortsette dannelsen av konseptet "hastighet av kjemiske reaksjoner", utlede formler for å beregne hastigheten på homogene og heterogene reaksjoner, vurder hvilke faktorer hastigheten på kjemiske reaksjoner avhenger av;
• utvikle: lære å behandle og analysere eksperimentelle data; kunne finne ut sammenhengen mellom hastigheten på kjemiske reaksjoner og ytre faktorer;
• pedagogisk:å fortsette utviklingen av kommunikasjonsferdigheter i løpet av par og kollektivt arbeid; å fokusere elevenes oppmerksomhet på viktigheten av kunnskap om hastigheten på kjemiske reaksjoner som skjer i hverdagen (metallkorrosjon, melkesyre, råtnende osv.)

Læremidler: D. multimediaprojektor, datamaskin, lysbilder om hovedspørsmålene i leksjonen, CD-ROM "Cyril og Methodius", tabeller på bordene, protokoller for laboratoriearbeid, laboratorieutstyr og reagenser;

Læringsmetoder: reproduktiv, forskning, delvis søk;

Form for organisering av klasser: samtale, praktisk jobb, selvstendig arbeid, testing;

Form for organisering av studentenes arbeid: frontal, individuell, gruppe, kollektiv.

1. Klasseorganisering

Klasseberedskap for arbeid.

2. Forberedelse til hovedstadiet for å mestre undervisningsmateriellet. Aktivering av grunnleggende kunnskaper og ferdigheter(Lysbilde 1, se presentasjonen for leksjonen).

Temaet for leksjonen er «Hastigheten av kjemiske reaksjoner. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon.

Oppgave: å finne ut hva som er hastigheten på en kjemisk reaksjon, og av hvilke faktorer den avhenger. I løpet av leksjonen vil vi bli kjent med teorien om spørsmålet om emnet ovenfor. I praksis vil vi bekrefte noen av våre teoretiske antakelser.

Forutsagt elevaktivitet

Det aktive arbeidet til elevene viser deres beredskap til å oppfatte emnet for leksjonen. Elevene trenger kunnskap om hastigheten på en kjemisk reaksjon fra 9. trinn (intra-fag kommunikasjon).

La oss diskutere følgende spørsmål (frontalt, lysbilde 2):

1. Hvorfor trenger vi kunnskap om hastigheten på kjemiske reaksjoner?
2. Hvilke eksempler kan bekrefte at kjemiske reaksjoner foregår i ulik hastighet?
3. Hvordan bestemmes hastigheten? mekanisk bevegelse? Hva er enheten for denne hastigheten?
4. Hvordan bestemmes hastigheten på en kjemisk reaksjon?
5. Hvilke forhold må skapes for at en kjemisk reaksjon skal starte?

Tenk på to eksempler (eksperimentet utføres av læreren).

På bordet er to reagensrør, i det ene er en løsning av alkali (KOH), i det andre er en spiker; Tilsett CuSO4-løsning til begge rørene. Hva er det vi ser?

Forutsagt elevaktivitet

Ved hjelp av eksempler bedømmer elevene reaksjonshastigheten og trekker passende konklusjoner. Registrering på tavlen av reaksjonene som er gjort (to elever).

I det første reagensrøret skjedde reaksjonen umiddelbart, i det andre - det er ingen synlige endringer ennå.

Sett sammen reaksjonsligningene (to elever skriver likninger på tavlen):

1. CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4; Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2
2. Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

Hvilken konklusjon kan vi trekke av reaksjonene som er utført? Hvorfor er den ene reaksjonen øyeblikkelig og den andre treg? For å gjøre dette er det nødvendig å huske at det er kjemiske reaksjoner som oppstår gjennom hele volumet av reaksjonsrommet (i gasser eller løsninger), og det er andre som bare forekommer på kontaktflaten til stoffer (forbrenning). solid kropp i en gass, samspillet mellom et metall og en syre, et salt av et mindre aktivt metall).

Forutsagt elevaktivitet

Basert på resultatene fra det demonstrerte eksperimentet konkluderer studentene: reaksjon 1 er homogen, og reaksjon

2 - heterogen.

Ratene av disse reaksjonene vil bli matematisk bestemt på forskjellige måter.

Studiet av hastigheter og mekanismer for kjemiske reaksjoner kalles kjemisk kinetikk.

3. Assimilering av ny kunnskap og handlemåter(lysbilde 3)

Reaksjonshastigheten bestemmes av endringen i mengden av et stoff per tidsenhet

I enhet V

(for homogen)

Per enhet kontaktflate av stoffer S (for heterogen)

Åpenbart, med denne definisjonen, avhenger ikke verdien av reaksjonshastigheten av volumet i et homogent system og av kontaktområdet til reagensene - i et heterogent.

Forutsagt elevaktivitet

Aktive handlinger av studenter med studieobjektet. Gå inn i bordet i en notatbok.

Av dette følger to viktige øyeblikk(lysbilde 4):

2) den beregnede verdien av hastigheten vil avhenge av hvilket stoff den bestemmes av, og valget av sistnevnte avhenger av bekvemmeligheten og enkelheten ved å måle mengden.

For eksempel, for reaksjonen 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O: υ (for H 2) \u003d 2 υ (for O 2) \u003d υ (for H 2 O)

4. Konsolidering av primærkunnskap om hastigheten på en kjemisk reaksjon

For å konsolidere det vurderte materialet, vil vi løse beregningsproblemet.

Forutsagt elevaktivitet

Primær forståelse av den ervervede kunnskapen om reaksjonshastigheten. Riktigheten av løsningen av problemet.

En oppgave (lysbilde 5). Den kjemiske reaksjonen fortsetter i løsning i henhold til ligningen: A + B = C. Startkonsentrasjoner: stoffer A - 0,80 mol / l, stoffer B - 1,00 mol / l. Etter 20 minutter sank konsentrasjonen av substans A til 0,74 mol/l. Bestem: a) den gjennomsnittlige reaksjonshastigheten for denne tidsperioden;

b) konsentrasjonen av stoff C etter 20 minutter. Løsning (vedlegg 4, lysbilde 6).

5. Assimilering av ny kunnskap og handlemåter(utføre laboratoriearbeid i løpet av repetisjon og studier av nytt materiale, trinn for trinn, vedlegg 2).

Vi vet at ulike faktorer påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon. Hvilken?

Forutsagt elevaktivitet

Å stole på kunnskapen om klasse 8-9, skrive i en notatbok i løpet av å studere materialet. Liste (lysbilde 7):

Reaktantenes natur;

Temperatur;

Konsentrasjonen av reaktanter;

Virkningen av katalysatorer;

Kontaktoverflate av reaktanter (i heterogene reaksjoner).

Påvirkningen av alle disse faktorene på reaksjonshastigheten kan forklares ved hjelp av enkel teori – kollisjonsteori (lysbilde 8). Hovedideen er denne: reaksjoner oppstår når partikler av reaktanter som har en viss energi kolliderer.

Fra dette kan vi trekke følgende konklusjoner:

1. Jo flere reagenspartikler, jo nærmere de er hverandre, jo mer sannsynlig er det at de kolliderer og reagerer.
2. Bare føre til en reaksjon effektive kollisjoner, de. de der "gamle bånd" ødelegges eller svekkes og derfor kan "nye" dannes. Men for dette må partiklene ha tilstrekkelig energi.

Minimumsenergioverskuddet (over den gjennomsnittlige energien til partikler i systemet) som kreves for effektiv kollisjon av partikler i systemet) som kreves for effektiv kollisjon av reaktantpartikler, kallesaktiveringsenergi E en.

Forutsagt elevaktivitet

Forstå konseptet og skrive definisjonen i en notatbok.

På veien for at alle partikler kommer inn i reaksjonen, er det altså en energibarriere lik aktiveringsenergien. Hvis det er lite, så er det mange partikler som lykkes med å overvinne det. Med en stor energibarriere er det nødvendig med ekstra energi for å overvinne det, noen ganger er et godt "push" nok. Jeg tenner åndslampen - jeg gir ekstra energi E en, nødvendig for å overvinne energibarrieren i reaksjonen av interaksjonen mellom alkoholmolekyler og oksygenmolekyler.

Ta i betraktning faktorer, som påvirker reaksjonshastigheten.

1) Reaktantenes natur(lysbilde 9) Naturen til reagerende stoffer forstås som deres sammensetning, struktur, gjensidig påvirkning av atomer i uorganiske og organiske stoffer.

Størrelsen på aktiveringsenergien til stoffer er en faktor som påvirker påvirkningen av de reagerende stoffenes natur på reaksjonshastigheten.

Orientering.

Egenformulering av konklusjoner (vedlegg 3 hjemme)

Det er et område i fysisk kjemi som omhandler analyse av hastigheten på kjemiske prosesser, og bestemmer forholdene som påvirker økningen eller reduksjonen i hastighet. Dette området kalles kjemisk kinetikk. Dette vitenskapsområdet studerer ledningsmekanismene og termodynamiske trekk ved prosesser. Kunnskapen som oppnås brukes til vitenskapelige formål, i produksjon av kjemikalier, når det er viktig å kontrollere interaksjonen mellom ingredienser i reaktorer.

Begrepet "reaksjonshastighet" betyr den ekvivalente endringen i konsentrasjonene av ingrediensene som er involvert i reaksjonen, for den angitte tidsenheten. En spesiell formel brukes for hastighetsberegninger: ᴠ = ±C/t.

Måleenheten for hastighet er mol/l*s under en homogen prosess, når hele volumet reagerer. For en flertrinns reaksjon, når det er klart definerte faser, brukes en annen måleenhet - mol / m2 * s.

Kjemiske prosesser med ulik hastighet

Kjemiske komponenter kan samhandle med hverandre i forskjellige hastigheter. For eksempel dannes stalaktitter som et resultat av en økning i kalsiumkarbonat. Utdanningsveksten er en halv millimeter på 100 år. Andre biokjemiske reaksjoner skjer like sakte. Prosessene for proteinsyntese og korrosjon av metaller kjennetegnes ved en ganske lav hastighet.

Andre prosesser som tar én eller flere timer å fullføre er raskere. Disse reaksjonene inkluderer matlaging, når dekomponering og transformasjon av forbindelser som er tilstede i matvarer skjer.

I en viss tidsperiode bør reaksjonsblandingen, som brukes til syntese av visse polymerer, varmes opp.

Raske kjemiske reaksjoner inkluderer nøytralisering, kontakt med fortynnet eddiksyre med vanlig natron, noe som resulterer i frigjøring av karbondioksid. Reaksjonen av natriumsalter med bariumnitrat kan legges til listen, hvoretter uløselig bariumsulfat utfelles.

Viktig! Det er et stort antall kjemiske prosesser som går veldig raskt og ender med en eksplosjon. Et slående eksempel er kombinasjonen av kalium og vann.

Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten

Ved å kombinere kjemikalier får man en reaksjon, som i ulike forhold strømmer med forskjellige hastigheter. For eksempel, med en kombinasjon av hydrogen og oksygen i gassform, er blandingen inaktiv i lang tid, men hvis beholderen ristes eller treffes, vil reaksjonen ende med en eksplosjon.

I forbindelse med slike funksjoner har spesialister innen kjemisk kinetikk identifisert en rekke faktorer som har evnen til å påvirke hastigheten på en kjemisk reaksjon.

Blant disse forholdene er:

• naturlige egenskaper til reagerende komponenter;
• konsentrasjon av reagenser;
• temperatursvingninger;
• bruken av en katalysator;
• trykkstøt (ved bruk av gassformige komponenter);
• området for interaksjon av stoffer.

Naturlige egenskaper til reagenser

En stor forskjell i hastigheten på kjemiske reaksjoner skyldes forskjellige aktiveringsenergikoeffisienter - en overflødig mengde energi, hvis mengde overstiger gjennomsnittsverdiene som er nødvendige for at partikler skal kollidere og samhandle. Parameteren har sin egen enhet kJ/mol. Disse verdiene varierer fra 50 til 250.

Med et energioverskudd i mengden 150 kJ/mol går ikke reaksjonen under normale forhold. Mengden frigjort energi vil bli brukt på å forhindre frastøting av molekyler, og minimere bindinger i stoffet. Styrken til kjemiske bindinger i ingrediensene avhenger av aktiveringsenergien. Energiverdien gjenspeiler aktiviteten til reaksjonen:

• mindre enn 40 - interaksjonen er rask, alle molekylære påvirkninger ender i en reaksjon;
• mer enn 40, men mindre enn 120 - gjennomsnittlig hastighet, bare halvparten av kollisjonene er effektive;
• mer enn 120 - langsom interaksjon, siden en ubetydelig del av partikkelkollisjoner ender i en reaksjon.

Stoffkonsentrasjon

Antall molekyler per volumenhet påvirker interaksjonshastigheten. Prosessen faller inn under loven om masseaksjon. Loven gjelder de enkleste reaksjonene som skjer i ett trinn. Også egnet for flertrinnsreaksjoner der prosessen foregår på et spesifikt trinn.

Hastigheten til den kjemiske prosessen, under hensyntagen til lovens betingelser, bestemmes av formelen V=k·[A]a·[B]b. I den matematiske ligningen fungerer a og b som støkiometriske koeffisienter, [A] og [B] er konsentrasjonene av reaktantene, k er hastighetskonstanten.

Hastighetsverdien viser en identisk koeffisient hvis konsentrasjonene av de reagerende ingrediensene er lik én. For korrekte beregninger ved bruk av formelen, må den aggregerte tilstanden til komponentene tas i betraktning. Konsentrasjonen av den faste ingrediensen er lik én, derfor er den ikke inkludert i ligningen, siden den ikke endres under reaksjonen.

For å bestemme hastighetskoeffisienten er bare komponentene i væske- og gasstilstanden inkludert i formelen.

Temperaturregime

Forløpet av den kjemiske reaksjonen avhenger også av temperaturforholdene. Det er eksperimentelt avslørt at aktiviteten til enkelte kjemiske prosesser øker flere ganger hvis temperaturen heves med minst 10 grader. De neste 10 gradene provoserer også frem en aktivitetsøkning med 2-4 ganger.

Dessverre er mekanismen for effekten av temperatur på hastigheten til en enkelt reaksjon ikke studert. Listen over regelmessigheter er heller ikke definert. Det kan antas fra et logisk synspunkt at en økning i temperatur bidrar til en økning i den kaotiske bevegelsen av molekyler og atomer, som et resultat av at antallet kollisjoner deres øker betydelig.

Imidlertid øker ikke denne egenskapen ved støtet effektiviteten av partikkelkollisjon, fordi hovedkatalysatoren for denne prosessen er aktiveringsenergien. For effektiviteten av interaksjonen mellom molekyler er deres romlige korrespondanse også nødvendig.

Anvendelse av katalysatorer

Aktiviteten til en reaksjon i kjemi studeres også av en annen retning, som kalles katalyse. Dens oppgave er å finne ut hvordan og med hvilken algoritme små volumer av utpekte stoffer øker hastigheten på reagensuttak. Disse stoffene kalles katalysatorer. Dessuten blir selve katalysatoren, som akselererer reaksjonen, praktisk talt ikke forbrukt.

Akseleratorer er i stand til å endre mekanismen til en kjemisk prosess og provosere dannelsen av slike overgangstilstander til et stoff som har en lavere energibarriere. Katalysatoren kan redusere aktiveringsenergien, øke antallet effektive kollisjoner av molekyler. Hvis samhandlingen er energetisk umulig, er bruken av en akselerator meningsløs.

Komponentkontaktområde

Ved blanding av stoffer som er i forskjellige aggregeringstilstander, eller komponenter som ikke er i stand til å kombineres til en homogen blanding, påvirkes den kjemiske reaksjonshastigheten i stor grad av interaksjonsområdet til ingrediensene.

Dette skyldes forekomsten av en heterogen reaksjon ved kontaktgrensen til reagensene. Det vil si at jo bredere denne grensen er, jo flere partikler kolliderer og fremkaller en rask reaksjon.

Levende eksempler på slike egenskaper:

• små sjetonger brenner mye mer aktivt enn hele vedkubber;
• knuste faste stoffer løses bedre opp i en væske enn et helt stykke.

Viktig! Når du maler en fast ingrediens, oppstår vilkårlig ødeleggelse krystallgitter reagens, slik at de reaktive egenskapene til partiklene øker.

Trykkpåvirkning

Trykkfall under en reaksjon kan bare påvirke aktiviteten når gassformige stoffer brukes som reaktanter. Høytrykk bidrar til en økning i antall komponentmolekyler per volumenhet, øker tettheten til reagenset. Ved lavt trykk synker antallet partikler, derav synker konsentrasjonen.

Hastigheten for kjemisk interaksjon er mengden og effektiviteten av kollisjonen av reaktantmolekyler. Denne prosessen kan være raskere eller langsommere hvis de rette forholdene skapes. Hastighetsøkningen kan påvirkes av faktorer som kan kontrolleres i ulik grad:

• temperatur regime;
• konsentrasjonsnivå av reagerende komponenter;
• økning eller reduksjon i trykk;
• transformasjon av heterogene komponenter til samme aggregeringstilstand.

Nyttig video

Oppsummering

I stor grad avhenger responshastigheten til stoffer av startenergien og de geometriske egenskapene til molekylene. Disse to parameterne kan ikke kontrolleres og justeres. Studiet av responsreaksjoner av kjemiske komponenter på virkningen av disse faktorene er av stor verdi for mange bransjer. Dataene brukes i laboratorieforskning, i det farmakologiske feltet, metallurgi, matlaging, ved kjernefysiske virksomheter, i produksjon av maling og lakk, polymerer.

I kontakt med

Mekanismene for kjemiske transformasjoner og deres hastigheter studeres av kjemisk kinetikk. Kjemiske prosesser går over tid med ulik hastighet. Noen skjer raskt, nesten umiddelbart, mens andre bruker veldig lang tid på å oppstå.

I kontakt med

Hastighetsreaksjon- hastigheten som reagenser forbrukes med (konsentrasjonen reduseres) eller reaksjonsprodukter dannes per volumenhet.

Faktorer som kan påvirke hastigheten på en kjemisk reaksjon

Følgende faktorer kan påvirke hvor raskt en kjemisk interaksjon skjer:

• konsentrasjon av stoffer;
• arten av reagensene;
• temperatur;
• tilstedeværelsen av en katalysator;
• trykk (for reaksjoner i et gassformig medium).

Ved å endre visse forhold for forløpet av en kjemisk prosess er det altså mulig å påvirke hvor raskt prosessen vil gå.

I prosessen med kjemisk interaksjon kolliderer partiklene til de reagerende stoffene med hverandre. Antall slike tilfeldigheter er proporsjonalt med antall partikler av substanser i volumet av den reagerende blanding, og dermed proporsjonal med molare konsentrasjoner av reagensene.

Loven om handlende masser beskriver reaksjonshastighetens avhengighet av de molare konsentrasjonene av de reagerende stoffene.

For en elementær reaksjon (A + B → ...), er denne loven uttrykt med formelen:

υ \u003d k ∙С A ∙С B,

hvor k er hastighetskonstanten; C A og C B er de molare konsentrasjonene av reaktantene, A og B.

Hvis et av de reagerende stoffene er i fast tilstand, skjer interaksjonen ved fasegrensesnittet, og derfor er ikke konsentrasjonen av det faste stoffet inkludert i ligningen for den kinetiske loven for virkende masser. For å forstå den fysiske betydningen av hastighetskonstanten, er det nødvendig å ta C, A og C B lik 1. Da blir det klart at hastighetskonstanten er lik reaksjonshastigheten ved reagenskonsentrasjoner lik enhet.

Naturen til reagensene

Siden i samhandlingsprosessen blir de ødelagt kjemiske bindinger reaktanter og nye bindinger av reaksjonsprodukter dannes, da vil naturen til bindingene som deltar i reaksjonen av forbindelsene og strukturen til molekylene til de reagerende stoffene spille en stor rolle.

Kontaktoverflate av reagenser

En slik karakteristikk som overflatearealet av kontakt med faste reagenser, noen ganger ganske betydelig, påvirker reaksjonsforløpet. Å male et fast stoff lar deg øke kontaktoverflaten til reagensene, og dermed fremskynde prosessen. Kontaktområdet til oppløste stoffer økes lett ved oppløsning av stoffet.

Reaksjonstemperatur

Når temperaturen øker, vil energien til de kolliderende partiklene øke, det er åpenbart at med en økning i temperaturen vil selve den kjemiske prosessen akselerere. godt eksempel hvordan en økning i temperatur påvirker prosessen med interaksjon av stoffer, kan vi vurdere dataene gitt i tabellen.

Tabell 1. Effekt av temperaturendringer på vanndannelseshastigheten (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)

For en kvantitativ beskrivelse av hvordan temperatur kan påvirke hastigheten på stoffers interaksjon, brukes van't Hoff-regelen. Van't Hoffs regel er at når temperaturen stiger med 10 grader, er det en akselerasjon på 2-4 ganger.

Den matematiske formelen som beskriver van't Hoff-regelen er som følger:

Hvor γ er temperaturkoeffisienten til den kjemiske reaksjonshastigheten (γ = 2−4).

Men Arrhenius-ligningen beskriver temperaturavhengigheten til hastighetskonstanten mye mer nøyaktig:

Der R er den universelle gasskonstanten, er A en faktor som bestemmes av typen reaksjon, E, A er aktiveringsenergien.

Aktiveringsenergien er energien som et molekyl må tilegne seg for at en kjemisk transformasjon skal skje. Det vil si at det er en slags energibarriere som må overvinnes av molekyler som kolliderer i reaksjonsvolumet for å omfordele bindinger.

Aktiveringsenergien er ikke avhengig av eksterne faktorer, men avhenger av stoffets natur. Verdien av aktiveringsenergien opp til 40 - 50 kJ / mol lar stoffer reagere med hverandre ganske aktivt. Hvis aktiveringsenergien overstiger 120 kJ/mol, da vil stoffene (ved vanlige temperaturer) reagere veldig sakte. En endring i temperaturen fører til en endring i antall aktive molekyler, det vil si molekyler som har nådd en energi som er større enn aktiveringsenergien, og derfor er i stand til kjemiske transformasjoner.

Katalysatorhandling

En katalysator er et stoff som kan fremskynde en prosess, men som ikke er en del av produktene. Katalyse (akselerasjon av forløpet av en kjemisk transformasjon) er delt inn i · homogen, · heterogen. Hvis reaktantene og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand, kalles katalyse homogen, hvis den er i forskjellige tilstander, så heterogen. Virkningsmekanismene til katalysatorer er forskjellige og ganske komplekse. I tillegg bør det bemerkes at katalysatorer er preget av virkningsselektivitet. Det vil si at den samme katalysatoren, som akselererer en reaksjon, kanskje ikke endrer hastigheten til en annen på noen måte.

Press

Hvis gassformige stoffer er involvert i transformasjonen, vil hastigheten på prosessen bli påvirket av en endring i trykket i systemet . Dette skjer pga at for gassformige reaktanter fører en trykkendring til en endring i konsentrasjonen.

Eksperimentell bestemmelse av hastigheten på en kjemisk reaksjon

Det er mulig å bestemme hastigheten på en kjemisk transformasjon eksperimentelt ved å innhente data om hvordan konsentrasjonen av reagerende stoffer eller produkter endres per tidsenhet. Metoder for å innhente slike data er delt inn i

• kjemisk,
• fysisk og kjemisk.

Kjemiske metoder er ganske enkle, rimelige og nøyaktige. Med deres hjelp bestemmes hastigheten ved direkte å måle konsentrasjonen eller mengden av et stoff av reaktanter eller produkter. Ved en langsom reaksjon tas det prøver for å overvåke hvordan reagenset forbrukes. Etter det bestemmes innholdet av reagenset i prøven. Ved å ta prøver med jevne mellomrom er det mulig å få data om endringen i mengden av et stoff under interaksjonen. De mest brukte analysetypene er titrimetri og gravimetri.

Hvis reaksjonen fortsetter raskt, må den stoppes for å ta en prøve. Dette kan gjøres ved avkjøling brå fjerning av katalysatoren, er det også mulig å fortynne eller overføre en av reagensene til en ikke-reaktiv tilstand.

Metoder for fysisk-kjemisk analyse i moderne eksperimentell kinetikk brukes oftere enn kjemiske. Med deres hjelp kan du observere endringen i konsentrasjonene av stoffer i sanntid. Det er ikke nødvendig å stoppe reaksjonen og ta prøver.

Fysisk-kjemiske metoder er basert på målingen fysisk eiendom, avhengig av det kvantitative innholdet av en bestemt forbindelse i systemet og endres med tiden. For eksempel, hvis gasser er involvert i reaksjonen, kan trykk være en slik egenskap. Elektrisk ledningsevne, brytningsindeks og absorpsjonsspektra for stoffer måles også.

Kinetikk- vitenskapen om hastigheten på kjemiske reaksjoner.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon- antall elementære handlinger av kjemisk interaksjon som forekommer per tidsenhet per volumenhet (homogen) eller per overflateenhet (heterogen).

Sann reaksjonshastighet:

For homogene, heterogene reaksjoner:

1) konsentrasjon av reagerende stoffer;

2) temperatur;

3) katalysator;

4) hemmer.

Bare for heterogene:

1) tilførselshastigheten av reaktanter til grensesnittet;

2) overflateareal.

Hovedfaktoren - naturen til de reagerende stoffene - arten av bindingen mellom atomene i molekylene til reagensene.

NO 2 - nitrogenoksid (IV) - revehale, CO - karbonmonoksid, karbonmonoksid.

Hvis de er oksidert med oksygen, vil reaksjonen i det første tilfellet gå umiddelbart, det er verdt å åpne proppen på karet, i det andre tilfellet forlenges reaksjonen i tid.

Konsentrasjonen av reaktanter vil bli diskutert nedenfor.

Blå opalescens indikerer øyeblikket for utfelling av svovel, jo høyere konsentrasjon, jo høyere hastighet.

Ris. ti

Jo større konsentrasjon av Na 2 S 2 O 3, desto kortere tid tar reaksjonen. Grafen (fig. 10) viser en direkte proporsjonal sammenheng. Den kvantitative avhengigheten av reaksjonshastigheten på konsentrasjonen av reaktantene uttrykkes av MMA (loven om massevirkning), som sier: hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene.

Så, grunnleggende kinetikklov er etablert empirisk lov: reaksjonshastigheten er proporsjonal med konsentrasjonen av reaktantene, eksempel: (dvs. for reaksjonen)

For denne reaksjonen H 2 + J 2 = 2HJ - hastigheten kan uttrykkes i form av en endring i konsentrasjonen av noen av stoffene. Hvis reaksjonen fortsetter fra venstre til høyre, vil konsentrasjonen av H 2 og J 2 avta, konsentrasjonen av HJ vil øke i løpet av reaksjonen. For den øyeblikkelige reaksjonshastigheten kan du skrive uttrykket:

firkantede parenteser indikerer konsentrasjon.

fysisk mening k– molekyler er i kontinuerlig bevegelse, kolliderer, sprer seg, treffer karets vegger. For at den kjemiske reaksjonen til HJ-dannelsen skal skje, må H 2- og J 2-molekylene kollidere. Antallet slike kollisjoner vil være desto større, jo flere H 2 og J 2 molekyler er inneholdt i volumet, dvs. jo større vil verdiene av [Н 2 ] og . Men molekylene beveger seg med forskjellige hastigheter, og totalt kinetisk energi to kolliderende molekyler vil være forskjellige. Hvis de raskeste H 2- og J 2-molekylene kolliderer, kan energien deres være så høy at molekylene brytes opp i jod- og hydrogenatomer, som flyr fra hverandre og deretter interagerer med andre H 2 + J 2-molekyler > 2H+2J, deretter H+J2 > HJ + J. Hvis energien til de kolliderende molekylene er mindre, men høy nok til å svekke H - H og J - J-bindingene, vil reaksjonen med dannelse av hydrogenjod skje:

For de fleste kolliderende molekyler er energien mindre enn nødvendig for å svekke bindingene i H 2 og J 2 . Slike molekyler kolliderer "stille" og sprer seg også "stille" og forblir som de var, H 2 og J 2 . Dermed fører ikke alle, men bare en del av kollisjonene til en kjemisk reaksjon. Proporsjonalitetskoeffisienten (k) viser antall effektive kollisjoner som fører til reaksjonen ved konsentrasjoner [H 2 ] = = 1 mol. Verdi k–konstant hastighet. Hvordan kan hastigheten være konstant? Ja, hastigheten til jevn rettlinjet bevegelse kalles en konstant vektormengde lik forholdet mellom kroppens bevegelse i en hvilken som helst tidsperiode og verdien av dette intervallet. Men molekylene beveger seg tilfeldig, så hvordan kan hastigheten være konstant? Men en konstant hastighet kan bare være ved en konstant temperatur. Når temperaturen stiger, øker andelen hurtige molekyler hvis kollisjoner fører til en reaksjon, dvs. hastighetskonstanten øker. Men økningen i hastighetskonstanten er ikke ubegrenset. Ved en viss temperatur vil energien til molekylene bli så stor at nesten alle kollisjoner av reaktantene vil være effektive. Når to raske molekyler kolliderer, vil det oppstå en omvendt reaksjon.

Et øyeblikk vil komme når dannelseshastighetene for 2HJ fra H 2 og J 2 og dekomponering vil være like, men dette er allerede en kjemisk likevekt. Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktantene kan spores ved å bruke den tradisjonelle reaksjonen av interaksjonen av en natriumtiosulfatløsning med en svovelsyreløsning.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d Sv + H 2 O + SO 2 ^. (2)

Reaksjon (1) fortsetter nesten øyeblikkelig. Reaksjonshastigheten (2) avhenger ved konstant temperatur av konsentrasjonen av reaktanten H 2 S 2 O 3 . Det er denne reaksjonen vi observerte - i dette tilfellet måles hastigheten med tiden fra begynnelsen av hellingen av løsninger til utseendet av opalescens. I artikkelen L. M. Kuznetsova reaksjonen av interaksjon av natriumtiosulfat med saltsyre er beskrevet. Hun skriver at når løsningene dreneres, oppstår det opalescens (turbiditet). Men denne uttalelsen fra L. M. Kuznetsova er feil, siden opalescens og uklarhet er forskjellige ting. Opalescens (fra opal og latin escentia- suffiks som betyr svak handling) - lysspredning av grumsete medier på grunn av deres optiske inhomogenitet. lysspredning- avvik av lysstråler som forplanter seg i mediet i alle retninger fra den opprinnelige retningen. Kolloide partikler er i stand til å spre lys (Tyndall-Faraday-effekten) - dette forklarer den kolloidale løsningens opalescens, lett turbiditet. Når du utfører dette eksperimentet, er det nødvendig å ta hensyn til den blå opalescensen, og deretter koaguleringen av den kolloidale suspensjonen av svovel. Den samme tettheten til suspensjonen noteres ved den tilsynelatende forsvinningen av ethvert mønster (for eksempel et rutenett i bunnen av koppen), observert ovenfra gjennom løsningslaget. Tiden telles av en stoppeklokke fra tømmeøyeblikket.

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

Den første fremstilles ved å løse opp 7,5 g salt i 100 ml H 2 O, som tilsvarer en konsentrasjon på 0,3 M. For å tilberede en løsning av H 2 SO 4 med samme konsentrasjon, er det nødvendig å måle 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 og løs den i 120 ml H 2 O. Hell den tilberedte løsningen av Na 2 S 2 O 3 i tre glass: i det første - 60 ml, i det andre - 30 ml, i det tredje - 10 ml. Tilsett 30 ml destillert H 2 O til det andre glasset og 50 ml til det tredje. Således vil det være 60 ml væske i alle tre glassene, men i det første er saltkonsentrasjonen betinget = 1, i det andre - ½ og i det tredje - 1/6. Etter at løsningene er tilberedt, hell 60 ml H 2 SO 4 løsning i det første glasset med en saltløsning og skru på stoppeklokken osv. Tatt i betraktning at reaksjonshastigheten avtar ved fortynning av Na 2 S 2 O 3 løsningen, kan bestemmes som en verdi omvendt proporsjonal med tiden v= en/? og bygg en graf ved å plotte konsentrasjonen på abscissen og reaksjonshastigheten på ordinaten. Fra denne konklusjonen - reaksjonshastigheten avhenger av konsentrasjonen av stoffer. Dataene som er oppnådd er oppført i tabell 3. Dette eksperimentet kan utføres ved hjelp av byretter, men dette krever mye øvelse fra utøveren, fordi tidsplanen noen ganger er feil.

Tabell 3

Hastighet og reaksjonstid

Guldberg-Waage-loven bekreftes - professor i kjemi Gulderg og den unge forskeren Waage).

Vurder neste faktor - temperatur.

Når temperaturen øker, øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner. Denne avhengigheten er beskrevet av van't Hoff-regelen: "Når temperaturen stiger for hver 10 ° C, øker hastigheten på kjemiske reaksjoner med 2-4 ganger."

hvor ? – temperaturkoeffisient, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker med en økning i temperaturen med 10 ° C;

v 1 - reaksjonshastighet ved temperatur t 1;

v 2 - reaksjonshastighet ved temperatur t2.

For eksempel, reaksjonen ved 50 °C fortsetter på to minutter, hvor lenge vil prosessen avsluttes ved 70 °C hvis temperaturkoeffisienten ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °C.

Selv en liten økning i temperaturen forårsaker en kraftig økning i reaksjonshastigheten ved aktive molekylære kollisjoner. I følge aktiveringsteorien deltar bare de molekylene i prosessen, hvis energi er større enn gjennomsnittsenergien til molekylene med en viss mengde. Denne overskuddsenergien er aktiveringsenergien. Dens fysiske betydning er energien som er nødvendig for den aktive kollisjonen av molekyler (omorganisering av orbitaler). Antall aktive partikler, og dermed reaksjonshastigheten, øker med temperaturen i henhold til en eksponentiell lov, i henhold til Arrhenius-ligningen, som gjenspeiler hastighetskonstantens avhengighet av temperaturen

hvor MEN - Arrhenius proporsjonalitetsfaktor;

k– Boltzmanns konstant;

E A - aktiveringsenergi;

R- gass ​​konstant;

T- temperatur.

En katalysator er et stoff som øker hastigheten på en reaksjon, men som ikke selv forbrukes.

Katalyse- fenomenet med en endring i reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator. Skille mellom homogen og heterogen katalyse. Homogen- hvis reaktantene og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand. Heterogen– hvis reaktantene og katalysatoren er i forskjellige aggregeringstilstander. Om katalyse se separat (videre).

Inhibitor Et stoff som bremser reaksjonshastigheten.

Den neste faktoren er overflateareal. Jo større overflaten av reaktanten er, desto større hastighet. Tenk for eksempel på innflytelsen av graden av dispersitet på reaksjonshastigheten.

CaCO 3 - marmor. Vi senker den flislagte marmoren ned i saltsyre HCl, vent fem minutter, det vil oppløses helt.

Pulverisert marmor - vi vil gjøre samme prosedyre med den, den ble oppløst på tretti sekunder.

Ligningen for begge prosessene er den samme.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Så når du legger til pulverisert marmor, er tiden mindre enn når du legger til flisemarmor, med samme masse.

Med en økning i grensesnittet mellom faser, øker hastigheten på heterogene reaksjoner.