eğitim literatürü 

Basit maddelerin atomlarının özelliklerindeki değişikliklerin düzenlilikleri. Elementlerin ve bileşiklerinin kimyasal özelliklerindeki değişimlerin periyotlara ve gruplara göre düzenleri

Hız Kimyasal reaksiyon reaktanların doğası, reaktanların konsantrasyonu, sıcaklık ve katalizörlerin varlığı dahil olmak üzere birçok faktöre bağlıdır. Bu faktörleri ele alalım.

1). Reaktanların doğası... İyonik bağa sahip maddeler arasında bir etkileşim varsa, reaksiyon kovalent bağa sahip maddelerden daha hızlı ilerler.

2.) Reaktanların konsantrasyonu... Bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşmesi için, reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin çarpışması gereklidir. Yani moleküller birbirine o kadar yakın olmalıdır ki, bir parçacığın atomları diğerinin elektrik alanlarının hareketini deneyimler. Sadece bu durumda elektron geçişleri ve buna karşılık gelen atomların yeniden düzenlenmesi mümkün olacaktır, bunun sonucunda yeni madde molekülleri oluşur. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonların hızı, moleküller arasında meydana gelen çarpışmaların sayısı ile orantılıdır ve çarpışmaların sayısı, sırayla, reaktanların konsantrasyonu ile orantılıdır. Deneysel materyal temelinde, Norveçli bilim adamları Guldberg ve Vaage ve onlardan bağımsız olarak Rus bilim adamı Beketov, 1867'de temel yasayı formüle etti. kimyasal kinetik – kitle eylemi yasası(ZDM): sabit bir sıcaklıkta, bir kimyasal reaksiyonun hızı, stokiyometrik katsayılarının gücündeki reaktanların konsantrasyonlarının ürünü ile doğru orantılıdır. Genel durum için:

kitle eylemi yasası şu şekildedir:

Bu reaksiyon için kütle etkisi yasasının kaydına denir. reaksiyonun temel kinetik denklemi... Temel kinetik denklemde k, reaksiyona giren maddelerin doğasına ve sıcaklığa bağlı olan reaksiyon hızı sabitidir.

Çoğu kimyasal reaksiyon geri dönüşümlüdür. Bu tür reaksiyonlar sırasında, ürünleri biriktikçe, başlangıç ​​maddelerinin oluşumu ile birbirleriyle reaksiyona girer:

İleri reaksiyon hızı:

Geri bildirim hızı:

Denge anında:

Dolayısıyla, bir denge durumunda kütle hareketi yasası şu şekli alacaktır:

burada K, reaksiyonun denge sabitidir.

3) Sıcaklığın reaksiyon hızına etkisi... Kural olarak kimyasal reaksiyonların hızı, sıcaklık aşıldığında artar. Bunu hidrojenin oksijenle etkileşimi örneğini kullanarak düşünelim.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

20 0 C'de reaksiyon hızı pratik olarak sıfırdır ve etkileşimin %15 oranında geçmesi 54 milyar yıl alacaktır. 500 0 С'de suyun oluşması 50 dakika sürer ve 700 0 С'de reaksiyon anında devam eder.

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı ifade edilir van't Hoff kuralı: 10 ° sıcaklık artışı ile reaksiyon hızı 2 - 4 kat artar. Van't Hoff kuralı şöyle yazılır:


4) Katalizörlerin etkisi... Kimyasal reaksiyonların hızı kullanılarak ayarlanabilir katalizörler- reaksiyon hızını değiştiren ve reaksiyondan sonra değişmeden kalan maddeler. Katalizör varlığında reaksiyon hızının değiştirilmesine kataliz denir. Ayırmak pozitif(reaksiyon hızı artar) ve olumsuz(reaksiyon hızı azalır) kataliz. Bazen reaksiyon sırasında katalizör oluşur, bu tür işlemlere otokatalitik denir. Homojen ve heterojen katalizi ayırt eder.

NS homojen Kataliz ile katalizör ve reaktanlar aynı fazdadır. Örneğin:

NS heterojen kataliz, katalizör ve reaktanlar farklı aşamalar... Örneğin:

Heterojen kataliz, enzimatik süreçlerle ilişkilidir. Canlı organizmalardaki tüm kimyasal süreçler, belirli özel işlevlere sahip proteinler olan enzimler tarafından katalize edilir. Enzimatik süreçlerin yer aldığı çözümlerde, açıkça tanımlanmış bir ara yüzün olmaması nedeniyle tipik bir heterojen ortam yoktur. Bu tür işlemlere mikroheterojen kataliz denir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızının ve değişimini etkileyen koşulların incelenmesi, fiziksel kimya - kimyasal kinetik alanlarından biriyle ilgilenir. Ayrıca bu reaksiyonların mekanizmalarını ve termodinamik geçerliliğini inceler. Bu çalışmalar sadece bilimsel amaçlar için değil, her türlü maddenin üretiminde reaktörlerdeki bileşenlerin etkileşiminin izlenmesi açısından da önemlidir.

Kimyada hız kavramı

Reaksiyon hızına genellikle birim zamanda (Δt) reaksiyona giren bileşiklerin (ΔС) konsantrasyonlarında belirli bir değişiklik denir. Kimyasal reaksiyon hızının matematiksel formülü aşağıdaki gibidir:

ᴠ = ± ΔC / Δt.

Reaksiyon hızı, eğer tüm hacim boyunca meydana geliyorsa (yani, reaksiyon homojen ise) mol / l ∙ s cinsinden ve eğer etkileşim fazları ayıran yüzeyde (yani, reaksiyon homojen ise) mol / m 2 ∙ s cinsinden ölçülür. , reaksiyon heterojendir). Formüldeki "-" işareti, ilk reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının değerlerindeki değişimi ve "+" işareti - aynı reaksiyonun ürünlerinin konsantrasyonlarının değişen değerlerine atıfta bulunur.

Farklı oranlarda reaksiyon örnekleri

Etkileşimler kimyasal maddeler farklı hızlarda gerçekleştirilebilir. Yani sarkıtların büyüme hızı yani kalsiyum karbonat oluşum hızı 100 yılda sadece 0,5 mm'dir. Fotosentez ve protein sentezi gibi bazı biyokimyasal reaksiyonlar yavaştır. Metallerin korozyonu oldukça düşük bir oranda ilerler.

Ortalama hız, bir ila birkaç saat arasında değişen reaksiyonlarla karakterize edilebilir. Bir örnek, gıdalarda bulunan bileşiklerin ayrışması ve dönüştürülmesiyle birlikte gıdanın hazırlanmasıdır. Tek tek polimerlerin sentezi, reaksiyon karışımının belirli bir süre ısıtılmasını gerektirir.

Hızı oldukça yüksek olan kimyasal reaksiyonların bir örneği, karbon dioksit salınımı ile birlikte sodyum bikarbonatın bir asetik asit çözeltisi ile etkileşimi olan nötralizasyon reaksiyonları olarak hizmet edebilir. Baryum nitratın, çözünmeyen baryum sülfatın çökeltilmesinin gözlendiği sodyum sülfat ile etkileşiminden de bahsedebilirsiniz.

Çok sayıda reaksiyon yıldırım hızıyla ilerleyebilir ve buna bir patlama eşlik eder. Klasik bir örnek, potasyumun su ile etkileşimidir.

Kimyasal reaksiyon hızını etkileyen faktörler

Aynı maddelerin birbirleriyle farklı oranlarda reaksiyona girebileceğini belirtmekte fayda var. Bu nedenle, örneğin, gaz halindeki oksijen ve hidrojen karışımı oldukça uzun bir süre etkileşim belirtileri göstermeyebilir, ancak kap çalkalandığında veya vurulduğunda reaksiyon patlayıcı hale gelir. Bu nedenle, kimyasal kinetik ve kimyasal reaksiyonun hızını etkileme yeteneğine sahip belirli faktörleri tanımladı. Bunlar şunları içerir:

  • etkileşen maddelerin doğası;
  • reaktiflerin konsantrasyonu;
  • sıcaklık değişimi;
  • bir katalizörün varlığı;
  • basınç değişimi (gaz halindeki maddeler için);
  • maddelerin temas alanı (heterojen reaksiyonlar hakkında konuşursak).

Maddenin doğasının etkisi

Kimyasal reaksiyonların hızlarındaki böylesine önemli bir fark şu şekilde açıklanmaktadır: Farklı anlamlar aktivasyon enerjisi (Ea). Bir reaksiyonun gerçekleşmesi için çarpışmadaki bir molekül için gereken ortalama değere kıyasla belirli bir fazla enerji miktarı olarak anlaşılır. kJ/mol cinsinden ölçülür ve değerler genellikle 50-250 aralığındadır.

Herhangi bir reaksiyon için Ea = 150 kJ / mol ise, o zaman n'de genel olarak kabul edilir. NS. pratik olarak sızıntı yapmaz. Bu enerji, maddelerin molekülleri arasındaki itmenin üstesinden gelmek ve orijinal maddelerdeki bağları zayıflatmak için harcanır. Başka bir deyişle, aktivasyon enerjisi gücü karakterize eder. Kimyasal bağlar maddelerde. Aktivasyon enerjisinin değerine göre, bir kimyasal reaksiyonun hızı önceden tahmin edilebilir:

  • E bir< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
  • 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
  • E a> 120, parçacık çarpışmalarının sadece çok küçük bir kısmı reaksiyona yol açacak ve hızı düşük olacaktır.

konsantrasyonun etkisi

Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı, en doğru şekilde aşağıdakileri okuyan kütle etkisi yasası (MLA) ile karakterize edilir:

Bir kimyasal reaksiyonun hızı, değerleri, stokiyometrik katsayılarına karşılık gelen güçlerde alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının ürünü ile doğru orantılıdır.

Bu yasa, basit tek aşamalı reaksiyonlar veya karmaşık bir mekanizma ile karakterize edilen maddelerin etkileşiminin herhangi bir aşaması için uygundur.

Bir kimyasal reaksiyonun hızını belirlemek istiyorsanız, denklemi geleneksel olarak şu şekilde yazılabilir:

αА + bB = ϲС, o zaman,

yasanın yukarıdaki formülasyonuna göre, hız aşağıdaki denklemle bulunabilir:

V = k · [A] a · [B] b, burada

a ve b stokiyometrik katsayılardır,

[A] ve [B] başlangıç ​​bileşiklerinin konsantrasyonlarıdır,

k, dikkate alınan reaksiyonun hız sabitidir.

Bir kimyasal reaksiyonun hız katsayısının anlamı, eğer bileşiklerin konsantrasyonları bire eşitse, değerinin hıza eşit olacağıdır. Bu formülü kullanarak doğru bir hesaplama için reaktiflerin toplanma durumunu dikkate almaya değer olduğuna dikkat edilmelidir. Katının konsantrasyonu bir olarak alınır ve reaksiyon sırasında sabit kaldığı için denkleme dahil edilmez. Bu nedenle, ZDM hesaplamasına yalnızca sıvı ve gaz halindeki maddelerin konsantrasyonları dahil edilir. Bu nedenle, denklemle açıklanan basit maddelerden silikon dioksit elde etme reaksiyonu için

Si (tv) + Ο 2 (g) = SiΟ 2 (tv),

hız aşağıdaki formülle belirlenir:

Tipik görev

Başlangıç ​​bileşiklerinin konsantrasyonları iki katına çıkarsa, nitrojen monoksitin oksijenle kimyasal reaksiyon hızı nasıl değişir?

Çözüm: Bu işlem, reaksiyon denklemine karşılık gelir:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

İlk (ᴠ 1) ve son (ᴠ 2) reaksiyon hızları için ifadeler yazalım:

ᴠ 1 = k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2] ve

ᴠ 2 = k · (2 ​​· [ΝΟ]) 2 · 2 · [Ο 2] = k · 4 [ΝΟ] 2 · 2 [Ο 2].

ᴠ 1 / ᴠ 2 = (k · 4 [ΝΟ] 2 · 2 [Ο 2]) / (k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2]).

ᴠ 2 / ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Cevap: 8 kat arttı.

sıcaklığın etkisi

Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı, Hollandalı bilim adamı J. H. Van't Hoff tarafından ampirik olarak belirlendi. Her 10 derecelik bir sıcaklık artışıyla birçok reaksiyonun hızının 2-4 kat arttığını buldu. Bu kural için şuna benzeyen matematiksel bir ifade vardır:

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1) / 10, burada

ᴠ 1 ve ᴠ 2 - Τ 1 ve Τ 2 sıcaklıklarda karşılık gelen hızlar;

γ - 2-4'e eşit sıcaklık katsayısı.

Aynı zamanda, bu kural, sıcaklığın belirli bir reaksiyon hızının değeri üzerindeki etkisinin mekanizmasını açıklamaz ve tüm düzenlilikler kümesini açıklamaz. Sıcaklıktaki bir artışla parçacıkların kaotik hareketinin arttığı ve bunun daha fazla sayıda çarpışmaya neden olduğu sonucuna varmak mantıklıdır. Bununla birlikte, esas olarak aktivasyon enerjisine bağlı olduğundan, bu özellikle moleküllerin çarpışma verimini etkilemez. Ayrıca, parçacık çarpışmalarının verimliliğinde önemli bir rol, birbirleriyle uzamsal yazışmaları tarafından oynanır.

Reaktanların doğası dikkate alınarak, kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı, Arrhenius denklemine uyar:

k = A 0 e -Ea / RΤ, burada

Ve yaklaşık bir çarpandır;

E a aktivasyon enerjisidir.

Van't Hoff yasası için bir problem örneği

Sıcaklık katsayısı sayısal olarak 3'e eşit olan bir kimyasal reaksiyonun hızının 27 kat artması için sıcaklık nasıl değiştirilmelidir?

Çözüm. formülü kullanalım

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1) / 10.

ᴠ 2 / ᴠ 1 = 27 ve γ = 3 koşulundan ΔΤ = Τ 2 -Τ 1'i bulmanız gerekir.

Orijinal formülü dönüştürerek şunları elde ederiz:

V 2 / V 1 = γ ΔΤ / 10.

Değerleri değiştirin: 27 = 3 ΔΤ / 10.

Dolayısıyla ΔΤ / 10 = 3 ve ΔΤ = 30 olduğu açıktır.

Cevap: Sıcaklık 30 derece arttırılmalıdır.

Katalizörlerin etkisi

Fiziksel kimyada, kimyasal reaksiyonların hızı da aktif olarak kataliz adı verilen bölüm tarafından incelenir. Nispeten küçük miktarlardaki belirli maddelerin diğerlerinin etkileşim oranını nasıl ve neden önemli ölçüde artırdığı ile ilgilenmektedir. Reaksiyonu hızlandırabilen ancak içinde tüketilmeyen bu tür maddelere katalizör denir.

Katalizörlerin kimyasal etkileşimin mekanizmasını değiştirdiği, daha düşük enerji bariyeri yükseklikleri ile karakterize edilen yeni geçiş durumlarının ortaya çıkmasına katkıda bulunduğu kanıtlanmıştır. Yani, aktivasyon enerjisinde bir azalmaya ve dolayısıyla parçacıkların etkin çarpışmalarının sayısında bir artışa katkıda bulunurlar. Katalizör, enerjik olarak imkansız olan bir reaksiyona neden olamaz.

Böylece hidrojen peroksit, oksijen ve su oluşturmak üzere ayrışabilir:

H 2 Ο 2 = H 2 Ο + Ο 2.

Ancak bu reaksiyon çok yavaştır ve ilk yardım çantalarımızda oldukça uzun bir süre değişmeden kalır. Sadece çok eski peroksit şişelerini açtığınızda, kabın duvarlarındaki oksijen basıncının neden olduğu hafif bir patlama fark edeceksiniz. Sadece birkaç tane magnezyum oksit eklenmesi aktif gaz oluşumunu tetikleyecektir.

Peroksitin ayrışmasının aynı reaksiyonu, ancak katalazın etkisi altında, yaraları tedavi ederken ortaya çıkar. Canlı organizmalar, biyokimyasal reaksiyonların hızını artıran birçok farklı madde içerir. Bunlara enzim denir.

İnhibitörler, reaksiyonların seyri üzerinde ters etkiye sahiptir. Ancak, bu her zaman kötü bir şey değildir. İnhibitörler, metal ürünleri korozyondan korumak, gıdaların raf ömrünü uzatmak, örneğin yağ oksidasyonunu önlemek için kullanılır.

Maddelerin temas alanı

Etkileşimin farklı kümelenme durumlarına sahip bileşikler arasında veya homojen bir ortam oluşturamayan maddeler (karışmayan sıvılar) arasında gerçekleşmesi durumunda, bu faktör kimyasal reaksiyonun hızını da önemli ölçüde etkiler. Bunun nedeni, heterojen reaksiyonların doğrudan etkileşime giren maddelerin fazları arasındaki arayüzde gerçekleştirilmesidir. Açıkçası, bu sınır ne kadar geniş olursa, o kadar çok parçacık çarpışma fırsatına sahip olur ve reaksiyon o kadar hızlı ilerler.

Örneğin, küçük yongalar biçiminde, bir kütük biçiminden çok daha hızlı gider. Aynı amaçla, birçok katı, çözeltiye eklenmeden önce ince bir toz halinde öğütülür. Bu nedenle, toz halindeki tebeşir (kalsiyum karbonat), hidroklorik asit ile aynı kütlenin bir parçasından daha hızlı etki eder. Bununla birlikte, bu teknik, alanı arttırmanın yanı sıra, maddenin kristal kafesinin kaotik bir kopmasına da yol açar, bu da parçacıkların reaktivitesini arttırdığı anlamına gelir.

Matematiksel olarak, heterojen bir kimyasal reaksiyonun hızı, birim yüzey başına birim zamanda (Δt) meydana gelen madde miktarındaki (Δν) değişiklik olarak bulunur.

(S): V = Δν / (S Δt).

Basıncın etkisi

Sistemdeki basınç değişikliği, yalnızca gazlar reaksiyona girdiğinde etkili olur. Basınçtaki bir artışa, birim hacim başına maddenin moleküllerinde bir artış eşlik eder, yani konsantrasyonu orantılı olarak artar. Tersine, basıncı düşürmek, reaktif konsantrasyonunda eşdeğer bir azalmaya yol açar. Bu durumda, ZDM'ye karşılık gelen formül, bir kimyasal reaksiyonun hızını hesaplamak için uygundur.

Görev. Denklemde açıklanan reaksiyonun hızı nasıl olacak?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

kapalı bir sistemin hacmi üç kat azaltılırsa (T = const)?

Çözüm. Hacim azaldıkça basınç orantılı olarak artar. İlk (V 1) ve son (V 2) reaksiyon hızları için ifadeler yazalım:

V 1 = k · 2 · [Ο 2] ve

V 2 = k · (3 ·) 2 · 3 · [Ο 2] = k · 9 [ΝΟ] 2 · 3 [Ο 2].

Yeni hızın ilkinden kaç kat daha büyük olduğunu bulmak için ifadelerin sol ve sağ kısımlarını ayırmanız gerekir:

V 1 / V 2 = (k · 9 [ΝΟ] 2 · 3 [Ο 2]) / (k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2]).

Konsantrasyon değerleri ve hız sabitleri azaltılır ve şu şekilde kalır:

V 2 / V 1 = 9 3/1 = 27.

Cevap: Hız 27 kat arttı.

Özetle, maddelerin etkileşim hızının veya daha doğrusu parçacıklarının çarpışmalarının niceliği ve kalitesinin birçok faktörden etkilendiğine dikkat edilmelidir. Her şeyden önce, düzeltilmesi neredeyse imkansız olan aktivasyon enerjisi ve moleküllerin geometrisidir. Koşulların geri kalanına gelince, reaksiyon hızındaki bir artış için aşağıdaki gibidir:

  • reaksiyon ortamının sıcaklığını arttırmak;
  • başlangıç ​​bileşiklerinin konsantrasyonunu arttırmak;
  • gazlar söz konusu olduğunda sistemdeki basıncı artırmak veya hacmini azaltmak;
  • birbirine benzemeyen maddeleri aynı agregasyon durumuna getirmek (örneğin suda eriterek) veya bunların temas alanını arttırmak.

İncelenen temel kavramlar:

Kimyasal reaksiyon hızı

Molar konsantrasyon

kinetik

Homojen ve heterojen reaksiyonlar

Kimyasal reaksiyonların hızını etkileyen faktörler

Katalizör, inhibitör

Kataliz

Tersinir ve tersinmez reaksiyonlar

Kimyasal Denge

Kimyasal reaksiyonlar, bazı maddelerden (orijinal maddelerden yeni maddeler oluşur) başka maddelerle sonuçlanan reaksiyonlardır. Bazı kimyasal reaksiyonlar bir saniyede (patlama) gerçekleşirken, diğerleri dakikalar, günler, yıllar, on yıllar vb.

Örneğin: tutuşma ve patlama anında barut yanma reaksiyonu meydana gelir ve gümüşün kararması veya demirin paslanması (korozyon) reaksiyonu o kadar yavaş ilerler ki sonucu ancak uzun bir süre sonra izlenebilir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızını karakterize etmek için, bir kimyasal reaksiyonun hızı kavramı kullanılır - υ.

Kimyasal reaksiyon hızı Birim zamanda reaksiyonda reaksiyona giren maddelerden birinin konsantrasyonundaki değişikliktir.

Kimyasal bir reaksiyonun hızını hesaplama formülü:

υ = 2'den - 1'den = ∆ ile
t 2 - t 1 ∆ t

с 1 - maddenin ilk t 1 anında molar konsantrasyonu

с 2 - maddenin ilk t 2 anında molar konsantrasyonu

bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin (başlangıç ​​malzemeleri) molar konsantrasyonundaki bir değişiklik ile karakterize edildiğinden, daha sonra t 2> t 1 ve c 2> c 1 (reaksiyon ilerledikçe başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonu azalır) ).

Molar konsantrasyon (lar) Birim hacimdeki madde miktarıdır. Molar konsantrasyon için ölçüm birimi [mol / l]'dir.

Kimyasal tepkimelerin hızını inceleyen kimya dalına denir. kimyasal kinetik... Yasalarını bilen bir kişi kimyasal süreçleri kontrol edebilir, onlara belirli bir hız ayarlayabilir.

Bir kimyasal reaksiyonun hızını hesaplarken, reaksiyonların homojen ve heterojen olarak ayrıldığı unutulmamalıdır.

homojen reaksiyonlar- aynı ortamda gerçekleşen reaksiyonlar (yani, reaktanlar aynı kümelenme durumundadır; örneğin: gaz + gaz, sıvı + sıvı).

heterojen reaksiyonlar- bunlar heterojen bir ortamdaki maddeler arasında meydana gelen reaksiyonlardır (bir faz arayüzü vardır, yani reaksiyona giren maddeler farklı bir kümelenme durumundadır; örneğin: gaz + sıvı, sıvı + katı).

Bir kimyasal reaksiyonun hızını hesaplamak için yukarıdaki formül sadece homojen reaksiyonlar için geçerlidir. Reaksiyon heterojen ise, o zaman sadece reaktanlar bölümünün yüzeyine gidebilir.

Heterojen bir reaksiyon için oran, aşağıdaki formülle hesaplanır:

∆ν - madde miktarındaki değişiklik

S - arayüzün alanı

∆ t reaksiyonun gerçekleştiği zaman aralığıdır

Kimyasal reaksiyonların hızı çeşitli faktörlere bağlıdır: reaksiyona giren maddelerin doğası, maddelerin konsantrasyonu, sıcaklık, katalizörler veya inhibitörler.

Reaksiyon hızının reaksiyona giren maddelerin doğasına bağımlılığı.

Tepkime hızının bu bağımlılığını analiz edelim örneğin: aynı miktarda hidroklorik asit (HCl) çözeltisi, aynı alandaki metal granüllerin bulunduğu iki test tüpüne koyun: ilk test tüpünde bir demir granülü (Fe) ve ikincisinde - bir magnezyum granül (Mg). Gözlemler sonucunda, hidrojen (H2) oluşum hızına göre, magnezyumun hidroklorik asit ile demirden daha yüksek oranda reaksiyona girdiği not edilebilir.... Belirli bir kimyasal reaksiyonun hızı, metalin doğasından etkilenir (yani magnezyum, kimyasal olarak daha aktif metal demirden daha güçlüdür ve bu nedenle asitle daha kuvvetli reaksiyona girer).

Kimyasal reaksiyonların hızının reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığı.

Reaksiyona giren (başlangıç) maddenin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, reaksiyon o kadar hızlı ilerler. Tersine, reaktan konsantrasyonu ne kadar düşükse, reaksiyon o kadar yavaş olur.

Örneğin: bir tüpe konsantre bir hidroklorik asit (HCl) çözeltisi ve diğerine seyreltik bir hidroklorik asit çözeltisi dökün. Her iki test tüpüne bir çinko (Zn) granülü koyun. Hidrojen oluşum hızına göre reaksiyonun ilk test tüpünde daha hızlı ilerleyeceğini gözlemleyin, çünkü içindeki hidroklorik asit konsantrasyonu, ikinci test tüpünden daha yüksektir.

Kimyasal reaksiyon hızının bağımlılığını belirlemek için şunu kullanın: (etkili) kitlelerin eylem yasası : bir kimyasal reaksiyonun hızı, katsayılarına eşit güçlerde alınan reaktanların konsantrasyonlarının ürünü ile doğru orantılıdır.

Örneğin, şemaya göre ilerleyen bir reaksiyon için: nA + mB → D, kimyasal reaksiyonun hızı aşağıdaki formülle belirlenir:

u ch.r. = kC(A)nC(B)m, nerede

u x.p - kimyasal reaksiyon hızı

CA) - A

C (B) - bir maddenin molar konsantrasyonu V

n ve m - onların katsayıları

k - kimyasal reaksiyon hızı sabiti (referans değeri).

Kütlelerin etki yasası katı haldeki maddelere uygulanmaz, çünkü konsantrasyonları sabittir (sadece değişmeden kalan yüzeyde reaksiyona girmeleri nedeniyle).

Örneğin: reaksiyon için 2 Cu + O 2 = 2CuO reaksiyon hızı aşağıdaki formülle belirlenir:

u ch.r. = kC(O 2)

SORUN: Reaksiyon hızı sabiti 2A + B = D 0,005'tir. A maddesinin molar konsantrasyonunda reaksiyon hızını hesaplayın = 0,6 mol / l, B maddesi = 0,8 mol / l.

Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı.

Bu bağımlılık belirlenir van't - Hoff kuralı (1884): Her 10 ° C'de sıcaklıkta bir artışla, kimyasal reaksiyon hızı ortalama 2 - 4 kat artar.

Böylece, hidrojen (H 2) ve oksijenin (О 2) etkileşimi oda sıcaklığı neredeyse gerçekleşmez, bu kimyasal reaksiyonun hızı çok düşüktür. Ancak 500 °C sıcaklıkta bu reaksiyon 50 dakika içinde ve 700 °C sıcaklıkta neredeyse anında gerçekleşir.

Van't - Hoff kuralına göre bir kimyasal reaksiyonun hızını hesaplama formülü:

burada: υ t 1 ve υ t 2, t 2 ve t 1'deki kimyasal reaksiyonların oranlarıdır.

γ - sıcaklıkta 10 ° C'lik bir artışla reaksiyon hızının kaç kat arttığını gösteren sıcaklık katsayısı.

Reaksiyon hızındaki değişim:

2. Problem ifadesindeki verileri aşağıdaki formülle değiştirin:

Reaksiyon hızının özel maddelere bağımlılığı - katalizörler ve inhibitörler.

katalizör- kimyasal reaksiyonun hızını artıran, ancak kendisi buna katılmayan bir madde.

inhibitör- kimyasal reaksiyonu yavaşlatan, ancak kendisi buna katılmayan bir madde.

Örnek: ısıtılmış% 3 hidrojen peroksit (H 2 О 2) çözeltisine sahip bir test tüpünde için için yanan bir meşale ekliyoruz - yanmayacak çünkü hidrojen peroksitin suya (Н 2 О) ve oksijene (О 2) ayrışmasının reaksiyon hızı çok düşüktür ve oluşan oksijen gerçekleştirmek için yeterli değildir. niteliksel yanıt oksijen için (yanma bakımı). Şimdi test tüpüne biraz siyah manganez (IV) oksit (MnO 2) tozu ekleyeceğiz ve gaz (oksijen) kabarcıklarının şiddetli bir evriminin başladığını ve test tüpüne yerleştirilen için için yanan torcun parlak bir şekilde parladığını göreceğiz. MnO 2 bu reaksiyon için bir katalizördür, reaksiyon hızını hızlandırdı, ancak buna katılmadı (bu, katalizörü reaksiyondan önce ve sonra tartarak kanıtlanabilir - kütlesi değişmez).

Kimyasal reaksiyonların hızları bilgisi büyük teorik ve pratik önem... Örneğin kimya endüstrisinde bir maddenin üretiminde aparatın boyutu ve performansı ile elde edilen ürünün miktarı reaksiyon hızına bağlıdır.

Farklı kimyasal reaksiyonların farklı hızları vardır. Bazı reaksiyonlar saniyenin çok küçük bir bölümünde gerçekleşirken bazılarının tamamlanması aylar hatta yıllar alır. Kimyasal reaksiyon çalışmalarının oluşma hızı kimyasal kinetik.

Kimyasal kinetiğin çalıştığı temel kavramlar kimyasaldır. sistem ve faz:

  • kimyasal sistem- madde (bir dizi madde);
  • kimyasal faz- sistemin bir parçası, diğer parçalardan ayrılmış arayüz.

Bir fazdan oluşan sistemlere denir. homojen veya homojenörneğin gaz karışımları veya çözeltileri. Homojen sistemlerde gerçekleşen reaksiyonlara denir. homojen reaksiyonlar, bu tür reaksiyonlar karışımın tüm hacminde gerçekleşir.

Birkaç aşamadan oluşan sistemlere denir. heterojen veya heterojenörneğin sıvı + katı. Heterojen sistemlerde gerçekleşen reaksiyonlara denir. heterojen reaksiyonlar, bu tür reaksiyonlar sadece arayüzde meydana gelir.

homojen reaksiyon hızı

Homojen bir reaksiyonun hızı, sistemin (V) birim hacmi başına birim zamanda (t) reaksiyon sonucunda oluşan madde miktarı (ν) olarak adlandırılır:

  • ν 1 - t 1 zamanında maddenin mol sayısı;
  • ν 2 - t 2 zamanında maddenin mol sayısı;

mol-hacim konsantrasyonu maddeler (C, mol / l) - maddenin mol sayısının (v) reaksiyon karışımının (V) tüm hacmine oranı: С = ν / V.

Homojen bir reaksiyonun hızı, birim zamanda reaktan konsantrasyonundaki değişime eşittir.

Reaksiyon ürünlerinden birinin konsantrasyonundan bahsediyorsak, orijinal maddelerden birinin konsantrasyonu eksi işareti ise, ifadeye artı işareti konur.

Heterojen reaksiyon hızı

Yukarıda bahsedildiği gibi, heterojen ve homojen reaksiyonlar arasındaki temel fark, reaksiyonun arayüzde gerçekleşmesidir.

Heterojen bir reaksiyonun hızı (v het), birim arayüz (S) başına birim zamanda (t) oluşan bir maddenin (v) miktarıdır.

Reaksiyonların hızını etkileyen ana faktörler:

  • reaktanların doğası;
  • konsantrasyon;
  • sıcaklık;
  • katalizörler;
  • reaktiflerin partikül boyutu;
  • baskı yapmak.

Son iki nokta heterojen reaksiyonlara atıfta bulunur.

Reaktanların doğası

Maddelerin molekülleri arasındaki kimyasal etkileşim için gerekli bir koşul, molekülün "istenen" kısmında birbirleriyle çarpışmalarıdır. son derece reaktif site... Boksta olduğu gibi: Bir boksörün darbesi rakibin eldivenlerine düşerse, tepki olmaz; ancak darbe rakibin kafasına çarparsa, nakavt (tepki) olasılığı önemli ölçüde artar; ve aynı zamanda çarpma kuvveti (moleküllerin çarpışma kuvveti) büyükse, nakavt (reaksiyon) kaçınılmaz hale gelir.

Yukarıdakilere dayanarak, molekül ne kadar karmaşıksa, yüksek reaktif bölgesi o kadar küçük olduğu sonucuna varabiliriz. Bu nedenle, reaksiyona giren maddelerin molekülleri ne kadar büyük ve karmaşıksa, reaksiyon hızı o kadar düşük olur.

reaktiflerin konsantrasyonu

Reaksiyon hızı, moleküllerin çarpışma sayısı ile doğru orantılıdır. Reaktiflerin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, çarpışmalar o kadar fazla, kimyasal reaksiyon hızı o kadar yüksek olur. Örneğin, saf oksijende yanma, normal havaya göre çok daha hızlıdır.

Ancak şunu söylemek gerekir ki, birkaç aşamada ilerleyen karmaşık reaksiyonlarda; böyle bir bağımlılık görülmez. Bu, reaksiyonun hızını belirleyen reaktiflerden hangisinin reaksiyonun en yavaş aşamasında yer almadığını belirlemeyi mümkün kılar.

Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığı ifade edilir kitlelerin yasası 1867'de Norveçli bilim adamları Guldberg ve Vaage tarafından keşfedildi.

Denklemde açıklanan koşullu reaksiyonun hızı (v) aA + bB = cC + dD, kütle eylemi yasasına göre, denilen formülle hesaplanacaktır. tepkimenin kinetik denklemi:

V = k · [A] a · [B] b

  • [A], [B] - başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonu;
  • k, her biri 1 mol'e eşit reaktan konsantrasyonlarında bu reaksiyonun hızına eşit bir reaksiyon hızı sabitidir.

k reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonuna değil, doğasına ve sıcaklığına bağlıdır.

Reaksiyonun kinetik denklemine göre, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonundaki değişime bağlı olarak reaksiyondaki değişim hızını belirlemek mümkündür.

Kinetik denklem örnekleri:

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) v = k 2 CuO (t) + H 2 (g) = Cu (t) + H 2 O (g) v = k

Kinetik denklemlerin katıların konsantrasyonunu içermediğini, sadece gaz halindeki ve çözünmüş olanları içerdiğini lütfen unutmayın.

reaktif sıcaklığı

Sıcaklık arttıkça moleküller daha hızlı hareket eder, dolayısıyla birbirleriyle çarpışmalarının sayısı artar. Ek olarak, moleküllerin kinetik enerjisi artar, bu da sonuçta reaksiyon hızını belirleyen çarpışmaların verimliliğini arttırır.

Buna göre aktivasyon teorisi, sadece belirli bir ortalama değeri aşan bir enerjiye sahip moleküller bir kimyasal reaksiyonda yer alabilir. Aşırı değer orta enerji moleküller denir aktivasyon enerjisi... Bu enerji, başlangıç ​​maddelerinin moleküllerindeki kimyasal bağları zayıflatmak için gereklidir. Tepkimelerini sağlamak için gerekli fazla enerjiye sahip moleküllere denir. aktif moleküller... Sıcaklık ne kadar yüksek olursa, daha aktif moleküller, reaksiyon hızı o kadar yüksek olur.

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı şu şekilde karakterize edilir: van't Hoff kuralı:

Matematiksel olarak, Van't Hoff kuralı aşağıdaki formülle ifade edilir:

  • γ - sıcaklıkta 10 ° C'lik bir artışla reaksiyon hızında bir artış gösteren sıcaklık katsayısı;
  • v 1 - t1 sıcaklığında reaksiyon hızı;
  • v 2 - t2 sıcaklığında reaksiyon hızı;

Katalizörler

Katalizörler- bunlar reaksiyon hızını etkileyen ancak kendileri tüketilmeyen maddelerdir.

Katalizör içeren reaksiyonlara denir. katalitik reaksiyonlar.

Katalizörün ana etkisi, reaksiyonun aktivasyon enerjisini azaltmaktır., bunun bir sonucu olarak moleküllerin etkili çarpışmalarının sayısı artar.

Katalizörler reaksiyonu milyonlarca kez hızlandırabilir!

İki tür kataliz vardır:

  • homojen (tek tip) kataliz- katalizör ve reaktifler bir faz oluşturur: gaz veya çözelti;
  • heterojen (heterojen) kataliz- katalizör bağımsız bir faz şeklindedir.

Katalitik reaksiyonların mekanizması çok karmaşıktır ve tam olarak anlaşılmamıştır. Bilimsel hipotezlerden birine göre, katalitik reaksiyonlarda, katalizör ve reaktif, son reaksiyon ürününün oluşumu ile başka bir başlangıç ​​materyali ile çok daha aktif bir şekilde reaksiyona giren bir ara bileşiğin oluşumu ile reaksiyona girerken, katalizörün kendisi serbest bırakılır. özgür bir durumda.

Genellikle katalizörler, reaksiyonu hızlandıran maddeler olarak anlaşılır, ancak reaksiyonun seyrini yavaşlatan maddeler vardır - bunlara denir inhibitörler.

Biyolojik katalizörler denir enzimler... Enzimler proteinlerdir.

Reaktiflerin partikül boyutu

Bir kibrit alın ve bir kömür parçasına getirin. Kömürün kibrit sönene kadar alev alacak zamanı olması pek olası değildir. Kömürü öğütelim ve deneyi tekrarlayalım - kömür tozu sadece alev almakla kalmayacak, aynı zamanda çok hızlı alev alacak - bir patlama meydana gelecek (kömür madenlerinde ana tehlike). Neler oluyor?

Kömürü ezerek, yüzey alanını önemli ölçüde artıracağız. Nasıl daha büyük alan moleküllerin çarpışmasının meydana geldiği yüzey, reaksiyon hızı o kadar yüksek olur.

reaktif basıncı

Gazlı reaktiflerin basıncı, konsantrasyonlarına benzer - basınç ne kadar yüksek olursa - konsantrasyon o kadar yüksek olur - reaksiyon hızı o kadar yüksek olur, çünkü moleküllerin çarpışma sayısı artar. Konsantrasyon gibi, reaktan basıncı da karmaşık reaksiyonlarda "işe yaramaz".

Kimyasal reaksiyon hızı

"Kimyasal reaksiyon hızı" konusu, okul müfredatında belki de en zor ve tartışmalı olanıdır. Bu, fiziksel kimyanın dallarından biri olan kimyasal kinetiğin karmaşıklığından kaynaklanmaktadır. "Kimyasal reaksiyon hızı" kavramının tanımı belirsizdir (örneğin, L.S. Guzei'nin "Kimya" gazetesinde yayınlanan bir makalesine bakın, 2001, No. 28,
ile birlikte. 12). Henüz daha fazla sorun tepkime hızı için kütle etkisi yasasını herhangi bir maddeye uygulamaya çalışırken ortaya çıkar. kimyasal sistemler, çünkü içindeki kinetik süreçleri nicel olarak tanımlamanın mümkün olduğu nesnelerin aralığı Okul müfredatıçok dar. Kimyasal dengede bir kimyasal tepkimenin hızı için kütle etkisi yasasını kullanmanın yanlışlığını özellikle belirtmek isterim.
Aynı zamanda, bu konuyu okulda tamamen ele almayı reddetmek yanlış olur. Birçok doğal ve teknolojik sürecin incelenmesinde kimyasal reaksiyon hızı fikri çok önemlidir, onlar olmadan enzimler de dahil olmak üzere kataliz ve katalizörler hakkında konuşmak imkansızdır. Maddelerin dönüşümlerini tartışırken, bir kimyasal reaksiyonun hızı hakkında esas olarak nitel fikirler kullanılmasına rağmen, özellikle temel reaksiyonlar için en basit nicel oranların kullanılması hala arzu edilir.
Yayınlanan makale, okul kimya derslerinde tartışılabilecek kimyasal kinetik konularını yeterince ayrıntılı olarak tartışmaktadır. Bu konunun tartışmalı ve tartışmalı yönlerinin okul kimyası dersinden çıkarılması özellikle kimya eğitimine üniversitede devam edecek öğrenciler için önemlidir. Sonuçta, okulda edinilen bilgiler genellikle bilimsel gerçeklikle çelişir.

Kimyasal reaksiyonlar zamanla önemli ölçüde değişebilir. Oda sıcaklığında bir hidrojen ve oksijen karışımı uzun süre pratik olarak değişmeden kalabilir, ancak çarpma veya tutuşma üzerine bir patlama meydana gelir. Demir levha yavaş yavaş paslanır ve bir parça beyaz fosfor havada kendiliğinden tutuşur. Rotasını kontrol edebilmek için şu veya bu reaksiyonun ne kadar hızlı ilerlediğini bilmek önemlidir.

Temel konseptler

Belirli bir reaksiyonun ne kadar hızlı ilerlediğinin nicel bir özelliği, bir kimyasal reaksiyonun hızı, yani reaktiflerin tüketilme hızı veya ürünlerin ortaya çıkma hızıdır. Bu durumda, reaksiyon denklemi aracılığıyla hepsi birbirine bağlı olduğundan, reaksiyona dahil olan maddelerden hangisinin tartışıldığı önemli değildir. Maddelerden birinin miktarını değiştirerek, diğerlerinin miktarlarındaki karşılık gelen değişiklikleri yargılayabilir.

kimyasal reaksiyon hızı () Bir reaktifin veya ürünün bir maddesinin miktarındaki değişikliğe denir. () birim zaman başına () birim hacim başına (V):

= /(V ).

Reaksiyon oranı bu durum genellikle mol / (L s) cinsinden ifade edilir.

Yukarıdaki ifade, homojen bir ortamda, örneğin gazlar arasında veya çözelti içinde meydana gelen homojen kimyasal reaksiyonları ifade eder:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl.

Heterojen kimyasal reaksiyonlar katı madde ile gazın, katı madde ile sıvının vb. temas yüzeylerinde gerçekleşir. Heterojen reaksiyonlar, örneğin metallerin asitlerle reaksiyonlarını içerir:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Bu durumda reaksiyon hızı, bir reaktif madde veya ürünün miktarındaki değişikliktir () birim zaman başına() birim yüzey başına (S):

= /(S ).

Heterojen reaksiyon hızı mol / (m 2 s) cinsinden ifade edilir.

Kimyasal reaksiyonları kontrol etmek için sadece hızlarını belirleyebilmek değil, aynı zamanda onları hangi koşulların etkilediğini bulmak da önemlidir. Kimyasal tepkimelerin hızını ve bunun üzerindeki çeşitli faktörlerin etkisini inceleyen kimya bölümüne kimya denir. kimyasal kinetik.

Reaksiyona giren parçacıkların darbe frekansı

Bir kimyasal reaksiyonun hızını belirleyen en önemli faktör, konsantrasyon.

Reaktan konsantrasyonundaki bir artışla, kural olarak reaksiyon hızı artar. Reaksiyona girebilmek için iki kimyasal parçacığın birbirine daha yakın hareket etmesi gerekir, bu nedenle reaksiyonun hızı aralarındaki çarpışma sayısına bağlıdır. Belirli bir hacimdeki partikül sayısındaki artış, daha sık çarpışmalara ve reaksiyon hızında artışa yol açar.

Homojen reaksiyonlar için, bir veya daha fazla reaktan konsantrasyonunun arttırılması reaksiyon hızını artıracaktır. Konsantrasyonda bir azalma ile ters etki gözlenir. Çözeltideki maddelerin konsantrasyonu, reaksiyon küresinden reaktanlar veya solvent eklenerek veya çıkarılarak değiştirilebilir. Gazlarda, bu maddenin ilave bir miktarının reaksiyon karışımına eklenmesiyle maddelerden birinin konsantrasyonu arttırılabilir. Tüm gaz halindeki maddelerin konsantrasyonu, karışımın kapladığı hacim azaltılarak aynı anda arttırılabilir. Bu durumda reaksiyon hızı artacaktır. Hacimdeki artış ters sonuca yol açar.

Heterojen reaksiyonların hızı şunlara bağlıdır: maddelerin temas ettiği yüzey alanı, yani maddelerin öğütülme derecesi, reaktiflerin karıştırılmasının eksiksizliği ve ayrıca kristal yapıların durumu hakkında katılar... Kristal yapıdaki herhangi bir bozulma katıların reaktivitesinde bir artışa neden olur, çünkü katı bir kristal yapıyı parçalamak için ek enerji gerekir.

Odun yakmayı düşünün. Bütün bir kütük havada nispeten yavaş yanar. Ahşabın hava ile temas yüzeyini arttırırsanız, kütüğü talaşlara bölerseniz, yanma hızı artacaktır. Aynı zamanda, odun, saf oksijende, yalnızca yaklaşık %20 oksijen içeren havaya göre çok daha hızlı yanar.

Bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşmesi için, parçacıkların - atomlar, moleküller veya iyonlar - çarpışması meydana gelmelidir. Çarpışmalar sonucunda atomlar yeniden düzenlenir ve yeni kimyasal bağlar ortaya çıkar ve bu da yeni maddelerin oluşumuna yol açar. İki parçacığın çarpışma olasılığı oldukça yüksektir, üç parçacığın aynı anda çarpışma olasılığı çok daha azdır. Dört parçacığın aynı anda çarpışması pek olası değildir. Bu nedenle, reaksiyonların çoğu, her birinde üçten fazla parçacığın etkileşime girmediği birkaç aşamada ilerler.

Hidrojen bromürün oksidasyon reaksiyonu, 400–600 ° C'de gözle görülür bir oranda ilerler:

4HBr + O2 = 2H20 + 2Br 2.

Reaksiyon denklemine göre, beş molekülün aynı anda çarpışması gerekir. Ancak, böyle bir olayın olasılığı pratikte sıfırdır. Ayrıca, deneysel çalışmalar, konsantrasyonun artırılmasının - oksijen veya hidrojen bromür - reaksiyon hızını aynı sayıda artırdığını göstermiştir. Ve bu, her oksijen molekülü için dört molekül hidrojen bromür tüketilmesine rağmen.

Bu sürecin ayrıntılı bir incelemesi, birkaç aşamada ilerlediğini gösterir:

1) HBr + O2 = HOOBr (yavaş reaksiyon);

2) HOOVr + HBr = 2HOVr (hızlı yanıt);

3) HOBr + HBr = H20 + Br2 (hızlı tepki).

Verilen reaksiyonlar, sözde temel reaksiyonlar yansıtmak reaksiyon mekanizması hidrojen bromürün oksijen ile oksidasyonu. Ara reaksiyonların her birinde sadece iki molekülün yer aldığına dikkat etmek önemlidir. İlk iki denklemin ve ikiye katlanan üçüncünün eklenmesi özet denklem reaksiyonlar. Genel reaksiyon hızı, bir molekül hidrojen bromür ve bir oksijen molekülünün etkileşime girdiği en yavaş ara reaksiyon tarafından belirlenir.

Temel reaksiyonların hızı, molar konsantrasyonların ürünü ile doğru orantılıdır. ile birlikte (ile birlikte Birim hacimdeki madde miktarı, ile birlikte = /V) stokiyometrik katsayılarına eşit güçlerde alınan reaktiflerin ( kitle eylemi yasası kimyasal reaksiyon hızı için). Bu, yalnızca, reaktif formüllerinin önündeki stokiyometrik katsayılar, etkileşen parçacıkların sayısına karşılık geldiğinde, gerçek kimyasal işlemlerin mekanizmalarını yansıtan reaksiyon denklemleri için geçerlidir.

Reaksiyonda etkileşime giren moleküllerin sayısına göre reaksiyonlar ayırt edilir: monomoleküler, bimoleküler ve trimoleküler. Örneğin, moleküler iyodin atomlarına ayrışması: I 2 = 2I, monomoleküler bir reaksiyondur.

İyotun hidrojen ile etkileşimi: I2 + H2 = 2HI - bimoleküler reaksiyon. Farklı moleküler ağırlıktaki kimyasal reaksiyonlar için kütle etkisi yasası farklı şekillerde yazılmıştır.

Monomoleküler reaksiyonlar:

A = B + C,

= kc A,

nerede k Reaksiyon hızı sabit midir?

Bimoleküler reaksiyonlar:

= kc A C V.

Trimoleküler reaksiyonlar:

= kc 2 bir C V.

aktivasyon enerjisi

Kimyasal parçacıkların çarpışması, ancak çarpışan parçacıkların belirli bir miktarı aşan bir enerjiye sahip olması durumunda kimyasal etkileşime yol açar. A 2 ve B 2 moleküllerinden oluşan gaz halindeki maddelerin etkileşimini düşünün:

A 2 + B 2 = 2AB.

Bir kimyasal reaksiyon sırasında, başlangıç ​​maddelerindeki kimyasal bağların kırılması ve reaksiyon ürünlerinde bağların oluşumu ile birlikte atomların yeniden düzenlenmesi meydana gelir. Reaksiyona giren moleküller çarpıştığında, sözde aktif kompleks, elektron yoğunluğunun yeniden dağılımının meydana geldiği ve ancak o zaman reaksiyonun nihai ürünü elde edildiği:

Maddelerin aktifleştirilmiş bir kompleks haline geçişi için gereken enerjiye denir. aktivasyon enerjisi.

Kimyasalların aktivitesi, katılımlarıyla reaksiyonların düşük aktivasyon enerjisinde kendini gösterir. Aktivasyon enerjisi ne kadar düşükse, reaksiyon hızı o kadar yüksek olur. Örneğin, katyonlar ve anyonlar arasındaki reaksiyonlarda aktivasyon enerjisi çok düşüktür, bu nedenle bu tür reaksiyonlar neredeyse anında gerçekleşir. Aktivasyon enerjisi yüksekse, çarpışmaların çok küçük bir kısmı yeni maddelerin oluşumuna yol açar. Bu nedenle, oda sıcaklığında hidrojen ve oksijen arasındaki reaksiyon hızı pratik olarak sıfırdır.

Bu nedenle, reaksiyon hızı şunlardan etkilenir: reaktanların doğası... Örneğin, metallerin asitlerle reaksiyonunu düşünün. Aynı bakır, çinko, magnezyum ve demir parçaları seyreltilmiş sülfürik asitli test tüplerine daldırılırsa, reaksiyon hızını karakterize eden hidrojen gazının kabarcıklanma hızının bu metaller için önemli ölçüde farklı olduğu görülebilir. Magnezyum içeren bir test tüpünde, şiddetli bir hidrojen evrimi gözlenir, çinko içeren bir test tüpünde gaz kabarcıkları biraz daha sakin bir şekilde salınır. Test tüpündeki demir ile reaksiyon daha da yavaş ilerler (Şek.). Bakır seyreltik sülfürik asit ile hiç reaksiyona girmez. Bu nedenle, reaksiyon hızı metalin aktivitesine bağlıdır.

Sülfürik asidi (güçlü asit) asetik asitle değiştirirken ( zayıf asit) her durumda reaksiyon hızı önemli ölçüde yavaşlar. Hem metal hem de asit olmak üzere her iki reaktifin doğasının, bir metalin bir asitle reaksiyon hızını etkilediği sonucuna varılabilir.

Artırma sıcaklık kimyasal parçacıkların kinetik enerjisinde bir artışa yol açar, yani. aktivasyon enerjisinden daha yüksek bir enerjiye sahip parçacıkların sayısını arttırır. Sıcaklık yükseldikçe, partikül çarpışmalarının sayısı da artar, bu da bir dereceye kadar reaksiyon hızını arttırır. Bununla birlikte, kinetik enerjideki artış nedeniyle çarpışma verimliliğindeki bir artış, daha büyük etkiçarpışma sayısındaki artıştan çok reaksiyon hızına bağlıdır.

Sıcaklık on derece arttığında, hız, hızın sıcaklık katsayısına eşit birkaç kez artar:

= T+10 /T .

Sıcaklık yükseldiğinde Tönce T"
reaksiyon hızı oranı T" ve T eşittir
güçte hız sıcaklık katsayısı ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Birçok homojen reaksiyon için, hızın sıcaklık katsayısı 24'tür (van't Hoff kuralı). Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı, bakır (II) oksidin seyreltik sülfürik asit ile etkileşimi örneği ile izlenebilir. Reaksiyon oda sıcaklığında çok yavaştır. Isıtıldığında, bakır (II) sülfat oluşumu nedeniyle reaksiyon karışımı hızla maviye döner:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

Katalizörler ve inhibitörler

Bazı maddelerin eklenmesiyle birçok reaksiyon hızlandırılabilir veya yavaşlatılabilir. Eklenen maddeler reaksiyona katılmazlar ve seyri sırasında tüketilmezler, ancak reaksiyon hızı üzerinde önemli bir etkiye sahiptirler. Bu maddeler reaksiyon mekanizmasını değiştirir (aktive edilmiş kompleksin bileşimi dahil) ve kimyasal reaksiyonları hızlandıran aktivasyon enerjisini düşürür. Maddeler - reaksiyon hızlandırıcılara denir katalizörler ve reaksiyonun böyle bir hızlanması olgusunun kendisi kataliz.

Katalizörlerin yokluğunda birçok reaksiyon çok yavaş ilerler veya hiç ilerlemez. Bu reaksiyonlardan biri, hidrojen peroksitin ayrışmasıdır:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2.

olan bir gemiye daldırılırsa sulu çözelti hidrojen peroksit bir parça katı manganez dioksit, daha sonra oksijenin hızlı evrimi başlayacaktır. Manganez dioksitin uzaklaştırılmasından sonra reaksiyon pratik olarak durur. Tartarak bu süreçte manganez dioksitin tüketilmediğinden emin olmak kolaydır - sadece reaksiyonu katalize eder.

Katalizörün ve reaktanların aynı veya farklı agregasyon durumlarında olmasına bağlı olarak, homojen ve heterojen kataliz arasında bir ayrım yapılır.

Homojen kataliz ile katalizör, başlangıç ​​reaktiflerinden biri ile reaksiyona girerek ara ürünler oluşturarak reaksiyonu hızlandırabilir. Örneğin:

Heterojen katalizde, genellikle katalizör yüzeyinde kimyasal bir reaksiyon meydana gelir:

Katalizörler doğada yaygındır. Canlı organizmalardaki maddelerin neredeyse tüm dönüşümleri, organik katalizörlerin - enzimlerin katılımıyla devam eder.

Katalizörler, belirli süreçleri hızlandırmak için kimyasal üretimde kullanılır. Bunlara ek olarak, kimyasal reaksiyonları yavaşlatan maddeler de kullanılır - inhibitörler... Özellikle inhibitörler yardımıyla metalleri korozyondan korurlar.

Kimyasal reaksiyon hızını etkileyen faktörler

Hızı artırın Hızı azalt
Kimyasal olarak aktif reaktiflerin varlığı Kimyasal olarak aktif olmayan reaktiflerin varlığı
Reaktif konsantrasyonunun arttırılması Reaktiflerin konsantrasyonunun azaltılması
Katı ve sıvı reaktiflerin yüzeyini arttırmak Katı ve sıvı reaktiflerin yüzeyinin azaltılması
Sıcaklık artışı sıcaklığı düşürmek
Bir katalizörün varlığı Bir inhibitörün varlığı

GÖREVLER

1. Bir kimyasal reaksiyonun hızının tanımını verin. Aşağıdaki reaksiyonlar için etkin kütlelerin kinetik yasası için bir ifade yazın:

a) 2C (tv) + 02 (g) = 2CO (g);

b) 2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).

2. Bir kimyasal reaksiyonun hızını ne belirler? Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı için matematiksel bir ifade verin.

3. Reaksiyon hızını nasıl etkilediğini belirtin (sabit hacimde):

a) reaktiflerin konsantrasyonunda bir artış;

b) katı reaktifin öğütülmesi;
c) sıcaklığın düşürülmesi;
d) katalizörün tanıtılması;
e) reaktiflerin konsantrasyonunun azaltılması;
f) sıcaklık artışı;
g) bir inhibitörün eklenmesi;
h) ürünlerin konsantrasyonunda bir azalma.

4. Bir kimyasal reaksiyonun hızını hesaplayın

CO (g) + H20 (g) = CO2 (g) + H2 (g)

1 litre kapasiteli bir kapta, başlangıcından 1 dakika 30 s sonra hidrojen maddesinin miktarı 0.32 mol ise, 2 dakika 10 s sonra 0.44 mol olmuştur. CO konsantrasyonundaki bir artış reaksiyon hızını nasıl etkiler?

5. Belirli bir süre boyunca bir reaksiyon sonucunda 6.4 g hidrojen iyodür ve aynı koşullar altında başka bir reaksiyonda 6.4 g kükürt dioksit oluşmuştur. Bu reaksiyonların oranlarını karşılaştırın. Artan sıcaklıkla bu reaksiyonların hızları nasıl değişecek?

6. Reaksiyon hızını belirleyin

CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),

reaksiyonun başlamasından 20 s sonra, karbon monoksit (II) maddesinin ilk miktarı 6 mol'den 3 kat azalırsa (reaktörün hacmi 100 l'dir). Klor yerine daha az aktif brom kullanılırsa reaksiyon hızı nasıl değişecek? Uygulandığında reaksiyon hızı nasıl değişecek?
a) katalizör; b) engelleyici?

7. Bu durumda reaksiyon

CaO (tv) + CO2 (g.) = CaC03 (tv.)

daha hızlı çalışır: büyük parçalar veya kalsiyum oksit tozu kullanırken? Hesaplamak:
a) maddenin miktarı; b) 10 s'de oluşan kalsiyum karbonatın kütlesi, reaksiyon hızı 0.1 mol / (l s) ise, reaktörün hacmi 1 litredir.

8. Bir magnezyum numunesinin hidroklorik asit HC1 ile etkileşimi, reaksiyonun başlamasından 30 s sonra 0.02 mol magnezyum klorür elde edilmesini mümkün kılar. 0,06 mol magnezyum klorür elde etmenin ne kadar sürdüğünü belirleyin.

E) 70'den 40 ° C'ye, reaksiyon hızı 8 kat azaldı;
g) 60'tan 40 ° C'ye, reaksiyon hızı 6.25 kat azaldı;
h) 40 °C'den 10 °C'ye, reaksiyon hızı 27 kat azaldı.

11. Arabanın sahibi yeni boya ile boyadı ve ardından talimatlara göre 105 ° C'de 3 saat kuruması gerektiğini buldu. Bu işlemin altında yatan polimerizasyon reaksiyonunun sıcaklık katsayısı ise, boya 25 °C'de ne kadar kurur: a) 2; b) 3; 4'te mi?

SORULARIN CEVAPLARI

1.a) = kc(02); b) = kc(HI) 2.

2. T+10 = T .

3. a, b, d, f durumlarında reaksiyon hızı artar; azalır - c, d, g; değişmez - h.

4. 0.003 mol / (l s). CO konsantrasyonunun artmasıyla reaksiyon hızı artar.

5. İlk reaksiyonun hızı 2 kat daha düşüktür.

6. 0.002 mol / (l s).

7. a) 1 mol; b) 100 gr.

9. d, g, h reaksiyonlarının hızı 2 kat artacaktır; 4 kez - a, b, f; 8 kez - içinde, g.

10. Sıcaklık katsayısı:

b, f reaksiyonları için 2; = 2.5 - c, f; = 3 - d, h; = 3.5 - a, d.

a) 768 saat (32 gün, yani 1 aydan fazla);
b) 19.683 saat (820 gün, yani 2 yıldan fazla);
c) 196 608 saat (8192 gün, yani 22 yıl).