A kémiai átalakulások mechanizmusait és azok sebességét a kémiai kinetika tanulmányozza. A kémiai folyamatok idővel különböző sebességgel mennek végbe. Egyesek gyorsan, szinte azonnal megtörténnek, míg mások nagyon sokáig tartanak.
Kapcsolatban áll
Sebességreakció- térfogategységenként a reagensek elfogyasztásának (koncentrációjuk csökkenésének) vagy reakciótermékek keletkezésének sebessége.
A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők
A következő tényezők befolyásolhatják, hogy a kémiai reakció milyen gyorsan megy végbe:
- anyagok koncentrációja;
- a reagensek jellege;
- hőfok;
- katalizátor jelenléte;
- nyomás (gáz környezetben zajló reakciókhoz).
Így a kémiai folyamat bizonyos feltételeinek megváltoztatásával befolyásolhatja, hogy a folyamat milyen gyorsan haladjon előre.
A kémiai kölcsönhatás során a reagáló anyagok részecskéi ütköznek egymással. Az ilyen egyezések száma arányos a reagáló keverék térfogatában lévő anyagrészecskék számával, ezért arányos a reagensek moláris koncentrációjával.
A tömeg cselekvés törvénye leírja a reakciósebesség függését a kölcsönhatásba lépő anyagok moláris koncentrációitól.
Egy elemi reakciónál (A + B → ...) ezt a törvényt a következő képlet fejezi ki:
υ = k ∙С A ∙С B,
ahol k a sebességi állandó; CA és C B az A és B reagensek moláris koncentrációi.
Ha az egyik reagáló anyag szilárd halmazállapotú, akkor a kölcsönhatás a határfelületen jön létre, ezért a szilárd anyag koncentrációja nem szerepel a tömeghatás kinetikai törvényének egyenletében. A sebességi állandó fizikai jelentésének megértéséhez C-t, A-t és C B-t 1-gyel kell felvenni. Ekkor világossá válik, hogy a sebességi állandó egyenlő a reakciósebességgel az egységnyi reagenskoncentrációnál.
A reagensek jellege
Mivel a kölcsönhatás során a reagáló anyagok kémiai kötései megsemmisülnek és a reakciótermékekből új kötések jönnek létre, nagy szerepe lesz a vegyületek reakciójában részt vevő kötések természetének és a reagáló anyagok molekuláinak szerkezetének. .
A reagensek érintkezési felülete
Egy olyan jellemző, mint a szilárd reagensek érintkezési felülete, befolyásolja a reakció lefolyását, néha meglehetősen jelentősen. A szilárd anyag őrlése lehetővé teszi a reagensek érintkezési felületének növelését, és ezáltal felgyorsítja a folyamatot. Az oldható anyagok érintkezési felülete könnyen növelhető az anyag feloldásával.
Reakció hőmérséklet
A hőmérséklet emelkedésével az ütköző részecskék energiája nő, nyilvánvaló, hogy a hőmérséklet emelkedésével maga a kémiai folyamat is felgyorsul. A táblázatban megadott adatok világos példának tekinthetők arra, hogy a hőmérséklet-emelkedés hogyan befolyásolja az anyagok kölcsönhatásának folyamatát.
1. táblázat: A hőmérséklet-változások hatása a vízképződés sebességére (O 2 +2H 2 → 2H 2 O)
Annak kvantitatív leírására, hogy a hőmérséklet hogyan befolyásolhatja az anyagok kölcsönhatásának sebességét, a Van't Hoff-szabályt használjuk. Van't Hoff szabálya szerint ha a hőmérséklet 10 fokkal emelkedik, akkor 2-4-szeres gyorsulás következik be.
A van't Hoff-szabályt leíró matematikai képlet a következő:
Ahol γ a kémiai reakció sebességének hőmérsékleti együtthatója (γ = 2−4).
De az Arrhenius-egyenlet sokkal pontosabban írja le a sebességi állandó hőmérsékletfüggését:
Ahol R az univerzális gázállandó, A a reakció típusa által meghatározott tényező, E, A az aktiválási energia.
Az aktiválási energia az az energia, amelyet a molekulának fel kell szereznie a kémiai átalakuláshoz. Vagyis ez egyfajta energiagát, amelyet a reakciótérfogatban ütköző molekuláknak le kell győzniük a kötések újraelosztásához.
Az aktiválási energia nem külső tényezőktől, hanem az anyag természetétől függ. Az akár 40-50 kJ/mol aktiválási energia értéke lehetővé teszi, hogy az anyagok meglehetősen aktívan reagáljanak egymással. Ha az aktiválási energia meghaladja a 120 kJ/mol értéket, akkor az anyagok (szokásos hőmérsékleten) nagyon lassan reagálnak. A hőmérséklet változása az aktív molekulák számának megváltozásához vezet, vagyis olyan molekulákhoz, amelyek az aktiválási energiánál nagyobb energiát értek el, és ezért képesek kémiai átalakulásra.
Katalizátor hatás
A katalizátor olyan anyag, amely felgyorsíthat egy folyamatot, de nem része a termékeinek. A katalízist (egy kémiai átalakulás felgyorsítása) homogénre és heterogénre osztják. Ha a reagensek és a katalizátor azonos aggregációs állapotban vannak, akkor a katalízist homogénnek nevezzük, ha eltérő állapotban van, akkor heterogénnek. A katalizátorok hatásmechanizmusa változatos és meglehetősen összetett. Ezenkívül érdemes megjegyezni, hogy a katalizátorokat a hatás szelektivitása jellemzi. Ez azt jelenti, hogy ugyanaz a katalizátor, miközben felgyorsítja az egyik reakciót, nem változtatja meg a másik sebességét.
Nyomás
Ha az átalakulásban gáznemű anyagok vesznek részt, akkor a folyamat sebességét a rendszer nyomásváltozásai befolyásolják. . Ez azért történik, mert hogy a gáznemű reagenseknél a nyomásváltozás koncentrációváltozáshoz vezet.
Kémiai reakció sebességének kísérleti meghatározása
A kémiai átalakulás sebessége kísérletileg meghatározható, ha adatokat nyerünk arról, hogy a reakcióba belépő anyagok vagy termékek koncentrációja hogyan változik egységnyi idő alatt. Az ilyen adatok megszerzésének módszerei a következőkre oszlanak
- kémiai,
- fizikai-kémiai.
A kémiai módszerek meglehetősen egyszerűek, hozzáférhetőek és pontosak. Segítségükkel a sebességet a reaktánsok vagy termékek anyagkoncentrációjának vagy mennyiségének közvetlen mérésével határozzák meg. Lassú reakció esetén mintákat vesznek a reagens felhasználásának nyomon követésére. Ezután meghatározzuk a mintában lévő reagens tartalmát. Rendszeres időközönkénti mintavétellel adatokat lehet nyerni a kölcsönhatási folyamat során az anyag mennyiségének változásairól. A leggyakrabban használt elemzési típusok a titrimetria és a gravimetria.
Ha a reakció gyorsan lezajlik, akkor a mintavételhez le kell állítani. Ezt hűtéssel lehet megtenni, a katalizátor hirtelen eltávolítása, az egyik reagens hígítása vagy nem reaktív állapotba helyezése is lehetséges.
A modern kísérleti kinetika fizikai-kémiai elemzési módszereit gyakrabban használják, mint a kémiai módszereket. Segítségükkel valós időben figyelheti meg az anyagok koncentrációjának változásait. Ebben az esetben nincs szükség a reakció leállítására és mintavételre.
A fizikai-kémiai módszerek egy olyan fizikai tulajdonság mérésén alapulnak, amely egy bizonyos vegyület mennyiségi mennyiségétől függ a rendszerben, és idővel változik. Például, ha gázok vesznek részt egy reakcióban, akkor a nyomás lehet ilyen tulajdonság. Mérik az anyagok elektromos vezetőképességét, törésmutatóját és abszorpciós spektrumát is.
A kémiai reakciók sebessége a reakciótermékek képződéséhez vezető elemi kémiai átalakulások száma egységnyi idő alatt, egységnyi térfogatban vagy egységnyi felületen.
Mivel az elemi aktusok száma nem számolható, a sebességet a reaktánsok vagy reakciótermékek koncentrációjának egységnyi idő alatti változásának meghatározásával mérjük:
, 
Bármely reakcióban a reagensek elfogynak, és lelassul. Lásd a 3.9.1. ábrát.
Rizs. 3.9.1. A reakciósebesség változása az idő múlásával.
V – reakciósebesség, C – A, B koncentráció.
Ezért csak egy adott pillanatban beszélhetünk sebességről. A sebesség a reagáló anyagok koncentrációjától függ.
Mitől függ még? A reagensek természetétől, a hőmérséklettől, a heterogén reakciókhoz használt reagensek őrlési fokától (felület), a katalizátortól és az edény alakjától stb.
Tekintsük v függését a koncentrációtól. Tegyük fel, hogy a reakció A+ B+ 2D= F+ L. Meg kell találnunk a sebesség függését a reagensek koncentrációjától v= f(C A, C B, C D) = ?
Mérjük meg a sebességet tetszőleges koncentrációknál, majd duplázzuk meg a CA-t és mérjük meg újra a sebességet. Hagyja duplázni. Ez azt jelenti, hogy v arányos CA-val az első hatványra. Duplázzuk meg a C B-t. Tegyük fel, hogy ez nem befolyásolta a sebességet – teljesen reális helyzet. Ha az NO 2-t vízben oldva salétromsavat állítanak elő, akkor nyilvánvaló, hogy a reakció sebessége nem függ a víz mennyiségétől. Ebben az esetben azt mondhatjuk, hogy v nulla fokig függ C B-től. Tegyük fel, hogy most felfedeztük, hogy a sebesség C D-től, mint C D 2-től függ. Ekkor az általános reakciósebesség-egyenletet a következőképpen írjuk fel: v= kC A C B 0 C D 2.
Ezt a kifejezést a reakció kinetikai egyenletének nevezzük; k a reakció sebességi állandója (számszerűen egyenlő az egységgel egyenlő reagenskoncentrációk sebességével). A kinetikai egyenletben a koncentrációkhoz tartozó kitevőket egy adott anyag esetében reakciórendeknek, összegüket pedig teljes reakciósorrendnek nevezzük.
A reakciók sorrendjét kísérleti úton határozzuk meg, nem pedig sztöchiometrikus együtthatókkal. Nagyon kevés olyan reakció van, ahol a sorrend egybeesik a sztöchiometrikus együtthatók összegével.
N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2 v = kC(N 2 O 5) p-1 rend
(H2)+(J2)=2(HJ) v=kC(H2)C(J2) 2. sorrend
de (H 2) + (Br 2) = 2(HBr) v=kC(H2)C(Br 2) 1/2
(Cl 2) + 2(NO) = 2(NOCl) v=kC(Cl 2)C(NO) 2. rendű.
Más szóval, a sorrend lehet töredékes is. Nézzük alább, hogy miért.
A reakciók általában szakaszosan mennek végbe, mivel lehetetlen elképzelni, hogy nagyszámú molekula ütközik egyidejűleg.
Tegyük fel, hogy valamilyen reakció
két szakaszban zajlik
A+ B= ABés AB+ B= C+ D,
akkor, ha az első reakció lassan, a második pedig gyorsan megy végbe, akkor a sebességet az első szakasz határozza meg (amíg ez el nem múlik, a második nem mehet tovább), pl. AB-részecskék felhalmozódása. Ekkor v=kC A C B .
A reakció sebességét a leglassabb lépés határozza meg. Ebből adódik a reakciók sorrendje és a sztöchiometrikus együtthatók közötti különbség. Például a hidrogén-peroxid bomlási reakciója
2H 2 O 2 = H 2 O+ O 2
elsőrendű reakció, mert az első szakasz H 2 O 2 = H 2 O+ O korlátozza, a második szakasz pedig az O + O = O 2 nagyon gyorsan következik be.
Lehet, hogy nem az első, hanem a második vagy más szakasz a leglassabb, és akkor néha törtrendet kapunk, amely az intermedierek koncentrációját fejezi ki a kiindulási anyagok koncentrációival.
A hőmérséklet emelkedésével a részecskék mozgási sebessége, így ütközésük gyakorisága nő. Ezért a reakciók sebessége a hőmérséklettel növekszik. Van egy Van't Hoff által levezetett empirikus minta, miszerint a hőmérséklet 10 o-os emelésével a sebesség 2-4-szeresére nő.
A reakciók szakaszosan mennek végbe. Nem valószínű, hogy az ammóniaképződés reakciójában a kívánt típusú N 2 + 3H 2 = 2NH 3 4 molekulák egyidejűleg ütköznek a tér egy pontján.
Az elemi kémiai átalakulásban részt vevő részecskék számát ún molekularitás reakciók.
A reakciók lehetnek mono-, bi- és trimolekulárisak.
Monomolekuláris– bomlási reakciók és intramolekuláris átrendeződések.
Bimolekuláris– 2NO 2 = N 2 O 4
Trimolekuláris(ritka) - 2NO+ O 2 = 2NO 2.
Ezekben a példákban a sorrend és a molekularitás ugyanaz, de gyakran különböznek.
A kémiai folyamatok spontán bekövetkezésének lehetőségére két kritérium vonatkozik: a DH entalpia változása, amely a rendszer bizonyos rendezettségét tükrözi, és a DS entrópia változása, amely a részecskék véletlenszerű elrendezésének ellenkező tendenciáját tükrözi. Ha DS = 0, akkor a folyamat hajtóereje a rendszer belső energia minimalizálási vágya lesz, vagyis a folyamat kritériuma az entalpia csökkenése (DN<0).
Ha DH=0, akkor a folyamat spontán bekövetkezésének kritériuma DS>0.
Hogyan befolyásolják az entalpia és entrópia faktorok értékei a folyamat lefolyását?
1) Exoterm reakció, DH<0.
a) DS>0, akkor bármely T esetén a DG kisebb lesz nullánál, és a folyamat mindig folytatódik, és a végéig.
b) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора,
DG<0 - реакция идет
DG>0 - nincs reakció
Exoterm reakciók, az entrópia csökkenésével járnak alacsony hőmérsékleten, a T növekedése elősegíti a fordított reakció előfordulását (Le Chatelier-elv).
2) Endoterm reakció, DH>0.
a) DS>0, a reakció csak akkor lehetséges, ha |TDS|>|DH|, akkor DG<0, т.е при высоких температурах, если же
b) DS<0, то DG>0 bármely hőmérsékleten, és a folyamat nem tud spontán módon lezajlani.
Példa - a glükóz oxidációs reakciója CO 2 -vé és H 2 O-vá
6(O 2) ®6(CO 2) + 6H 2 O DН= - 2810 kJ
Ebben az esetben az entrópia nyilvánvalóan növekszik. Következésképpen a fordított folyamat elvileg nem mehet spontán módon. Előfordulásához külső energia szükséges (fotoszintézis).
Megjegyzendő, hogy egy folyamat lezajlási lehetőségének kérdésében a termodinamikai kritérium a végső igazság. Ha DG>0, akkor semmilyen katalizátor nem segíti a folyamat végrehajtását. DG-vel<0 процесс может быть заморожен.
- Természeti és technogén tájak geokémiája
- DIDAKTIKUS TERV
- IRODALOM
- Vízszennyezés felmérése
- Biokémiai és kémiai oxigénigény
- A BOI és KOI analitikai meghatározása
- Szervetlen anyagok a vízben. A hóolvadáshoz és a jégszabályozáshoz használt műtrágyákból és sókból származó ionok. Sav kibocsátás. Nehézfém ionok. Alapvető kémiai reakciók a hidroszférában
- A víztisztítás módszerei: fizikai, kémiai és biológiai. Alapelvek és hardver tervezés. Az ivóvíz tisztítása: a vízkezelési folyamatok és a mögöttes kémiai reakciók. Víz szabványok
- Talajszennyezés. A savszennyezés kémiai hatásai
- A fémek szerepe az élő természetben
- A fémionok szükségessége és toxicitása
- Összefüggés a fémek szükséglete és toxicitása között az ökoszisztémákban
- Potenciálisan veszélyes fémnyomok a légkörben, a hidroszférában és a litoszférában
- Nyomnyi potenciálisan veszélyes fémek globális szállítása
- Mikroelemek. Fémek felvétele és felszívódása a szervezetben
- A fémtoxicitás molekuláris alapja. Toxicitás sorozat
- A toxicitást befolyásoló környezeti tényezők
- Az élőlények fémekkel szembeni toleranciája. Fémionok rákkeltő hatása. Hogyan hatnak a fémek a szervezetre
- Nehézfém-ionok természetes vizekben. Fémek létezési formái a vízi ökoszisztémákban, a toxicitás formától való függése. Másodlagos víztoxicitás
- A légkör szerkezete
- A hőmérséklet, nyomás és egyéb paraméterek eloszlása a magasságban
- A légkörben jellemző rétegek kialakulásának okai (légköri képlet, konvekció, kozmikus sugárzás). A rétegek jelentése az ember számára
- Ionoszféra
- A kémiai összetétel változása a tengerszint feletti magasság függvényében (inkonzisztencia a barometrikus képlettel)
- A légkör, mint rendszer (nyitott, zárt, elszigetelt). Termodinamikai megközelítés (N2O). Zivatarok
- Kinetikus megközelítés
- Alapvető kémiai reakciók a légkörben és a troposzférában
- A kémiai kinetika elemei (reakciósorrend, molekularitás, sebesség függés a nyomástól)
- Ózon réteg
- Halogének, freonok stb. pusztító hatása.
- A légköri kibocsátások jellemző kémiai összetétele
- Szennyező anyagok kémiai átalakulása
- Lehetőség a légkör öntisztítására
- A bioszféra határai, az élőanyag összetétele és tömege
- Clarks és az élőanyag geokémiai funkciói, biogeokémiai folyamatok, mint geológiai tényező
- Szerves anyagok, szintézis és bomlási folyamatok
- Autotróf és heterotróf szervezetek
- Szulfát redukció és metánképződés
- Életkor és fotoszintetikus kor
A nyomás 3-szoros növekedése a rendszerben megegyezik a rendszer térfogatának háromszoros csökkenésével. Ebben az esetben a reagensek koncentrációja háromszorosára nő. A tömeghatás törvénye szerint a kezdeti reakciósebesség:
A nyomás 3-szoros növelése után az NO és az O 2 koncentrációja 3-szorosára nő, és a reakció sebessége a nyomás egyenlő lesz:
A reakciónyomás végső sebességének a kezdeti sebességhez viszonyított aránya reakciósebesség nyomás megmutatja, hogyan változik a reakció sebessége nyomásváltozás után.
Ezért kapunk reakciósebesség nyomás:
Válasz:
a reakciósebesség 27-szeresére nő.
- Először is: 2NO + O2 = 2NO2, és nem az, amit írtál.
A nyomás nagymértékben befolyásolja a gázok reakcióinak sebességét, mert közvetlenül meghatározza azok koncentrációját.
Le Chatelier elve szerint a nyomásnövekedés (gázoknál) az egyensúlyt egy olyan reakció felé tolja el, ami térfogatcsökkenéshez (azaz kevesebb molekula képződéséhez) vezet, ez azt jelenti, hogy esetünkben a DIRECT reakció sebessége növekedés.A homogén közegben állandó hőmérsékleten lezajló kémiai reakciók sebessége egyenesen arányos a reagáló anyagok sztöchiometrikus együtthatóik erejéig emelt koncentrációinak szorzatával.
A nyomás változása előtt a reakciót a kinetikai egyenlet írja le:
V1 = k *2 · ;
Ha a nyomás 4-szeresére nő, a reagensek koncentrációja 4-szeresére nő. A nyomás 4-szeres növelése után a reakciót a kinetikai egyenlet írja le:
V2 = k (4) * 2 · 4 = 64 k * 2 · ;
Keresse meg a reakciósebesség változását P2=4P1 esetén:
V2 / V1 = 64A sebesség 64-szeresére nő.
- V1=k*C(N2)*C(H2)^3
2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, ahol x egy szám, amely azt jelzi, hogy hányszorosára kell növelni a hidrogénkoncentrációt
3. V2/V1=100, ahonnan x^3=100, x=4,65
válasz: a hidrogénkoncentrációt 4,65-szeresére kell növelni - Az N2+3H2=2NH3 reakciósebességet a következő képlettel számítjuk ki: v = K**^3,
ahol a reagensek koncentrációja olyan mértékben egyenlő, mint az egyenletben szereplő együtthatók. Ez azt jelenti, hogy fel kell emelnünk a 3. hatványra:
2^3 = 8 a sebesség ennyiszeresére nő - nyomás növelése 3-szor sebesség egyszerű reakciók 2NO+O2=2NO2 1) 3-szorosára 2) 9-szeresére... 4) 18-szorosára 2. Hőmérsékleti együttható reakciók egyenlő 2. 20 fokról 50 sebességre való melegítéskor reakciók 1) 2-szeresére 2) 4-szeresére 3) 6-szorosára 4) 8-szorosára 3. A nyomásváltozás befolyásolja a sebességet kémiai reakció 1)... és a kálium-hidroxid között 4. katalitikus folyamatokra utal reakció 1) nátrium és víz között 2) butén-1 és víz... és víz 4) réz-oxid (2) és hidrogén között 5. sebesség reakciók cink kénsav oldattal nem függ... folyik reakció 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe 9. hevítve minden 10 Celsius fokos sebességnél
- aA + bB = cC + dD
Ebben az egyenletben a kisbetűk a sztöchiometrikus együtthatókat, a nagybetűk pedig az anyagok képleteit jelölik. Ebben az általános esetben az előrehaladó reakció sebességét a következő egyenlet adja meg:
Vpr = k1()
b) K= /(* )
c) Elméletileg nincs mit írni, mert a rendszerben nincsenek gáznemű anyagok.
d) K=Tegyen különbséget az átlagos sebesség között
ahol Δс=с 2 -с 1 – egy anyag koncentrációjának változása Δτ=τ 2 -τ 1 időtartam alatt. A (+) jel azt jelenti, hogy anyag keletkezik, a (–) jel pedig azt, hogy az anyag a reakció során elfogy.
A valós (pillanatnyi) reakciósebességet az összefüggés határozza meg
ahol dc egy anyag koncentrációjának végtelenül kicsiny változása egy végtelenül kicsi dτ időtartam alatt.
A reakció sebességét meghatározó fő tényezők a reagensek jellege, a koncentráció, a hőmérséklet és a katalizátor. A gáznemű reagenseket érintő reakciók sebessége a nyomástól is függ.
A reakciósebesség függése a koncentrációtól. Minden kémiai reakció felosztható homogénÉs heterogén. NAK NEK homogén reakciók közé tartoznak azok a reakciók, amelyek olyan anyagok között mennek végbe, amelyek azonos aggregációs állapotban vannak, ha közöttük nincs határfelület. A homogén reakciók közé tartoznak a gázok, korlátlanul elegyedő folyadékok és folyékony oldatok közötti reakciók. A homogén reakciók térfogatban mennek végbe, i.e. ott vannak a legkedvezőbb feltételek a reagáló anyagok molekuláinak érintkezésére.
A különböző aggregációs állapotú vagy azonos aggregációs állapotú, de határfelületekkel elválasztott anyagok közötti reakciók a heterogén reakciók. Ide tartoznak például egy gáz és egy folyadék, két egymással nem elegyedő folyadék közötti reakciók és szilárd anyagok mechanikai keverékei. Heterogén reakciókban a kémiai folyamat csak a reagáló fázisok határfelületein megy végbe.
Meghatározzuk a homogén reakció sebességének a koncentrációtól való függését tömegcselekvés törvénye (Guldberg és Waage törvénye, tömegcselekvés törvénye): a kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a reagáló anyagok koncentrációinak sztöchiometrikus együtthatóinak hatványaiban kifejezett szorzatával.
Reverzibilis homogén kémiai reakcióhoz, általános formában írva,
(4.3)előre irányuló reakció sebessége
fordított reakciósebesség
Ahol
– a reagensek koncentrációja, mol/l; a, b, d, e – sztöchiometrikus együtthatók, ill reakciók sorrendje A, B, D vagy E reagens szerint; k 1 és k 2 a kémiai reakciók sebességi állandói.A kémiai reakció k sebességi állandója függ a reagensek hőmérsékletétől és természetétől, de nem függ koncentrációjuktól. Ha a reagensek koncentrációja egyenlő egységgel, akkor a sebességi állandó számszerűen megegyezik a kémiai reakció sebességével.
A (4.4) és (4.5) egyenletet nevezzük kémiai reakciók kinetikai egyenletei.
A heterogén reakciók sebessége nem függ a reaktánsok térfogatkoncentrációjától, mert a reakció csak a határfelületen megy végbe. Minél nagyobb az anyagok őrlési foka, annál nagyobb a felületük és annál nagyobb a reakciók sebessége. A heterogén reakciók sebessége függ a reagenseknek a fázis határfelületére való ellátásának sebességétől és a reakciótermékek eltávolításának sebességétől is. Ezért a reakcióelegy keverése felgyorsítja a heterogén reakció lefolyását.
A gáznemű anyagok koncentrációja parciális nyomással fejezhető ki. A keverékben lévő gáz parciális nyomása megegyezik azzal a nyomással, amelyet a gáz akkor termelne, ha azonos körülmények között elfoglalná a teljes keverék térfogatát. A gázelegy i-edik komponensének parciális nyomása () a képlet segítségével számítható ki
ahol a keverék össznyomása; x i – az i-edik komponens térfogata vagy mólhányada a keverékben.
A gázkeverék össznyomása megegyezik az összetevők parciális nyomásának összegével:
A közvetlen reakció (4.3) esetében, ha az A és B anyagok gáz halmazállapotúak, a reakciósebesség kifejezését a következőképpen írjuk fel:
hol van az A és B anyagok parciális nyomása.
A teljes nyomás n-szeres változása esetén minden komponens parciális nyomása ugyanannyival változik, és ennek megfelelően változik a reakciósebesség is.
4.1. példa.Írjon kifejezéseket a reakciók tömeghatásának törvényére:
a) 2NO (g) + Cl 2 (g)® 2NOCl (g);
b) CaCO 3 (k) ® CaO (k) + CO 2 (g).
Megoldás. a) közvetlen és fordított reakció esetén – ;
b) közvetlen reakció: a kalcium-karbonát szilárd anyag, amelynek jelenléte nem befolyásolja a reakció sebességét, a kívánt kifejezés a következő formában lesz, mint pl. ebben az esetben a reakciósebesség egy bizonyos hőmérsékleten állandó; Visszacsatolás: .
4.2. példa. Hányszorosára kell növelni a szén-monoxid (II) koncentrációját a CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO 2 (g) + + H 2 (g) rendszerben, hogy a közvetlen reakció sebessége növekedjen 5 alkalommal?
Megoldás.Írjuk fel az előre irányuló reakció sebességének kifejezését:
Legyen a CO kezdeti koncentrációja , a végső koncentráció pedig legyen . Írjuk fel a közvetlen reakció sebességének arányát:
, amiből az következik, hogy i.e.A közvetlen reakció sebességének ötszörösére növeléséhez a CO koncentrációját is ötszörösére kell növelni.
4.3. példa. Határozza meg, hogyan változik a 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 közvetlen reakció sebessége, ha a rendszerben a teljes nyomást 4-szeresére növeljük!
Megoldás. A nyomás 4-szeres növekedése a rendszerben a rendszer térfogatának 4-szeres csökkenését okozza, a reagáló anyagok koncentrációja pedig 4-szeresére nő.
A tömeghatás törvénye szerint az előrehaladás kezdeti sebessége az
A nyomás növelése után
A nyomás négyszeres növelése után a reakciósebesség 64-szeresére nőtt.
A reakció sorrendje. A kinetikai reakcióegyenletekben a koncentrációkra vagy parciális nyomásokra vonatkozó kitevők összegét reakciórendnek nevezzük. Közvetlen reakcióhoz
a sorrend a+b, fordítva pedig d+e. Ez az érték a reakciósebesség koncentrációtól való függésének típusát jellemzi. A reakció sorrendje általában nem határozható meg elméletileg egy kémiai egyenletből. Ez annak köszönhető, hogy a reakciók túlnyomó többsége összetett, pl. számos köztes szakaszon mennek keresztül (a reakció valódi mechanizmusa), amelyek legtöbbször ismeretlenek. Az egyes köztes szakaszok sorrendje eltérhet az egyenletből meghatározott reakció sorrendjétől (formális reakciósorrend), mert az egyenletben általában csak a reakció kiindulási anyagait és végtermékeit adjuk meg (teljes vagy globális mechanizmus).
Emiatt a kémiai reakciók valódi sorrendjét és az egyes reagensek reakciósorrendjét kísérleti úton határozzák meg. A reakció valódi sorrendje a formális sorrenddel ellentétben lehet egész vagy tört, sőt nulla is. A háromnál nagyobb sorrendű reakciók nem ismertek.
A reakció molekularitása. A kémiai átalakulás elemi aktusában részt vevő molekulák vagy más képletegységek számát a reakció molekulárisságának nevezzük.
A reakció formális molekularitása, amelyet a kémiai reakció egyenletéből, mint a sztöchiometrikus együtthatók összegéből határoznak meg, általában eltér a kísérletileg megállapított valódi molekuláristól. Az okok ugyanazok, mint a reakciók valódi és formális sorrendje közötti különbségnél.
Adjunk néhány példát egyszerű reakciókra, amelyek mechanizmusa egybeesik a reakcióegyenletekkel.
1) Monomolekuláris reakciók. Ezek általában disszociációs és izomerizációs reakciókat foglalnak magukban:
O 3 → O 2 + O
ciklopropán-propén
2) Dimolekuláris reakciók:
I 2 + H 2 ↔ 2HI.
3) Trimolekuláris reakciók:
2NO + O 2 = 2NO 2;
2NO + Br 2 = 2NOBr.
A legtöbb elemi reakció mono- és dimolekuláris kölcsönhatásokhoz kapcsolódik. A trimolekuláris reakciók ritkák. A nagyobb molekuláris reakciók nem ismertek, mert rendkívül kicsi a valószínűsége annak, hogy négy vagy több részecske egyidejű, kémiai átalakulással járó ütközése következik be.
A reakciósebesség függése a hőmérséklettől. A legtöbb reakcióra igaz Van' Hoff szabálya: A hőmérséklet 10 K-val történő emelkedése a legtöbb reakció sebességét 2-4-szeresére növeli:
ahol és a reakciósebesség T1-nél és T2-nél; γ – a kémiai reakciósebesség termikus együtthatója, .
A reakciósebesség növekedését a reakciósebesség állandó növekedése okozza, ezért a (4.9.) képlet alakba is írható
,
(4.10)ahol és a reakciósebesség állandók T 1 és T 2 mellett.
4.4. példa. A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója 2,8. Hányszorosára nő a reakciósebesség, ha a hőmérséklet 20-ról 75 °C-ra emelkedik?
Megoldás. Helyettesítsük be az adatokat a Van't Hoff-szabály (3.9) kifejezésébe:
Ennek következtében a reakciósebesség 287-szeresére nőtt.
4.5. példa. 80 °C hőmérsékleten a reakció 20 másodperc alatt lezajlik. Mennyi ideig tart a reakció 20 °C hőmérsékleten, ha ennek a reakciónak a hőmérsékleti együtthatója 2,5?
Megoldás. A kémiai reakció sebessége tehát fordítottan arányos a lezajlás idejével
ahol τ 1 és τ 2 a reakcióidő T 1 és T 2 hőmérsékleten.
Van't Hoff szabálya ebben az esetben így írható fel
Vegyünk egy logaritmust: log t 1 = log 20 + 6 log 2,5 = 1,3010 + 6 × 0,3979 = = 3,6884;
t 1 = 4879 s = 1 óra 21 perc 19 mp.
20 °C hőmérsékleten a reakció 1 óra 21 perc 19 másodperc múlva fejeződik be.
A kémiai átalakulás elemi aktusa a reagáló anyagok molekuláinak ütközésének eredménye. A gázok és folyadékok molekulái másodpercenként hatalmas számú ütközést élnek át (gázok esetén ~10 10 ütközés/s). Az ütközéseknek azonban csak nagyon kis hányada eredményez kémiai átalakulást. Az ilyen ütközéseket ún hatékony ütközések. A hatékony ütközésekben részt vevő molekulákat ún aktív molekulák. A többi molekulától lényegesen nagyobb energiával különböznek. Túl sok energiára van szükség ahhoz, hogy a molekulák legyőzzék a külső elektronhéjak taszító erőit és kialakuljanak. aktivált komplex, azaz közbenső vegyület a kiindulási anyagok és a végtermékek között. Az aktivált komplexumban a régi kötések még nem semmisültek meg teljesen, és az újak még nem alakultak ki teljesen. Az aktivált komplex képződése a hidrogén és a jód reakciójában a következő sémával ábrázolható:
kezdeti aktivált végső
anyagok komplex termékek
A hőmérséklet emelkedésével gyorsan növekszik azoknak a molekuláknak az aránya, amelyek nagy energiájúak, hogy aktivált komplexet képezzenek (4.1. ábra).
A kémiai reakció során bekövetkező energiaváltozást az aktiválási folyamat diagramja segítségével mutathatjuk be (4.2. ábra). A rendszer potenciális energiáját az ordinátatengely mentén ábrázoljuk. Az abszcisszát hívják reakció koordinátái vagy reakcióút. A kémiai átalakulás során a rendszer átmenete a ΣН i energiájú kezdeti állapotból a ΣН f végső állapotba egy energiagáton keresztül történik.
Aktiválási energia (E*)–ez az az energia, amely 1 mól reaktáns aktivált komplex állapotba való átalakításához szükséges. A ΣН f - ΣН i különbség a reakció termikus hatása (Δ r H). A fordított reakció esetén a termikus hatás ugyanolyan nagyságú lesz, de az ellenkező előjelű. A fordított reakció esetén az aktiválási energia .
ábrából 4.2 világos, hogy ahhoz, hogy az anyagokat aktivált komplex állapotba vigyük, mindig energiát kell felhasználni, függetlenül a reakció termikus hatásának előjelétől.
A reakció sebessége erősen függ az aktiválási energiától, amely a legtöbb esetben 20 és 280 kJ/mol között van. Az akár 40 kJ/mol aktiválási energiájú reakciók normál hőmérsékleten is nagy sebességgel mennek végbe, míg a 120 kJ/mol-nál nagyobb aktiválási energiájú reakciók még magasabb hőmérsékleten is alacsonyak.
Arrhenius egyenlet. A kémiai reakció sebességi állandójának hőmérséklettől való függését az Arrhenius-egyenlet írja le:
ahol k a reakciósebesség állandó; k o – a reagáló anyagok természetétől függően állandó (pre-exponenciális tényező); e – természetes logaritmusok bázisa; E * – aktiválási energia; R – univerzális gázállandó; T – hőmérséklet, K.
A (4.11) egyenletből az következik, hogy a sebességi állandó, tehát a kémiai reakció sebessége exponenciálisan növekszik a hőmérséklet emelkedésével.
A kémiai reakció sebességi állandója attól is függ aktiválási entrópia. Ahhoz, hogy az aktív molekulák ütközése kémiai átalakulást eredményezzen, azokat úgy kell orientálni, hogy a reaktív csoportok érintkezzenek. Ellenkező esetben az átalakulás nem történik meg. Például a benzoesav észterezési reakciója
csak akkor fordul elő, ha egy reagáló részecske ütközik a _ COOH csoporttal. Más orientációkban az észterezési reakció lehetetlen. Az aktiválási entrópia értékét a reakció szempontjából kedvező orientációk számának aránya a lehetséges orientációk összességéhez viszonyítva határozza meg. Minél összetettebbek a reagáló anyagok molekulái, annál kisebb az aktivációs entrópia és annál kisebb a kémiai reakció sebessége.
Katalízis. A kémiai reakciók sebessége nagymértékben függ a katalizátorok jelenlététől. Például reakció
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2
szobahőmérsékleten nagyon lassan megy. Ha kis mennyiségű mangán(IV)-oxidot (MnO 2) adunk a hidrogén-peroxidhoz, a reakció erőteljesen megy végbe. A mangán (IV)-oxid a hidrogén-peroxid lebontásának katalizátora.
A katalizátorok olyan anyagok, amelyek felgyorsítják a kémiai reakciókat, és a reakciók után kémiailag változatlanok maradnak. A katalizátor fizikai állapota változhat.
Vannak olyan anyagok, amelyek lassítják a kémiai reakciók sebességét - inhibitorok.
Az élő szervezetekben zajló különféle kémiai reakciók katalizátorait nevezzük enzimek.
Sok katalizátor van szelektivitás, vagy szelektivitás, azaz. az a képesség, hogy a lehetséges reakciók közül csak egyet vagy csak egy osztály reakcióit gyorsítsák fel. Például az etanol alumínium-oxid jelenlétében dehidratációs reakción megy keresztül:
,és réz jelenlétében dehidrogénezési reakció megy végbe:
.A katalizátorok aktivitása kis mennyiségű olyan anyagok hozzáadásával növelhető, amelyek nem rendelkeznek katalitikus aktivitással és ún. promóterek vagy katalitikus aktivátorok. Például az alumínium-oxid Al 2 O 3 nem katalizátor az ammónia szintézisében, de néhány százalék Al 2 O 3 hozzáadásával a reakció katalizátorához - a vashoz - az aktivitása 20-szorosára nő. Ezért az Al 2O 3 egy promoter.
Másrészt a katalizátor aktivitása meredeken csökken ún katalitikus mérgek. Szelektív hatásuk is van. Így a vas, az ammónia szintézisének katalizátora oxigénnel, vízzel, szén-monoxid (II) CO-val, hidrogén-szulfiddal, H 2 S-vel stb.
Ha a katalizátor és a reagensek azonos aggregált állapotban vannak, általában gáznemű, folyékony vagy oldott állapotban, akkor a katalízist ún. homogén. A savak, bázisok, a d-elemek sói és az oldószerek oldatai gyakran katalizátorként működnek a homogén katalízisben.
A katalízis az heterogén, ha a katalizátor és a reagensek különböző aggregációs állapotúak vagy független fázisokat alkotnak. Ebben az esetben a katalizátorok leggyakrabban szilárd anyagok, általában d-elemek vagy vegyületeik.
Meg kell jegyezni, hogy a katalizátorok nem változtatják meg a reakció entalpiáját és Gibbs-energiáját, és nem befolyásolják a reakció kémiai egyensúlyi helyzetét. A katalizátorok csak egyformán növelik az előre és a fordított reakciók sebességét.
Homogén katalízis. A katalizátorok hatásmechanizmusa azon alapul intermedierek elmélete(N.D. Zelinsky, P. Sabatier). Ezen elmélet szerint a katalizátor intermedier vegyületeket képez a reagáló anyagokkal. Ennek a folyamatnak az aktiválási energiája kisebb, mint egy nem katalitikus reakció aktiválási energiája, ami a konverziós sebesség növekedéséhez vezet.
Legyen két reakció, amely alacsony sebességgel megy végbe:
A + B = AB; CD = C + D.
K katalizátor jelenlétében a reakciók két szakaszban mennek végbe:
A + K = AK; CD + K = CDK,
ahol AK és CDK van intermedier vegyületek (intermedierek), a végtermékeket képezve:
AK + B = AB + K; CDK = C + D + K.
A reakciósebesség növekszik, ha az intermedier vegyületek képződésének és lebomlásának aktiválási energiája kisebb, mint a nem katalitikus reakció aktiválási energiája. Ellenkező esetben a reakció sebessége csökken, és a K anyag gátló hatású lesz. Az átalakítási sémákból az következik, hogy a reakció után a katalizátor kémiailag változatlan marad.
Az A + B = AB reakció energiadiagramja a ábrán látható. 4.3. Az ábrából következik: 1) a közbenső szakaszokból származó energia kisebb, mint a nem katalitikus reakció aktiválási energiája E *; 2) katalizátor használata nem változtatja meg a Δ r H reakció entalpiáját.
A homogén katalízisre példa lehet a kénsav előállítása toronymódszerrel. A nem katalitikus reakció az egyenlet szerint megy végbe
2H 2SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4.
A katalizátor gáznemű nitrogén-oxid (II) (NO), amelynek jelenlétében a reakció a következő séma szerint megy végbe:
2NO + O 2 = 2NO 2;
NO 2 + H 2 SO 3 = H 2 SO 4 + NO.
Ebben az eljárásban az NO 2 egy köztes vegyület.
A homogén katalitikus reakciók élő szervezetekben végbemenő enzimatikus folyamatok.
A homogén ipari katalitikus eljárások hátránya, hogy szét kell választani a reakciótermékeket és a katalizátort. Emiatt az iparban gyakrabban alkalmazzák a heterogén katalízist.
Heterogén katalízis. A legelterjedtebb a heterogén katalízis szilárd katalizátorok és folyékony vagy gáznemű reagensek felhasználásával. A szilárd katalizátorok hatásmechanizmusa nagyon összetett és nem teljesen ismert. A heterogén katalízisnek számos elmélete létezik.
A heterogén katalízis kezdeti szakasza az adszorpció reagensek, azaz reagáló anyagok molekuláinak kötődése egy másik anyag felületéhez, jelen esetben a katalizátor felületéhez. A katalizátor és a reagáló anyagok kölcsönhatásának terméke köztiterméknek tekinthető. Az adszorpciós folyamat több szakaszból áll. A diffúziónak köszönhetően a reakcióba lépő anyagok molekulái megközelítik a felületet, ahol a katalizátor felületi rétegében található atomok vagy ionok nagy reaktivitása miatt adszorbeálódnak. Ez a felszínen elhelyezkedő atomok kötéseinek telítetlenségével, a geometriai felületi hibák elektrosztatikus kölcsönhatásával és egyéb okokkal magyarázható. Az adszorbeált reagens részecskék és a katalizátor felületének kölcsönhatása energiájuk növekedéséhez vezet. Emiatt a folyamatot ún aktivált adszorpció. Aktivált adszorpció nem a katalizátor teljes felületén, hanem csak az ún aktív központok, melynek szerepét különféle felületi hibák töltik be. Az aktív helyek száma meghatározza a katalizátor aktivitását, és függ a katalizátor előállítási módjától és felületétől. Emiatt a katalizátorokat általában erősen fejlett felületű porózus hordozókra alkalmazzák. A katalizátorok katalitikus mérgek általi mérgezése az aktív centrumok e vegyületek általi megkötésével magyarázható.
Az aktivált adszorpció hatására a reagens molekulák elektronszerkezete megváltozik, ami az aktiválási energia csökkenéséhez vezet, a katalizátor felületén kémiai reakció megy végbe.
A kémiai reakció terméke elhagyja a katalizátor felületét, azaz. történik deszorpció,és diffúzió következtében átjut a környezetbe.
A heterogén katalitikus folyamat mindhárom szakasza - az adszorpció, az aktivált komplex képződése és a deszorpció - aktiválási folyamat, és saját aktiválási energiájuk jellemzi őket. A katalitikus reakció sebessége növekszik, ha az egyes szakaszok aktiválási energiája kisebb, mint a megfelelő nem katalitikus reakció aktiválási energiája (4.4. ábra).
A heterogén katalízisre példa lehet a kénsav kontakt eljárással történő előállítása, amelyben V 2 O 5 - vanádium (V)-oxid - katalizátorként SO 2 oxigénnel oxidálódik. A reakció a következő szakaszokban megy végbe:
V2O5. nSO 3 + SO 2 → V 2 O 4. (n+1)SO;
sárga zöld-kék
V 2 O 4 . (n+1)SO 3 + 1/2O 2 → V 2 O 5. (n+1)S03;
V2O5. (n+1)SO 3 → V 2 O 5 . nSO 3 + SO 3,
vagy teljes SO 2 + 1/2O 2 → SO 3.
Ebben a reakcióban a közbenső vegyületek az
V 2 O 4. (n+1)S03 és V205. (n+1)S03.
Kérdések és feladatok az önálló tanuláshoz
1. Határozza meg egy kémiai reakció átlagos és valódi sebességét!
2. Mit jelent a kémiai reakció sebességének pozitív és negatív előjele?
3. Fogalmazza meg a tömeghatás törvényét, és írja le kifejezését a 2A + 3B homogén reakcióra!
4. Írjon kifejezéseket a tömeghatás törvényére (kinetikai egyenletek) moláris koncentrációk és parciális nyomások felhasználásával az előrehaladó reakcióhoz:
a) N 2H 4 (g) + O 2 (g) = N 2 (g) + 2 H 2O (g);
b) Fe 3O 4 (s) + CO (g) = 3FeO (s) + CO 2 (g);
c) 6НF(g) +N2(g) =2NF3(g) +3Н2(g);
d) CuO (s) + C (T) = Cu (s) + CO (g).
5. Mondjon 2 példát homogén és heterogén kémiai reakciókra! Írjon rájuk kifejezéseket a kémiai reakció sebességére!
6. Milyen tényezőktől függ egy kémiai reakció sebességi állandójának számértéke?
7. Hogyan változik a SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (t) + 2H 2 O (g) közvetlen reakció sebessége, ha: a) 4-gyel növeli a kén-oxid (IV) koncentrációját alkalommal; b) 2-szeresére csökkenti a hidrogén-szulfid koncentrációját?
Válasz: a) a reakciósebesség 4-szeresére nő; b) a reakciósebesség 4-szeresére csökken.
8. Hányszor lesz nagyobb a fordított reakció sebessége az előrehaladó reakció sebességénél a 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) ↔2N 2 (g) + 6H 2 O (g) reakcióban, ha a a nyomás megduplázódott?
Válasz: 2 alkalommal.
9. Fogalmazza meg a reakció sorrendjének és molekulárisságának fogalmát!
10. Hogyan vonhatunk le egy kémiai reakció egyenletéből következtetést a valódi és a formális rend, valamint a molekularitás közötti különbségekre?
11. Határozza meg a 4c. példában szereplő előre és fordított reakciók alaki sorrendjét és molekulárisságát! Ezek a reakciók egy vagy több szakaszban jelentkeznek?
12. Fogalmazd meg Van' Hoff törvényét.
13. Fogalmazza meg a kémiai reakció sebességének termikus együtthatóját!
14. A γ termikus együtthatójú folyadékkristályos oldószerekben lezajló kémiai reakciók ismertek<1. Как изменяется скорость этих реакций с увеличением температуры?
15. A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója 2. Hányszor változik meg a reakciósebesség, ha a hőmérsékletet 20-ról 80°C-ra emeljük?
Válasz: 64-szeresére nő.
16. Milyen hőmérsékleten megy végbe a reakció 1 perc alatt, ha 0°C hőmérsékleten 60 perc alatt megy végbe? A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója 3.
Válasz: 37,3°C.
17. Két reakció 60°C-on azonos sebességgel megy végbe. Az első reakció sebességének hőmérsékleti együtthatója 2, a másodiké 3. Hogyan viszonyulnak majd a reakciósebességek, ha az elsőt 100 °C-on, a másodikat 40 °C-on hajtjuk végre?
Válasz: az első reakció sebessége 16-szorosára nő, a másodiké pedig 9-szeresére csökken. A sebességarány v 1 /v 2 = 144 lesz.
18. Határozza meg egy kémiai reakció aktiválási energiáját!
19. Rajzolja fel az endoterm reakció lefolyásának energiadiagramját!
20. Hogyan befolyásolja a kémiai reakció termikus hatásának nagysága az aktiválási energiát? Indokolja válaszát.
21. Két azonos hőmérsékleten lezajló reakcióra k 1 >k 2. Hogyan alakulnak a mennyiségek és?
22. Határozza meg a katalízis jelenségét!
23. Hogyan befolyásolhatja a katalizátor aktivitását?
24. Rajzolja fel egy homogén katalitikus reakció energiadiagramját! Ismertesse a folyamat főbb szakaszait!
25. Rajzolja fel egy heterogén katalitikus reakció energiadiagramját! Ismertesse a folyamat főbb szakaszait!
26. Jelölje meg a katalízis főbb alkalmazási területeit! Mondjon példákat katalitikus folyamatokra!
Rendszerek. De ez az érték nem tükrözi a reakció bekövetkezésének valós lehetőségét, annak sebességés mechanizmus.
Egy kémiai reakció teljes megértéséhez ismernie kell, hogy milyen időbeli mintázatok léteznek a végrehajtása során, pl. kémiai reakció sebességeés részletes mechanizmusa. Tanulmányozza a reakció sebességét és mechanizmusát kémiai kinetika- a kémiai folyamatok tudománya.
A kémiai kinetika szempontjából a reakciók osztályozhatók egyszerűvé és összetetté.
Egyszerű reakciók– közbenső vegyületek képződése nélkül lezajló folyamatok. A benne részt vevő részecskék száma szerint felosztják őket monomolekuláris, bimolekuláris, trimolekuláris. 3-nál több részecske ütközése nem valószínű, ezért a trimolekuláris reakciók meglehetősen ritkák, a négymolekuláris reakciók pedig ismeretlenek. Komplex reakciók– több elemi reakcióból álló folyamatok.
Bármely folyamat a velejáró sebességgel megy végbe, amelyet egy bizonyos idő alatt bekövetkező változások határozhatnak meg. Átlagos kémiai reakció sebessége anyagmennyiség változtatásával fejezzük ki n elfogyasztott vagy kapott anyag térfogategységenként V egységnyi idő alatt t.
υ = ± dn/ dt· V
Ha egy anyagot elfogyasztunk, akkor „-” jelet teszünk, ha felhalmozódik, akkor „+” jelet.
Állandó hangerőn:
υ = ± dC/ dt,
Reakciósebesség mértékegysége mol/l s
Általánosságban elmondható, hogy υ egy állandó érték, és nem függ attól, hogy a reakcióban melyik anyag vesz részt, amelyet figyelünk.
A reagens vagy termék koncentrációjának a reakcióidőtől való függését a forma mutatja be kinetikai görbe, ami így néz ki:
Kényelmesebb a υ-t kísérleti adatokból kiszámítani, ha a fenti kifejezéseket a következő kifejezéssé alakítjuk:
A tömeg cselekvés törvénye. A reakció sorrendje és sebességi állandója
Az egyik készítmény tömegcselekvés törvényeígy hangzik: Az elemi homogén kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjának szorzatával.
Ha a vizsgált folyamat a következő formában van ábrázolva:
a A + b B = termékek
akkor egy kémiai reakció sebessége kifejezhető kinetikai egyenlet:
υ = k [A] a [B] b vagy
υ = k·C a A ·C b B
Itt [ A] És [B] (C A ÉsC B) - a reagensek koncentrációi,
a ésb– egy egyszerű reakció sztöchiometrikus együtthatói,
k– reakciósebesség állandó.
A mennyiség kémiai jelentése k- Ezt gyors reakció egyetlen koncentrációban. Vagyis ha az A és B anyagok koncentrációja 1, akkor υ = k.
Figyelembe kell venni, hogy összetett kémiai folyamatokban az együtthatók a ésb nem esnek egybe a sztöchiometrikusakkal.
A tömeghatás törvénye akkor teljesül, ha több feltétel teljesül:
- A reakciót termikusan aktiválják, azaz. hőmozgás energiája.
- A reagensek koncentrációja egyenletesen oszlik el.
- A folyamat során a környezet tulajdonságai és feltételei nem változnak.
- A környezet tulajdonságai nem befolyásolhatják k.
Összetett folyamatokhoz tömegcselekvés törvénye nem alkalmazható. Ez azzal magyarázható, hogy egy összetett folyamat több elemi szakaszból áll, és sebességét nem az összes szakasz teljes sebessége fogja meghatározni, hanem csak egy leglassabb szakasz, amely az ún. korlátozó.
Minden reakciónak megvan a sajátja rendelés. Határozza meg magán (rész)rendelés reagenssel és általános (teljes) rend. Például egy folyamat kémiai reakciójának sebességének kifejezésében
a A + b B = termékek
υ = k·[ A] a·[ B] b
a– sorrend reagens szerint A
b — sorrendben reagenssel BAN BEN
Általános eljárás a + b = n
Mert egyszerű folyamatok a reakciósorrend a reagáló fajták számát jelzi (egybeesik a sztöchiometrikus együtthatókkal), és egész értékeket vesz fel. Mert összetett folyamatok a reakció sorrendje nem esik egybe a sztöchiometrikus együtthatókkal, és bármilyen lehet.
Határozzuk meg a kémiai reakció sebességét υ befolyásoló tényezőket!
A reakciósebesség függése a reagensek koncentrációjától
a tömeghatás törvénye határozza meg: υ = k[ A] a·[ B] b
Nyilvánvaló, hogy a reagensek növekvő koncentrációjával υ növekszik, mert nő a kémiai folyamatban részt vevő anyagok közötti ütközések száma. Sőt, fontos figyelembe venni a reakció sorrendjét: ha az n=1 bizonyos reagensek esetén annak sebessége egyenesen arányos ennek az anyagnak a koncentrációjával. Ha bármilyen reagensre n=2, akkor koncentrációjának megkétszerezése a reakciósebesség 2 2 = 4-szeres növekedéséhez vezet, a koncentráció 3-szoros növelése pedig 3 2 = 9-szeresére gyorsítja a reakciót.