Numiți cel puțin 5 factori de care depinde viteza unei reacții chimice.

1. Temperatura, presiunea, gradul de macinare (zona de contact), prezenta catalizatorilor, concentratia reactantilor
2. coșmaruri)))))))))))) 0
   Pana cand o citesti de o suta de ori te vei rachia
3. staniu
4. 1 catalizator
   2 valență
   3 chimic. activitate la alte elemente
   4 impurități
   5 temperatura
   6 influență externă
5. Factori care influențează viteza reacțiilor chimice.

   1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile au loc în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu legături mai puternice. Astfel, ruperea legăturilor din moleculele de H2 și N2 necesită energii mari; astfel de molecule sunt ușor reactive. Ruperea legăturilor în moleculele foarte polare (HCl, H2O) necesită mai puțină energie și viteza de reacție este mult mai mare. Reacțiile dintre ionii din soluțiile de electroliți apar aproape instantaneu.

   Fluorul reacționează cu hidrogenul exploziv la temperatura camerei; bromul reacționează lent cu hidrogenul când este încălzit.

   Oxidul de calciu reacţionează puternic cu apa, eliberând căldură; oxid de cupru - nu reacționează.

   2. Concentrarea. Odată cu creșterea concentrației (numărul de particule pe unitate de volum), ciocnirile moleculelor de substanțe care reacţionează apar mai des - viteza de reacție crește.

   Legea acțiunii în masă (K. Guldberg, P. Waage, 1867)

   Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

   Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților, temperatură și catalizator, dar nu depinde de concentrațiile reactanților.

   Sensul fizic al constantei de viteză este că este egală cu viteza de reacție la concentrațiile unitare ale reactanților.

   Pentru reacțiile eterogene, concentrația fazei solide nu este inclusă în exprimarea vitezei de reacție.

   3. Temperatura. Pentru fiecare creștere de 10C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori (regula lui Van't Hoff). Pe măsură ce temperatura crește de la t1 la t2, modificarea vitezei de reacție poate fi calculată folosind formula:

   (t2 - t1) / 10

   (unde Vt2 și Vt1 sunt vitezele de reacție la temperaturile t2 și, respectiv, t1; g este coeficientul de temperatură al acestei reacții).

   Regula lui Van't Hoff este aplicabilă numai într-un interval restrâns de temperatură. Mai precisă este ecuația lui Arrhenius:

   A este o constantă în funcție de natura substanțelor care reacţionează;

   R - constanta universală a gazului 8,314 J/(mol K) = 0,082 l atm/(mol K);

   Ea este energia de activare, adică energia pe care trebuie să o aibă moleculele care se ciocnesc pentru ca ciocnirea să ducă la o transformare chimică.

   Diagrama energetică a unei reacții chimice.

   Reacție exotermă

   Reacție endotermă

   A - reactivi, B - complex activat (stare de tranziție), C - produse.

   Cu cât energia de activare Ea este mai mare, cu atât viteza de reacție crește cu creșterea temperaturii.

   4. Suprafața de contact a substanțelor care reacţionează. Pentru sistemele eterogene (atunci când substanțele sunt în diferite stări de agregare), cu cât suprafața de contact este mai mare, cu atât reacția are loc mai rapid. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora.

   5. Cataliza. Substanțele care participă la reacții și cresc viteza acesteia, rămânând neschimbate la sfârșitul reacției, se numesc catalizatori. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor este asociat cu o scădere a energiei de activare a reacției datorită formării de compuși intermediari. În cataliza omogenă, reactivii și catalizatorul constituie o singură fază (sunt în aceeași stare de agregare), în timp ce în cataliza eterogenă sunt faze diferite (sunt în stări diferite de agregare). În unele cazuri, apariția proceselor chimice nedorite poate fi încetinită brusc prin adăugarea de inhibitori în mediul de reacție (fenomenul „catalizarii negative”).

   Cinetica– știința vitezei reacțiilor chimice.

   Viteza de reacție chimică– numărul de acte elementare de interacțiune chimică care au loc pe unitatea de timp pe unitatea de volum (omogen) sau pe unitatea de suprafață (eterogen).

   Viteza reală de reacție:

   
   

   2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice

   Pentru reacții omogene, eterogene:

   1) concentrația substanțelor care reacţionează;

   2) temperatura;

   3) catalizator;

   4) inhibitor.

   Numai pentru eterogene:

   1) rata de alimentare cu substanțe care reacţionează la interfaţa de fază;

   2) suprafata.

   Factorul principal este natura reactanților - natura legăturilor dintre atomi din moleculele reactanților.

   NO 2 – oxid de azot (IV) – coada de vulpe, CO – monoxid de carbon, monoxid de carbon.

   Dacă sunt oxidați cu oxigen, atunci în primul caz reacția va avea loc instantaneu, de îndată ce deschideți capacul vasului, în al doilea caz reacția se prelungește în timp.

   Concentrația reactanților va fi discutată mai jos.

   

   Opalescența albastră indică momentul precipitării sulfului, cu cât concentrația este mai mare, cu atât viteza este mai mare.

   
   

   Orez. 10

   
   

   Cu cât concentrația de Na 2 S 2 O 3 este mai mare, cu atât reacția durează mai puțin. Graficul (Fig. 10) arată o relație direct proporțională. Dependenţa cantitativă a vitezei de reacţie de concentraţia substanţelor care reacţionează este exprimată prin LMA (legea acţiunii masei), care prevede: viteza unei reacţii chimice este direct proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează.

   Aşa, legea de bază a cineticii este o lege stabilită experimental: viteza unei reacții este proporțională cu concentrația reactanților, exemplu: (adică pentru o reacție)

   

   Pentru această reacție H 2 + J 2 = 2HJ – viteza poate fi exprimată în termeni de modificare a concentrației oricăreia dintre substanțe. Dacă reacția se desfășoară de la stânga la dreapta, atunci concentrația de H2 și J2 va scădea, iar concentrația de HJ va crește pe măsură ce reacția progresează. Pentru viteza de reacție instantanee, putem scrie expresia:

   parantezele pătrate indică concentrarea.

   Sensul fizic k– moleculele sunt în mișcare continuă, se ciocnesc, se despart și lovesc pereții vasului. Pentru ca reacția chimică să formeze HJ să aibă loc, moleculele H2 și J2 trebuie să se ciocnească. Numărul de astfel de ciocniri va fi mai mare, cu cât mai multe molecule de H 2 și J 2 sunt conținute în volum, adică, cu atât valorile [H 2 ] și . Dar moleculele se mișcă cu viteze diferite, iar energia cinetică totală a celor două molecule care se ciocnesc va fi diferită. Dacă cele mai rapide molecule H 2 și J 2 se ciocnesc, energia lor poate fi atât de mare încât moleculele se sparg în atomi de iod și hidrogen, care zboară separat și apoi interacționează cu alte molecule H 2 + J 2 > 2H+2J, apoi H + J 2 > HJ + J. Dacă energia moleculelor care se ciocnesc este mai mică, dar suficient de mare pentru a slăbi legăturile H – H și J – J, va avea loc reacția de formare a iodurii de hidrogen:

   

   Pentru majoritatea moleculelor care se ciocnesc, energia este mai mică decât cea necesară pentru a slăbi legăturile din H2 și J2. Astfel de molecule se vor ciocni „liniștit” și, de asemenea, se vor dispersa „liniștit”, rămânând ceea ce erau, H2 și J2. Astfel, nu toate, ci doar o parte din ciocniri duc la o reacție chimică. Coeficientul de proporționalitate (k) arată numărul de ciocniri efective care duc la o reacție de coliziune la concentrații [H 2 ] = 1 mol. Magnitudinea k–viteza const. Cum poate fi viteza constantă? Da, viteza mișcării rectilinie uniforme este o mărime vectorială constantă egală cu raportul dintre mișcarea unui corp în orice perioadă de timp și valoarea acestui interval. Dar moleculele se mișcă haotic, atunci cum poate fi constantă viteza? Dar o viteză constantă poate fi doar la o temperatură constantă. Odată cu creșterea temperaturii, proporția de molecule rapide ale căror ciocniri conduc la o reacție crește, adică constanta de viteză crește. Dar creșterea constantă a ratei nu este nelimitată. La o anumită temperatură, energia moleculelor va deveni atât de mare încât aproape toate ciocnirile reactanților vor fi eficiente. Când două molecule rapide se ciocnesc, va avea loc o reacție inversă.

   

   Va veni un moment în care ratele de formare a 2HJ din H 2 și J 2 și de descompunere vor fi egale, dar acesta este deja un echilibru chimic. Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților poate fi urmărită folosind reacția tradițională de interacțiune a unei soluții de tiosulfat de sodiu cu o soluție de acid sulfuric.

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

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

   Reacția (1) are loc aproape instantaneu. Viteza de reacție (2) depinde la o temperatură constantă de concentrația reactantului H 2 S 2 O 3. Aceasta este exact reacția pe care am observat-o - în acest caz, viteza este măsurată prin timpul de la începutul soluțiilor pentru a fuziona până la apariția opalescenței. În articol L. M. Kuznetsova Este descrisă reacția tiosulfatului de sodiu cu acidul clorhidric. Ea scrie că atunci când soluțiile sunt drenate, apare opalescența (turbiditatea). Dar această afirmație a lui L.M. Kuznetsova este eronată, deoarece opalescența și turbiditatea sunt două lucruri diferite. Opalescență (din opal și latină escentia– sufix care înseamnă efect slab) – împrăștierea luminii de către mediile tulburi din cauza neomogenității lor optice. Difuzarea luminii– abaterea razelor de lumină care se propagă într-un mediu în toate direcțiile de la direcția inițială. Particulele coloidale sunt capabile să împrăștie lumina (efectul Tyndall-Faraday) - aceasta explică opalescența, o ușoară turbiditate a soluției coloidale. La efectuarea acestui experiment, este necesar să se țină cont de opalescența albastră și apoi de coagularea suspensiei coloidale de sulf. Aceeași densitate a suspensiei se remarcă prin dispariția vizibilă a oricărui model (de exemplu, o grilă pe fundul unei cupe) observată de sus prin stratul de soluție. Timpul este numărat folosind un cronometru din momentul drenării.

   Soluții de Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O și H 2 SO 4.

   Primul se prepară prin dizolvarea a 7,5 g de sare în 100 ml de H 2 O, ceea ce corespunde unei concentrații de 0,3 M. Pentru a prepara o soluție de H 2 SO 4 de aceeași concentrație, trebuie să măsurați 1,8 ml de H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 și se dizolvă în 120 ml de H 2 O. Se toarnă soluția de Na 2 S 2 O 3 preparată în trei pahare: 60 ml în primul, 30 ml în al doilea, 10 ml în al treilea. Se adaugă 30 ml de H2O distilat în al doilea pahar și 50 ml în al treilea pahar. Astfel, în toate cele trei pahare vor fi 60 ml de lichid, dar în primul concentrația de sare este condiționat = 1, în al doilea – ½, iar în al treilea – 1/6. După ce soluțiile au fost preparate, se toarnă 60 ml soluție de H 2 SO 4 în primul pahar cu o soluție de sare și se pornește cronometrul etc. Având în vedere că viteza de reacție scade odată cu diluarea soluției de Na 2 S 2 O 3, se poate determina ca o cantitate invers proporţională cu timpul v = 1/? și construiți un grafic, trasând concentrația pe axa absciselor și viteza de reacție pe axa ordonatelor. Concluzia de aici este că viteza de reacție depinde de concentrația substanțelor. Datele obținute sunt enumerate în Tabelul 3. Acest experiment poate fi efectuat folosind biurete, dar acest lucru necesită multă practică din partea executantului, deoarece graficul poate fi incorect.

   
   

   Tabelul 3

   Viteza si timpul de reactie

   
   
   

   Se confirmă legea Guldberg-Waage - profesor de chimie Gulderg și tânărul om de știință Waage).

   Să luăm în considerare următorul factor - temperatura.

   Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește. Această dependență este descrisă de regula lui Van't Hoff: „Pentru fiecare creștere a temperaturii cu 10 °C, viteza reacțiilor chimice crește de 2 până la 4 ori.”

   

   Unde ? – coeficient de temperatură care arată de câte ori crește viteza de reacție atunci când temperatura crește cu 10 °C;

   v 1 – viteza de reacție la temperatură t1;

   v 2 – viteza de reacție la temperatură t2.

   De exemplu, o reacție la 50 °C durează două minute, cât timp va dura procesul de finalizare la 70 °C dacă coeficientul de temperatură ? = 2?

   t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °C; t2 = 70°C.

   Chiar și o ușoară creștere a temperaturii determină o creștere bruscă a vitezei de reacție a ciocnirilor active ale moleculei. Conform teoriei activării, doar acele molecule a căror energie este mai mare decât energia medie a moleculelor cu o anumită cantitate participă la proces. Această energie în exces este energie de activare. Sensul său fizic este energia necesară pentru ciocnirea activă a moleculelor (rearanjarea orbitală). Numărul de particule active, și deci viteza de reacție, crește cu temperatura conform unei legi exponențiale, conform ecuației Arrhenius, care reflectă dependența constantei de viteză de temperatură.

   Unde A - coeficientul de proporționalitate Arrhenius;

   k– constanta lui Boltzmann;

   E A – energie de activare;

   R – constanta de gaz;

   T- temperatură.

   Un catalizator este o substanță care accelerează viteza unei reacții fără a fi consumată.

   Cataliză– fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența unui catalizator. Există catalize omogene și eterogene. Omogen– dacă reactivii și catalizatorul sunt în aceeași stare de agregare. Eterogen– dacă reactivii și catalizatorul sunt în stări diferite de agregare. Despre cataliză, vezi separat (mai departe).

   Inhibitor– o substanță care încetinește viteza de reacție.

   Următorul factor este suprafața. Cu cât suprafața reactivului este mai mare, cu atât viteza este mai mare. Să luăm în considerare, folosind un exemplu, efectul gradului de dispersie asupra vitezei de reacție.

   CaCO 3 – marmură. Înmuiați marmura cu gresie în acid clorhidric HCI, așteptați cinci minute, se va dizolva complet.

   Marmură pudră - vom face aceeași procedură cu ea, se va dizolva în treizeci de secunde.

   Ecuația pentru ambele procese este aceeași.

   CaC03(s) + HCI (g) = CaCl2(s) + H20 (l) + CO2 (g) ^.

   Deci, atunci când adăugați marmură sub formă de pulbere, timpul este mai mic decât atunci când adăugați marmură din plăci, pentru aceeași masă.

   Odată cu creșterea suprafeței interfeței, crește viteza reacțiilor eterogene.

   În viață întâlnim diferite reacții chimice. Unele dintre ele, precum ruginirea fierului, pot dura câțiva ani. Altele, cum ar fi fermentarea zahărului în alcool, durează câteva săptămâni. Lemnele de foc dintr-o sobă arde în câteva ore, iar benzina dintr-un motor arde într-o fracțiune de secundă.

   Pentru a reduce costurile cu echipamentele, fabricile chimice măresc viteza reacțiilor. Și unele procese, de exemplu, deteriorarea alimentelor și coroziunea metalelor, trebuie să fie încetinite.

   Viteza de reacție chimică poate fi exprimat ca modificarea cantității de materie (n, modulo) pe unitatea de timp (t) - comparați viteza unui corp în mișcare în fizică ca o modificare a coordonatelor pe unitatea de timp: υ = Δx/Δt. Pentru ca viteza să nu depindă de volumul vasului în care are loc reacția, împărțim expresia la volumul substanțelor care reacţionează (v), adică obținem modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum sau modificarea concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

   
   n 2 − n 1 Δn
   υ = –––––––––– = ––––––––– = Δс/Δt (1)
   (t 2 − t 1) v Δt v

   unde c = n / v este concentrația substanței,

   Δ (a se citi „delta”) este o desemnare general acceptată pentru o modificare a valorii.

   Dacă substanțele au coeficienți diferiți în ecuație, viteza de reacție pentru fiecare dintre ele calculată folosind această formulă va fi diferită. De exemplu, 2 moli de dioxid de sulf au reacţionat complet cu 1 mol de oxigen în 10 secunde într-un litru:

   2SO2 + O2 = 2SO3

   Rata de oxigen va fi: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

   Viteza pentru dioxid de sulf: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- acest lucru nu trebuie memorat și spus în timpul examenului, exemplul este dat pentru a nu se încurca dacă apare această întrebare.

   Viteza reacțiilor eterogene (care implică solide) este adesea exprimată pe unitatea de suprafață a suprafețelor de contact:

   
   Δn
   υ = –––––– (2)
   Δt S

   Reacțiile sunt numite eterogene atunci când reactanții sunt în faze diferite:

   • un solid cu un alt solid, lichid sau gaz,
   • două lichide nemiscibile
   • lichid cu gaz.

   Între substanțe apar reacții omogene într-o fază:

   • între lichide bine amestecate,
   • gaze,
   • substanțe în soluții.

   Condiții care afectează viteza reacțiilor chimice

   1) Viteza de reacție depinde de natura reactanţilor. Mai simplu spus, diferite substanțe reacționează la viteze diferite. De exemplu, zincul reacționează violent cu acidul clorhidric, în timp ce fierul reacționează destul de lent.

   2) Cu cât viteza de reacție este mai mare, cu atât mai rapidă concentraţie substante. Zincul va reacționa mult mai mult cu un acid foarte diluat.

   3) Viteza de reacție crește semnificativ odată cu creșterea temperatură. De exemplu, pentru ca combustibilul să ardă, este necesar să-l aprindeți, adică să creșteți temperatura. Pentru multe reacții, o creștere de 10°C a temperaturii este însoțită de o creștere de 2 până la 4 ori a vitezei.

   4) Viteza eterogen reacțiile crește odată cu creșterea suprafeţele substanţelor care reacţionează. Solidele sunt de obicei măcinate în acest scop. De exemplu, pentru ca fierul și pulberile de sulf să reacționeze atunci când sunt încălzite, fierul de călcat trebuie să fie sub formă de rumeguș fin.

   Vă rugăm să rețineți că în acest caz formula (1) este implicită! Formula (2) exprimă viteza pe unitatea de suprafață, prin urmare nu poate depinde de zonă.

   5) Viteza de reacție depinde de prezența catalizatorilor sau inhibitorilor.

   Catalizatori- substante care accelereaza reactiile chimice, dar nu sunt consumate. Un exemplu este descompunerea rapidă a peroxidului de hidrogen cu adăugarea unui catalizator - oxid de mangan (IV):

   2H2O2 = 2H2O + O2

   Oxidul de mangan (IV) rămâne în partea de jos și poate fi reutilizat.

   Inhibitori- substante care incetinesc reactia. De exemplu, inhibitori de coroziune sunt adăugați la un sistem de încălzire a apei pentru a prelungi durata de viață a țevilor și bateriilor. În mașini, inhibitori de coroziune sunt adăugați la lichidul de frână și lichid de răcire.

   Încă câteva exemple.

   Viteza unei reacții chimice depinde de următorii factori:

   1) Natura substanţelor care reacţionează.

   2) Suprafața de contact a reactivilor.

   3) Concentrația reactanților.

   4) Temperatura.

   5) Prezența catalizatorilor.

   Viteza reacțiilor eterogene depinde și de:

   a) dimensiunea interfeței de fază (cu creșterea interfeței de fază crește viteza reacțiilor eterogene);

   b) viteza de alimentare cu reactanți la interfața de fază și viteza de îndepărtare a produselor de reacție din aceasta.

   Factori care afectează viteza unei reacții chimice:

   1. Natura reactivilor. Natura legăturilor chimice din compuși și structura moleculelor acestora joacă un rol important. De exemplu, eliberarea de hidrogen de către zinc dintr-o soluție de acid clorhidric are loc mult mai rapid decât dintr-o soluție de acid acetic, deoarece polaritatea legăturii H-C1 este mai mare decât legătura O-H din molecula CH3COOH, în alte cazuri. cuvinte, datorită faptului că HCl - este un electrolit puternic, iar CH 3 COOH este un electrolit slab în soluție apoasă.

   2. Suprafața de contact a reactivilor. Cu cât suprafața de contact a substanțelor care reacţionează este mai mare, cu atât reacția are loc mai repede. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora. Reacțiile în soluții apar aproape instantaneu.

   3. Concentrația de reactivi. Pentru ca interacțiunea să aibă loc, particulele de substanțe care reacţionează într-un sistem omogen trebuie să se ciocnească. La crestere concentrațiile reactanților viteza reacțiilor crește. Acest lucru se explică prin faptul că, pe măsură ce cantitatea de substanță pe unitatea de volum crește, crește numărul de ciocniri între particulele de substanțe care reacţionează. Numărul de ciocniri este proporțional cu numărul de particule de substanțe care reacţionează în volumul reactorului, adică cu concentrațiile molare ale acestora.

   Se exprimă dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrația reactanților legea acțiunii în masă (Guldberg și Waage, Norvegia, 1867): viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează.

   Pentru reactie:

   aA + bB ↔ cC + dD

   viteza de reacție în conformitate cu legea acțiunii masei este egală cu:

   υ = k[O]υ a[B]υ b,(9)

   unde [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor inițiale;

   k-constanta vitezei de reacție, care este egală cu viteza de reacție la concentrațiile reactanților [A] = [B] = 1 mol/l.

   Constanta vitezei de reacție depinde de natura reactanților, de temperatură, dar nu depinde de concentrația substanțelor.

   Se numește expresia (9). ecuația cinetică a reacției. Ecuațiile cinetice includ concentrațiile de gaze și substanțe dizolvate, dar nu includ concentrațiile de substanțe solide:

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

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

   Folosind ecuații cinetice, puteți calcula modul în care se modifică viteza de reacție atunci când se modifică concentrația reactanților.

   Influența catalizatorului.

   5. Temperatura de reacție. Teoria activă a coliziunii

   Pentru ca un act elementar de interacțiune chimică să aibă loc, particulele care reacţionează trebuie să se ciocnească unele de altele. Cu toate acestea, nu orice coliziune are ca rezultat o reacție chimică. Interacțiunea chimică are loc atunci când particulele se apropie de distanțe la care sunt posibile redistribuirea densității electronice și formarea de noi legături chimice. Particulele care interacționează trebuie să aibă suficientă energie pentru a depăși forțele de respingere care apar între învelișurile lor de electroni.

   Starea de tranziție- o stare a sistemului în care sunt echilibrate distrugerea și crearea conexiunilor. Sistemul rămâne într-o stare de tranziție pentru o perioadă scurtă de timp (10–15 s). Se numește energia care trebuie cheltuită pentru a aduce sistemul într-o stare de tranziție energie de activare. În reacțiile în mai multe etape care includ mai multe stări de tranziție, energia de activare corespunde celei mai mari valori energetice. După depășirea stării de tranziție, moleculele se împrăștie din nou odată cu distrugerea legăturilor vechi și formarea altora noi sau cu transformarea legăturilor originale. Ambele opțiuni sunt posibile, deoarece apar odată cu eliberarea de energie. Există substanțe care pot reduce energia de activare pentru o anumită reacție.

   Moleculele active A 2 și B 2 la ciocnire se combină într-un complex activ intermediar A 2 ... B 2 cu slăbirea și apoi ruperea legăturilor A-A și B-B și întărirea legăturilor A-B.

   „Energia de activare” a reacției pentru formarea НI (168 kJ/mol) este semnificativ mai mică decât energia necesară pentru a rupe complet legătura în moleculele inițiale de Н2 și I2 (571 kJ/mol). Prin urmare, calea de reacție prin formațiune complex activ (activat). energetic mai favorabil decât calea prin ruperea completă a legăturilor din moleculele originale. Marea majoritate a reacțiilor au loc prin formarea de complexe intermediare active. Principiile teoriei complexului activ au fost dezvoltate de G. Eyring și M. Polyani în anii 30 ai secolului XX.

   Energia de activare reprezintă excesul de energie cinetică a particulelor în raport cu energia medie necesară pentru transformarea chimică a particulelor care se ciocnesc. Reacțiile sunt caracterizate prin diferite energii de activare (E a).În majoritatea cazurilor, energia de activare a reacțiilor chimice între molecule neutre variază între 80 și 240 kJ/mol. Pentru valorile proceselor biochimice E a adesea mai scăzut - până la 20 kJ/mol. Acest lucru se explică prin faptul că marea majoritate a proceselor biochimice trec prin stadiul complexelor enzimă-substrat. Barierele energetice limitează reacția. Datorită acestui fapt, în principiu, posibile reacții (cu Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

   Pentru ca o reacție să aibă loc, moleculele trebuie să fie orientate într-un anumit mod și să aibă suficientă energie atunci când se ciocnesc. Probabilitatea unei orientări corecte de coliziune este caracterizată de entropia de activare ∆S a. Redistribuirea densității electronilor în complexul activ este favorizată de condiția când, la ciocnire, moleculele A2 și B2 sunt orientate, așa cum se arată în Fig. 3a, în timp ce cu orientarea prezentată în Fig. 3b, probabilitatea de reacție este chiar mult mai mică - în Fig. 3c.

   

   Orez. 3. Orientări favorabile (a) și nefavorabile (b, c) ale moleculelor A 2 și B 2 la ciocnire

   Ecuația care caracterizează dependența vitezei și reacției de temperatură, energia de activare și entropia de activare are forma:

   (10)

   Unde k- constanta vitezei de reacție;

   O- la o primă aproximare, numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp (secundă) pe unitatea de volum;

   e- baza logaritmilor naturali;

   R- constanta universala a gazului;

   T- temperatura absolută;

   E a- energia de activare;

   ∆S a- modificarea entropiei de activare.

   Ecuația (11) a fost derivată de Arrhenius în 1889. Factorul pre-exponenţial O proporțional cu numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp. Dimensiunea sa coincide cu dimensiunea constantei de viteză și depinde de ordinea totală a reacției.

   Expozant egală cu proporția coliziunilor active din numărul lor total, adică moleculele care se ciocnesc trebuie să aibă suficientă energie de interacțiune. Probabilitatea orientării lor dorite în momentul impactului este proporțională cu .

   Când am discutat despre legea acțiunii masei pentru viteză (9), s-a afirmat în mod specific că constanta vitezei este o valoare constantă care nu depinde de concentrațiile reactivilor. S-a presupus că toate transformările chimice au loc la o temperatură constantă. În același timp, viteza de transformare chimică se poate modifica semnificativ odată cu scăderea sau creșterea temperaturii. Din punctul de vedere al legii acțiunii masei, această modificare a vitezei se datorează dependenței de temperatură a constantei de viteză, deoarece concentrațiile substanțelor care reacţionează se modifică doar ușor din cauza dilatarii termice sau compresiei lichidului.

   Cel mai cunoscut fapt este că viteza reacțiilor crește odată cu creșterea temperaturii. Acest tip de dependență de temperatură a vitezei se numește normal (Fig. 3 a). Acest tip de dependență este caracteristic tuturor reacțiilor simple.

   

   Orez. 3. Tipuri de dependenţă de temperatură a vitezei reacţiilor chimice: a - normal;

   b - anormal; c - enzimatic

   Cu toate acestea, acum sunt bine cunoscute transformările chimice, a căror viteză scade odată cu creșterea temperaturii se numește acest tip de dependență de temperatură a ratei anormal . Un exemplu este reacția în fază gazoasă a oxidului de azot (II) cu brom (Fig. 3 b).

   De interes deosebit pentru medici este dependența de temperatură a vitezei reacțiilor enzimatice, adică reacții care implică enzime. Aproape toate reacțiile care apar în organism aparțin acestei clase. De exemplu, atunci când peroxidul de hidrogen se descompune în prezența enzimei catalaze, viteza de descompunere depinde de temperatură. În intervalul 273-320 LA Dependența de temperatură este normală. Pe măsură ce temperatura crește, viteza crește, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta scade. Când temperatura crește peste 320 LA există o scădere bruscă anormală a vitezei de descompunere a peroxidului. O imagine similară apare și pentru alte reacții enzimatice (Fig. 3c).

   Din ecuația lui Arrhenius pentru k este clar că, din moment ce T inclusă în exponent, viteza unei reacții chimice este foarte sensibilă la schimbările de temperatură. Dependența vitezei unei reacții omogene de temperatură poate fi exprimată prin regula van’t Hoff, conform căreia la fiecare creștere de 10° a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori; un număr care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții odată cu creșterea temperaturii cu 10° se numește coeficientul de temperatură al vitezei de reacție -γ.

   Această regulă este exprimată matematic prin următoarea formulă:

   (12)

   unde γ este coeficientul de temperatură, care arată de câte ori crește viteza de reacție când temperatura crește cu 10 0; υ 1 –t1; υ 2 – viteza de reacție la temperatură t2.

   Pe măsură ce temperatura crește într-o progresie aritmetică, viteza crește într-o progresie geometrică.

   De exemplu, dacă γ = 2,9, atunci cu o creștere a temperaturii cu 100° viteza de reacție crește de 2,9 de 10 ori, i.e. de 40 de mii de ori. Abaterile de la această regulă sunt reacții biochimice, a căror viteză crește de zeci de ori cu o ușoară creștere a temperaturii. Această regulă este valabilă doar pentru o aproximare aproximativă. Reacțiile care implică molecule mari (proteine) se caracterizează printr-un coeficient mare de temperatură. Viteza de denaturare a proteinei (albumină de ou) crește de 50 de ori odată cu creșterea temperaturii cu 10 °C. După atingerea unui anumit maxim (50-60 °C), viteza de reacție scade brusc ca urmare a denaturarii termice a proteinei.

   Pentru multe reacții chimice legea acțiunii masei pentru viteză este necunoscută. În astfel de cazuri, expresia poate fi utilizată pentru a descrie dependența de temperatură a ratei de conversie:

   Pre-exponent Și cu nu depinde de temperatura, ci depinde de concentratie. Unitatea de măsură este mol/l∙s.

   Dependența teoretică permite ca viteza să fie calculată în avans la orice temperatură dacă se cunosc energia de activare și pre-exponențiala. Astfel, influența temperaturii asupra vitezei de transformare chimică este prezisă.

   Reacții complexe

   Principiul independenței. Tot ce s-a discutat mai sus se referă la reacții relativ simple, dar în chimie se întâlnesc adesea așa-numitele reacții complexe. Astfel de reacții le includ pe cele discutate mai jos. La derivarea ecuațiilor cinetice pentru aceste reacții, se utilizează principiul independenței: Dacă într-un sistem au loc mai multe reacții, atunci fiecare dintre ele este independentă de celelalte și viteza sa este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților săi.

   Reacții paralele- Sunt reactii care apar simultan in mai multe directii.

   Descompunerea termică a cloratului de potasiu are loc simultan în două reacții:

   Reacții secvențiale- Acestea sunt reacții care apar în mai multe etape. Acestea sunt majoritatea reacțiilor din chimie.

   .

   Reacții conjugate. Dacă într-un sistem apar mai multe reacții și apariția uneia dintre ele este imposibilă fără cealaltă, atunci aceste reacții se numesc conjugat , și fenomenul în sine - prin inducție .

   2HI + H2CrO4 → I2 + Cr2O3 + H2O.

   Această reacție practic nu este observată în condiții normale, dar dacă FeO este adăugat în sistem, are loc următoarea reacție:

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

   si in acelasi timp are loc prima reactie. Motivul pentru aceasta este formarea în a doua reacție a produselor intermediare implicate în prima reacție:

   FeO2 + H2CrO4 → Cr2O3 + Fe5+;

   HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

   Inducția chimică- un fenomen în care o reacție chimică (secundară) depinde de alta (primară).

   A+ ÎN- primar reacţie,

   A+C- secundar reacţie,

   atunci A este un activator, ÎN- inductor, C - acceptor.

   În timpul inducției chimice, spre deosebire de cataliză, concentrațiile tuturor participanților la reacție scad.

   Factorul de inducție determinată din următoarea ecuație:

   .

   În funcție de mărimea factorului de inducție, sunt posibile următoarele cazuri.

   eu> 0 - procesul de amortizare. Viteza de reacție scade în timp.

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

   Fenomenul de inducție este important deoarece în unele cazuri energia reacției primare poate compensa energia consumată în reacția secundară. Din acest motiv, de exemplu, se dovedește a fi termodinamic posibilă sinteza proteinelor prin policondensarea aminoacizilor.

   Reacții în lanț. Dacă o reacție chimică are loc cu formarea de particule active (ioni, radicali), care, intrând în reacțiile ulterioare, provoacă apariția de noi particule active, atunci această secvență de reacții se numește reacţie în lanţ.

   Formarea radicalilor liberi este asociată cu consumul de energie pentru a rupe legăturile din moleculă. Această energie poate fi transmisă moleculelor prin iluminare, descărcare electrică, încălzire, iradiere cu neutroni, particule α și β. Pentru a efectua reacții în lanț la temperaturi scăzute, în amestecul de reacție se introduc inițiatori - substanțe care formează cu ușurință radicali: vapori de sodiu, peroxizi organici, iod etc.

   Reacția de formare a clorurii de hidrogen din compuși simpli, activată de lumină.

   Reacția totală:

   H2 + C122HC1.

   Etape individuale:

   Сl 2 2Сl∙ fotoactivarea clorului (inițierea)

   Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ dezvoltarea lanțului

   H∙ + Cl 2 = HCl + Cl∙ etc.

   H∙ + Cl∙ = HCl circuit deschis

   Aici H∙ și Cl∙ sunt particule active (radicali).

   În acest mecanism de reacție se pot distinge trei grupe de etape elementare. Prima este o reacție fotochimică nuclearea în lanț. Moleculele de clor, după ce au absorbit o cantitate de lumină, se disociază în atomi liberi care sunt foarte reactivi. Astfel, în timpul nucleării unui lanț are loc formarea de atomi liberi sau radicali din molecule saturate de valență. Procesul de nucleare în lanț este de asemenea numit iniţiere. Atomii de clor, având electroni nepereche, sunt capabili să reacționeze cu hidrogenul molecular, formând molecule de acid clorhidric și hidrogen atomic. Hidrogenul atomic, la rândul său, interacționează cu o moleculă de clor, în urma căreia se formează din nou o moleculă de clorură de hidrogen și clorul atomic etc.

   Aceste procese, caracterizate prin repetarea acelorași etape elementare (legături) și care procedează la conservarea radicalilor liberi, duc la consumul de substanțe inițiale și la formarea produselor de reacție. Astfel de grupuri de reacții se numesc reacţii de dezvoltare (sau continuare) a lanţului.

   Se numește etapa reacției în lanț în care are loc moartea radicalilor liberi circuit deschis. Terminarea lanțului poate apărea ca urmare a recombinării radicalilor liberi, dacă energia eliberată în timpul acestui proces poate fi dată unui al treilea corp: peretele vasului sau moleculele de impurități inerte (etapele 4, 5). De aceea, viteza reacțiilor în lanț este foarte sensibilă la prezența impurităților, la forma și dimensiunea vasului, în special la presiuni scăzute.

   Numărul de verigi elementare din momentul în care lanțul începe să se rupă se numește lungimea lanțului. În exemplul luat în considerare, se formează până la 105 molecule de HCI pentru fiecare cuantum de lumină.

   Sunt numite reacții în lanț în timpul cărora nu există o „multiplicare” a numărului de radicali liberi neramificată sau reacții simple în lanț . În fiecare etapă elementară a unui proces cu lanț neramificat, un radical „da naștere” unei molecule a produsului de reacție și doar unui nou radical (Fig. 41).

   Alte exemple de reacții în lanț simple: a) clorurarea hidrocarburilor parafină Cl∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ etc.; b) reacții de polimerizare radicalică, de exemplu, polimerizarea acetatului de vinil în prezența peroxidului de benzoil, care se descompune ușor în radicali; c) interacţiunea hidrogenului cu bromul, care are loc după un mecanism asemănător reacţiei clorului cu hidrogenul, numai cu lungimea lanţului mai scurtă datorită endotermicităţii sale.

   Dacă, ca urmare a actului de creștere, apar două sau mai multe particule active, atunci această reacție în lanț este ramificată.

   În 1925, N. N. Semenov și colaboratorii săi au descoperit reacții care conțin etape elementare, în urma cărora apar nu una, ci mai multe particule active din punct de vedere chimic - atomi sau radicali. Apariția mai multor noi radicali liberi duce la apariția mai multor lanțuri noi, adică. un lanț se ramifică. Astfel de procese sunt numite reacții în lanț ramificat (Fig. 42).

   Un exemplu de proces cu lanț foarte ramificat este oxidarea hidrogenului la presiuni scăzute și temperaturi de aproximativ 900°C. Mecanismul de reacție poate fi scris după cum urmează.

   1. iniţierea lanţului H 2 + O 2 OH∙ + OH∙

   2. Dezvoltarea lanțului OH∙ + H2 → H2O + H∙

   3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: ramificare a lanțului

   4. O: + H2 → OH∙ +H∙

   5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ continuarea lanțului

   6. Н∙ + Н∙ + perete → Н 2 circuit deschis pe peretele vasului

   7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M circuit deschis în volum.

   M este o moleculă inertă. Radicalul HO 2 ∙, format în timpul unei triple coliziuni, este inactiv și nu poate continua lanțul.

   În prima etapă a procesului, se formează radicali hidroxil, care asigură dezvoltarea unui lanț simplu. În a treia etapă, ca urmare a interacțiunii cu molecula originală a unui radical, se formează doi radicali, iar atomul de oxigen are două valențe libere. Acest lucru asigură ramificarea lanțului.

   Ca urmare a ramificării lanțului, viteza de reacție crește rapid în perioada inițială de timp, iar procesul se termină cu o aprindere-explozie în lanț. Cu toate acestea, reacțiile în lanț ramificat se termină prin explozie numai atunci când viteza de ramificare este mai mare decât viteza de terminare a lanțului. În caz contrar, procesul este lent.

   Când se schimbă condițiile de reacție (modificări ale presiunii, temperaturii, compoziției amestecului, mărimii și stării pereților vasului de reacție etc.), poate avea loc o tranziție de la o reacție lentă la o explozie și invers. Astfel, în reacțiile în lanț există stări limită (critice) la care are loc aprinderea în lanț, de care trebuie să se distingă aprinderea termică care are loc în reacțiile exoterme ca urmare a încălzirii tot mai mari a amestecului de reacție cu îndepărtare slabă a căldurii.

   Oxidarea vaporilor de sulf, fosfor, monoxid de carbon (II), disulfură de carbon etc. are loc printr-un mecanism cu lanț ramificat.

   Teoria modernă a proceselor în lanț a fost dezvoltată de laureați ai Premiului Nobel (1956), academicianul sovietic N. N. Semenov și omul de știință englez Hinshelwood.

   Reacțiile în lanț ar trebui să fie diferențiate de reacțiile catalitice, deși acestea din urmă sunt, de asemenea, de natură ciclică. Cea mai semnificativă diferență între reacțiile în lanț și cele catalitice este că, cu un mecanism în lanț, reacția poate curge în direcția creșterii energiei sistemului datorită reacțiilor spontane. Un catalizator nu provoacă o reacție imposibilă termodinamic. În plus, în reacțiile catalitice nu există etape de proces precum nuclearea și terminarea lanțului.

   Reacții de polimerizare. Un caz special al unei reacții în lanț este o reacție de polimerizare.

   Polimerizare este un proces în care reacția particulelor active (radicali, ioni) cu compuși cu molecul scăzut (monomeri) este însoțită de adăugarea secvențială a acestora din urmă cu creșterea lungimii lanțului material (lungimea moleculei), adică cu formarea unui polimer.

   Monomerii sunt compuși organici, care de obicei conțin legături nesaturate (duble, triple) în moleculă.

   Etapele principale ale procesului de polimerizare:

   1. Iniţiere(sub influența luminii, căldurii etc.):

   A: A→A" + A"- descompunere omolitică cu formare de radicali (valență activă-particule nesaturate).

   A: B→ A - + B +- descompunere heterolitică cu formare de ioni.

   2. Înălțimea lanțului: A" + M→ A.M"

   (sau A - + M→ A.M", sau ÎN + + M→ VM +).

   3. Circuit deschis: AM" + AM"→ polimer

   (sau AM" + B +→ polimer, VM ++ A"→ polimer).

   Viteza unui proces în lanț este întotdeauna mai mare decât cea a unui proces fără lanț.

   Viteza de reacție chimică- modificarea cantităţii uneia dintre substanţele care reacţionează pe unitatea de timp într-o unitate de spaţiu de reacţie.

   Viteza unei reacții chimice este influențată de următorii factori:

   • natura substanțelor care reacţionează;
   • concentrația reactanților;
   • suprafața de contact a substanțelor care reacţionează (în reacţii eterogene);
   • temperatură;
   • acţiunea catalizatorilor.

   Teoria activă a coliziunii ne permite să explicăm influența anumitor factori asupra vitezei unei reacții chimice. Principalele prevederi ale acestei teorii:

   • Reacțiile apar atunci când particulele de reactanți care au o anumită energie se ciocnesc.
   • Cu cât sunt mai multe particule reactante, cu atât sunt mai aproape unele de altele, cu atât sunt mai multe șanse să se ciocnească și să reacționeze.
   • Numai coliziunile eficiente duc la o reacție, adică. acelea în care „legăturile vechi” sunt distruse sau slăbite și, prin urmare, se pot forma altele „noi”. Pentru a face acest lucru, particulele trebuie să aibă suficientă energie.
   • Excesul minim de energie necesar pentru ciocnirea efectivă a particulelor reactante se numește energia de activare Ea.
   • Activitatea substanțelor chimice se manifestă prin energia scăzută de activare a reacțiilor care le implică. Cu cât energia de activare este mai mică, cu atât este mai mare viteza de reacție. De exemplu, în reacțiile dintre cationi și anioni, energia de activare este foarte scăzută, astfel încât astfel de reacții apar aproape instantaneu

   Influența concentrației de reactanți asupra vitezei de reacție

   Pe măsură ce concentrația de reactanți crește, viteza de reacție crește. Pentru ca o reacție să aibă loc, două particule chimice trebuie să vină împreună, astfel încât viteza reacției depinde de numărul de ciocniri dintre ele. O creștere a numărului de particule într-un anumit volum duce la ciocniri mai frecvente și la o creștere a vitezei de reacție.

   O creștere a vitezei de reacție care are loc în faza gazoasă va rezulta dintr-o creștere a presiunii sau o scădere a volumului ocupat de amestec.

   Pe baza datelor experimentale din 1867, oamenii de știință norvegieni K. Guldberg și P. Waage, și independent de ei în 1865, savantul rus N.I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, stabilind dependența vitezei de reacție de concentrațiile reactanților -

   Legea acțiunii în masă (LMA):
   
   Viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în puteri egale cu coeficienţii acestora din ecuaţia reacţiei. („masa efectivă” este un sinonim pentru conceptul modern de „concentrare”)

   aA +bB =cС +dD, Unde k– constanta vitezei de reacție

   ZDM se efectuează numai pentru reacții chimice elementare care au loc într-o singură etapă. Dacă o reacție decurge secvenţial prin mai multe etape, atunci viteza totală a întregului proces este determinată de partea sa cea mai lentă.

   

   Expresii pentru vitezele diferitelor tipuri de reacții

   ZDM se referă la reacții omogene. Dacă reacția este eterogenă (reactivii sunt în diferite stări de agregare), atunci ecuația ZDM include doar reactivi lichizi sau doar gazoși, iar cei solizi sunt excluși, afectând doar constanta de viteză k.

   Molecularitatea reacției este numărul minim de molecule implicate într-un proces chimic elementar. Pe baza molecularității, reacțiile chimice elementare se împart în moleculare (A →) și bimoleculare (A + B →); reacțiile trimoleculare sunt extrem de rare.

   Rata reacțiilor eterogene

   • Depinde de suprafața de contact între substanțe, adică asupra gradului de măcinare a substanțelor și a completitudinii amestecării reactivilor.
   • Un exemplu este arderea lemnului. Un buștean întreg arde relativ lent în aer. Dacă creșteți suprafața de contact dintre lemn și aer, împărțind bușteanul în așchii, viteza de ardere va crește.
   • Fierul piroforic se toarnă pe o foaie de hârtie de filtru. În timpul căderii, particulele de fier devin fierbinți și dau foc hârtiei.

   Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție

   În secolul al XIX-lea, omul de știință olandez Van't Hoff a descoperit experimental că odată cu creșterea temperaturii cu 10 o C, viteza multor reacții crește de 2-4 ori.

   regula lui Van't Hoff

   

   Pentru fiecare creștere de 10 ◦ C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori.

   Aici γ (litera greacă „gamma”) - așa-numitul coeficient de temperatură sau coeficientul van't Hoff, ia valori de la 2 la 4.

   Pentru fiecare reacție specifică se determină experimental coeficientul de temperatură. Arată exact de câte ori viteza unei anumite reacții chimice (și constanta acesteia) crește cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii.

   Regula lui Van't Hoff este folosită pentru a aproxima modificarea constantei vitezei de reacție cu creșterea sau scăderea temperaturii. O relație mai precisă între constanta de viteză și temperatură a fost stabilită de chimistul suedez Svante Arrhenius:

   

   Cum Mai mult E o reacție specifică, deci Mai puțin(la o temperatură dată) va fi constanta de viteză k (și viteza) acestei reacții. O creștere a T duce la o creștere a constantei de viteză, aceasta se explică prin faptul că o creștere a temperaturii duce la o creștere rapidă a numărului de molecule „energetice” capabile să depășească bariera de activare Ea.

   Efectul catalizatorului asupra vitezei de reacție

   Puteți modifica viteza unei reacții folosind substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și o direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică.

   Catalizatori- sunt substanțe care participă la o reacție chimică și cresc viteza acesteia, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate calitativ și cantitativ.

   Inhibitori– substanțe care încetinesc reacțiile chimice.

   Se numește schimbarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia folosind un catalizator cataliză .