Prilikom definisanja koncepta brzina hemijske reakcije potrebno je razlikovati homogene i heterogene reakcije. Ako se reakcija odvija u homogenom sistemu, na primjer, u otopini ili u mje?avini plinova, tada se odvija u cijeloj zapremini sistema. Brzina homogene reakcije naziva se koli?ina supstance koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena u jedinici zapremine sistema. Budu?i da je odnos broja molova supstance i zapremine u kojoj je raspore?ena molarna koncentracija supstance, brzina homogene reakcije se tako?e mo?e definisati kao promjena koncentracije u jedinici vremena bilo koje od tvari: po?etnog reagensa ili produkta reakcije. Kako bi se osiguralo da je rezultat izra?una uvijek pozitivan, bez obzira na to da li ga proizvodi reagens ili proizvod, u formuli se koristi znak “±”:

U zavisnosti od prirode reakcije, vreme se mo?e izraziti ne samo u sekundama, kako zahteva SI sistem, ve? iu minutama ili satima. Tokom reakcije, vrijednost njegove brzine nije konstantna, ve? se kontinuirano mijenja: smanjuje se, jer se koncentracije polaznih tvari smanjuju. Gornji prora?un daje prosje?nu vrijednost brzine reakcije u odre?enom vremenskom intervalu Dt = t 2 – t 1 . Prava (trenutna) brzina je definirana kao granica do koje je omjer D OD/ Dt pri Dt -> 0, tj. prava brzina je jednaka vremenskom izvodu koncentracije.

Za reakciju ?ija jednad?ba sadr?i stehiometrijske koeficijente koji se razlikuju od jedinice, vrijednosti brzine izra?ene za razli?ite tvari nisu iste. Na primjer, za reakciju A + 3B \u003d D + 2E, potro?nja supstance A je jedan mol, supstanca B je tri mola, dolazak supstance E je dva mola. Zbog toga y (A) = 1/3 y (B) = y (D)= 1/2 y (E) ili y (E) . = 2/3 y (AT) .

Ako se reakcija odvija izme?u supstanci koje se nalaze u razli?itim fazama heterogenog sistema, onda se mo?e odvijati samo na granici izme?u ovih faza. Na primjer, interakcija otopine kiseline i komada metala doga?a se samo na povr?ini metala. Brzina heterogene reakcije naziva se koli?ina tvari koja ulazi u reakciju ili nastaje kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici me?ufaza:

.

Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije reaktanata izra?ava se zakonom djelovanja mase: pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu molarnih koncentracija reaktanata podignutih na stepene jednake koeficijentima u formulama ovih supstanci u jednad?bi reakcije. Zatim za reakciju

2A + B -> proizvodi

odnos y ~ · OD A 2 OD B, a za prelazak na jednakost uvodi se koeficijent proporcionalnosti k, zvao konstanta brzine reakcije:

y = k· OD A 2 OD B = k[A] 2 [V]

(molarne koncentracije u formulama mogu se ozna?iti slovom OD sa odgovaraju?im indeksom i formulom supstance u uglastim zagradama). Fizi?ko zna?enje konstante brzine reakcije je brzina reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/L. Dimenzija konstante brzine reakcije zavisi od broja faktora na desnoj strani jedna?ine i mo?e biti od -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2) itd., odnosno takav da se u svakom slu?aju u prora?unima brzina reakcije izra?ava u mol l –1 s –1.

Za heterogene reakcije, jednad?ba zakona djelovanja mase uklju?uje koncentracije samo onih tvari koje su u plinovitoj fazi ili u otopini. Koncentracija tvari u ?vrstoj fazi je konstantna vrijednost i uklju?ena je u konstantu brzine, na primjer, za proces sagorijevanja uglja C + O 2 = CO 2, zapisuje se zakon djelovanja mase:

y = kI const = k·,

gdje k= kI konst.

U sistemima u kojima su jedna ili vi?e supstanci gasovi, brzina reakcije tako?e zavisi od pritiska. Na primjer, kada vodik stupa u interakciju s jodnom parom H 2 + I 2 \u003d 2HI, brzina kemijske reakcije bit ?e odre?ena izrazom:

y = k··.

Ako se pritisak pove?a, na primjer, 3 puta, tada ?e se zapremina koju zauzima sistem smanjiti za istu koli?inu, a posljedi?no ?e se i koncentracije svake od reaguju?ih tvari pove?ati za isti iznos. Brzina reakcije u ovom slu?aju ?e se pove?ati za 9 puta

Temperaturna zavisnost brzine reakcije opisuje van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 stepeni pove?anja temperature, brzina reakcije se pove?ava za 2-4 puta. To zna?i da kako temperatura raste eksponencijalno, brzina kemijske reakcije raste eksponencijalno. Osnova u formuli progresije je temperaturni koeficijent brzine reakcijeg, koji pokazuje koliko se puta pove?ava brzina date reakcije (ili, ?to je isto, konstanta brzine) sa pove?anjem temperature za 10 stepeni. Matemati?ki, van't Hoffovo pravilo se izra?ava formulama:

ili

gdje i su brzine reakcije, respektivno, na po?etnoj t 1 i kona?no t 2 temperature. Van't Hoffovo pravilo se mo?e izraziti i na sljede?i na?in:

; ; ; ,

gdje i su, respektivno, brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi t; i iste su vrijednosti na temperaturi t +10n; n je broj intervala od "deset stepeni" ( n =(t 2 –t 1)/10) za koji se temperatura promijenila (mo?e biti cijeli ili razlomak, pozitivan ili negativan).

Primjeri rje?avanja problema

Primjer 1 Kako ?e se promijeniti brzina reakcije 2SO + O 2 = 2SO 2 koja se odvija u zatvorenoj posudi ako se pritisak udvostru?i?

Rje?enje:

Brzina navedene hemijske reakcije odre?ena je izrazom:

y start = k· [CO] 2 · [O 2 ].

Pove?anje pritiska dovodi do pove?anja koncentracije oba reagensa za faktor 2. Imaju?i to na umu, prepisujemo izraz za zakon masovnog djelovanja:

y 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 y rano

odgovor: Brzina reakcije ?e se pove?ati za 8 puta.

Primjer 2 Izra?unajte koliko ?e se puta pove?ati brzina reakcije ako se temperatura sistema podigne sa 20 °C na 100 °C, uz pretpostavku da je vrijednost temperaturnog koeficijenta brzine reakcije 3.

Rje?enje:

Omjer brzina reakcije na dvije razli?ite temperature povezan je s temperaturnim koeficijentom i promjenom temperature po formuli:

Izra?un:

odgovor: Brzina reakcije ?e se pove?ati za 6561 puta.

Primjer 3 Prilikom prou?avanja homogene reakcije A + 2B = 3D, utvr?eno je da se u roku od 8 minuta nakon reakcije koli?ina supstance A u reaktoru smanjila sa 5,6 mola na 4,4 mola. Zapremina reakcione mase bila je 56 l. Izra?unajte prosje?nu brzinu kemijske reakcije za prou?avani vremenski period za supstance A, B i D.

Rje?enje:

Koristimo formulu u skladu s definicijom koncepta "prosje?ne brzine kemijske reakcije" i zamjenjujemo numeri?ke vrijednosti, dobivaju?i prosje?nu brzinu za reagens A:

Iz jednad?be reakcije slijedi da je, u pore?enju sa brzinom gubitka tvari A, brzina gubitka tvari B dvostruko ve?a, a brzina pove?anja koli?ine proizvoda D tri puta ve?a. posljedi?no:

y (A) = 1/2 y (B)= 1/3 y (D)

i onda y (B) = 2 y (A) \u003d 2 2,68 10 -3 = 6, 36 10 -3 mol l -1 min -1;

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

Odgovor: u(A) = 2,68 10 -3 mol l -1 min -1; y (B) = 6,36 10–3 mol l–1 min–1; y (D) = 8,04 10–3 mol l–1 min–1.

Primjer 4 Da bi se odredila konstanta brzine homogene reakcije A + 2B -> produkti, obavljena su dva eksperimenta pri razli?itim koncentracijama supstance B i izmjerena je brzina reakcije.

Brzina hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije- promjena koli?ine jedne od reaguju?ih supstanci u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. To je klju?ni koncept hemijske kinetike. Brzina kemijske reakcije je uvijek pozitivna, stoga, ako je odre?ena po?etnom tvari (?ija koncentracija opada tijekom reakcije), tada se rezultiraju?a vrijednost mno?i sa -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu ?e izgledati ovako:

. Brzina hemijske reakcije u svakom trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata, podignutim na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije, eksponent pri vrijednosti koncentracije svake supstance ?esto je jednak njenom stehiometrijskom koeficijentu; za slo?ene reakcije ovo se pravilo ne po?tuje. Pored koncentracije, na brzinu hemijske reakcije uti?u i slede?i faktori:

• priroda reaktanata,
• prisustvo katalizatora
• temperatura (van't Hoffovo pravilo),
• pritisak,
• povr?ine reaktanata.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B -> C, onda to primje?ujemo instant brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Knji?evnost

• Kubasov A. A. Kemijska kinetika i kataliza.
• Prigogine I., Defey R. Hemijska termodinamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 str.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kineti?ki modeli kataliti?kih reakcija, Novosibirsk: Nauka (Sibirski ogranak), 1983.- 255 str.

Wikimedia fondacija. 2010 .

Pogledajte koja je "Brzina hemijske reakcije" u drugim rje?nicima:

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova reagovane tvari (pri konstantnom volumenu sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... Veliki enciklopedijski rje?nik

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hem. kinetika, izra?avaju?i odnos koli?ine reagovane supstance (u molovima) i du?ine vremena tokom kojeg je do?lo do interakcije. Budu?i da se koncentracije reaktanata mijenjaju tokom interakcije, brzina je obi?no ... Velika politehni?ka enciklopedija

brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije. Brzina stvaranja produkta reakcije je koli?ina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... enciklopedijski rje?nik

Vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je koli?ina ovog produkta koja nastaje reakcijom po jedinici vremena u jedinici volumena (ako ... ...

Main koncept hem. kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova reagovanog u va (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od po?etnih in ili reakcijskih proizvoda (ako je volumen sistema ...

Za slo?ene reakcije koje se sastoje od nekoliko. faze (jednostavne, ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se po?etni u va pretvaraju u proizvode. Intermedijer u vama u ovim reakcijama mo?e djelovati kao molekule, ... ... Prirodna nauka. enciklopedijski rje?nik

- (engleska nukleofilna supstitucijska reakcija) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi nepodijeljeni elektronski par. Odlaze?a grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve... Wikipedia

Transformacija jedne supstance u drugu, razli?itu od originala po hemijskom sastavu ili strukturi. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i sami hemijski elementi koji ?ine supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x ... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja- linearna brzina kretanja metala na izlazu iz kalupa, m/s. Na modernim ma?inama za crtanje brzina izvla?enja dosti?e 50-80 m/s. Me?utim, ?ak i tokom izvla?enja ?ice, brzina u pravilu ne prelazi 30-40 m/s. U… … Enciklopedijski re?nik metalurgije

Neke hemijske reakcije se odvijaju gotovo trenutno (eksplozija smjese kisik-vodik, reakcije ionske izmjene u vodenoj otopini), druge - brzo (sagorijevanje tvari, interakcija cinka s kiselinom), a druge - polako (r?anje ?eljeza, raspadanje organskih ostataka). Tako su spore reakcije poznate da ih ?ovjek jednostavno ne mo?e primijetiti. Na primjer, transformacija granita u pijesak i glinu odvija se hiljadama godina.

Drugim rije?ima, hemijske reakcije se mogu odvijati na razli?ite na?ine brzina.

Ali ?ta je brza reakcija? Koja je ta?na definicija ove koli?ine i, ?to je najva?nije, njen matemati?ki izraz?

Brzina reakcije je promjena koli?ine tvari u jednoj jedinici vremena u jednoj jedinici volumena. Matemati?ki, ovaj izraz se pi?e kao:

Gdje n 1 in 2 - koli?ina supstance (mol) u trenutku t 1 i t 2, respektivno, u sistemu zapremine V.

Koji znak plus ili minus (±) ?e stajati ispred izraza brzine zavisi od toga da li gledamo na promenu koli?ine koje supstance - proizvoda ili reaktanta.

O?igledno je da u toku reakcije dolazi do potro?nje reagensa, odnosno da se njihov broj smanjuje, stoga za reagense izraz (n 2 - n 1) uvijek ima vrijednost manju od nule. Budu?i da brzina ne mo?e biti negativna vrijednost, u ovom slu?aju se ispred izraza mora staviti znak minus.

Ako gledamo promjenu koli?ine proizvoda, a ne reagensa, tada pred izrazom za izra?unavanje brzine nije potreban znak minus, jer je izraz (n 2 - n 1) u ovom slu?aju uvijek pozitivan , jer koli?ina proizvoda kao rezultat reakcije mo?e se samo pove?ati.

Odnos koli?ine supstance n na volumen u kojem se nalazi ta koli?ina tvari, koja se naziva molarna koncentracija OD:

Dakle, koriste?i koncept molarne koncentracije i njen matemati?ki izraz, mo?emo napisati drugi na?in za odre?ivanje brzine reakcije:

Brzina reakcije je promjena molarne koncentracije tvari kao rezultat kemijske reakcije u jednoj jedinici vremena:

Faktori koji uti?u na brzinu reakcije

?esto je izuzetno va?no znati ?ta odre?uje brzinu odre?ene reakcije i kako na nju utjecati. Na primjer, industrija prerade nafte bukvalno se bori za svakih dodatnih pola posto proizvoda po jedinici vremena. Uostalom, s obzirom na ogromnu koli?inu prera?ene nafte, ?ak pola procenta se ulije u veliki godi?nji finansijski profit. U nekim slu?ajevima izuzetno je va?no usporiti bilo kakvu reakciju, posebno koroziju metala.

Dakle, o ?emu zavisi brzina reakcije? Zavisi, za?udo, od mnogo razli?itih parametara.

Da bismo razumjeli ovo pitanje, prije svega, zamislimo ?ta se doga?a kao rezultat kemijske reakcije, na primjer:

A + B -> C + D

Gore napisana jedna?ina odra?ava proces u kojem molekuli tvari A i B, sudaraju?i se jedni s drugima, formiraju molekule tvari C i D.

To jest, nesumnjivo, da bi se reakcija odvijala, neophodan je barem sudar molekula polaznih tvari. O?igledno, ako pove?amo broj molekula po jedinici zapremine, broj sudara ?e se pove?ati na isti na?in na koji se pove?ava u?estalost va?ih sudara sa putnicima u prepunom autobusu u pore?enju sa polupraznim.

Drugim rije?ima, brzina reakcije raste sa pove?anjem koncentracije reaktanata.

U slu?aju kada su jedan ili vi?e reaktanata plinovi, brzina reakcije raste s pove?anjem tlaka, jer je tlak plina uvijek direktno proporcionalan koncentraciji njegovih sastavnih molekula.

Me?utim, sudar ?estica je neophodan, ali ne i dovoljan uslov za nastavak reakcije. ?injenica je da je, prema prora?unima, broj sudara molekula reaguju?ih supstanci u njihovoj razumnoj koncentraciji toliko velik da se sve reakcije moraju odvijati u trenu. Me?utim, to se u praksi ne de?ava. Sta je bilo?

?injenica je da svaki sudar molekula reaktanata ne?e nu?no biti efikasan. Mnogi sudari su elasti?ni - molekuli se odbijaju jedni od drugih poput loptica. Da bi se reakcija odvijala, molekuli moraju imati dovoljnu kineti?ku energiju. Minimalna energija koju molekuli reaktanata moraju imati da bi se reakcija odigrala naziva se energija aktivacije i ozna?ava se kao E a. U sistemu koji se sastoji od velikog broja molekula postoji energetska distribucija molekula, neki od njih imaju nisku energiju, neki imaju visoku i srednju energiju. Od svih ovih molekula, samo mali dio molekula ima energiju ve?u od energije aktivacije.

Kao ?to je poznato iz kursa fizike, temperatura je zapravo mjera kineti?ke energije ?estica koje ?ine supstancu. Odnosno, ?to se br?e kre?u ?estice koje ?ine tvar, to je njena temperatura vi?a. Dakle, o?ito, podizanjem temperature bitno pove?avamo kineti?ku energiju molekula, uslijed ?ega se pove?ava udio molekula s energijama ve?im od E a, a njihov sudar ?e dovesti do kemijske reakcije.

?injenicu o pozitivnom uticaju temperature na brzinu reakcije empirijski je utvrdio jo? u 19. veku holandski hemi?ar Vant Hof. Na osnovu svog istra?ivanja formulisao je pravilo koje i danas nosi njegovo ime, a ono zvu?i ovako:

Brzina bilo koje kemijske reakcije pove?ava se 2-4 puta s pove?anjem temperature za 10 stupnjeva.

Matemati?ki prikaz ovog pravila je napisan kao:

gdje V 2 i V 1 je brzina na temperaturi t 2 i t 1, respektivno, a g je temperaturni koeficijent reakcije, ?ija vrijednost naj?e??e le?i u rasponu od 2 do 4.

?esto se brzina mnogih reakcija mo?e pove?ati upotrebom katalizatori.

Katalizatori su tvari koje ubrzavaju reakciju bez tro?enja.

Ali kako katalizatori uspijevaju pove?ati brzinu reakcije?

Prisjetimo se energije aktivacije E a . Molekuli s energijama manjim od energije aktivacije ne mogu me?usobno komunicirati u odsustvu katalizatora. Katalizatori mijenjaju put kojim se reakcija odvija, sli?no kao ?to ?e iskusni vodi? prokr?iti rutu ekspedicije ne direktno kroz planinu, ve? uz pomo? obilaznih staza, zbog ?ega ?ak i oni sateliti koji nisu imali dovoljno energija za penjanje na planinu mo?i ?e premjestiti na drugu njenu stranu.

Unato? ?injenici da se katalizator ne tro?i tijekom reakcije, on ipak aktivno u?estvuje u njoj, formiraju?i me?uspojeve s reagensima, ali se do kraja reakcije vra?a u prvobitno stanje.

Osim gore navedenih faktora koji utje?u na brzinu reakcije, ako postoji me?usklop izme?u reagiraju?ih supstanci (heterogena reakcija), brzina reakcije ovisit ?e i o kontaktnoj povr?ini reaktanata. Na primjer, zamislite granulu metalnog aluminija koja je ba?ena u epruvetu koja sadr?i vodeni rastvor hlorovodoni?ne kiseline. Aluminij je aktivan metal koji mo?e reagirati s neoksidiraju?im kiselinama. Sa hlorovodoni?nom kiselinom, jednad?ba reakcije je sljede?a:

2Al + 6HCl -> 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminij je ?vrsta supstanca, ?to zna?i da reagira samo sa hlorovodoni?nom kiselinom na svojoj povr?ini. O?igledno, ako pove?amo povr?inu tako ?to prvo umotamo aluminijsku granulu u foliju, time osiguravamo ve?i broj atoma aluminija dostupnih za reakciju s kiselinom. Kao rezultat toga, brzina reakcije ?e se pove?ati. Sli?no, pove?anje povr?ine ?vrste tvari mo?e se posti?i mljevenjem u prah.

Tako?er, mije?anje ?esto pozitivno utje?e na brzinu heterogene reakcije u kojoj ?vrsta tvar reagira s plinovitom ili teku?inom, ?to je zbog ?injenice da se kao rezultat mije?anja nagomilani molekuli produkta reakcije uklanjaju iz reakciona zona i novi dio molekula reagensa se „podi?e“.

Posljednja stvar koju treba primijetiti je tako?er ogroman utjecaj na brzinu reakcije i prirodu reagensa. Na primjer, ?to je alkalni metal ni?i u periodnom sistemu, to br?e reagira s vodom, fluor najbr?e reagira s plinovitom vodonikom me?u svim halogenima, itd.

Ukratko, brzina reakcije ovisi o sljede?im faktorima:

1) koncentracija reagensa: ?to je ve?a, to je ve?a brzina reakcije

2) temperatura: sa pove?anjem temperature, brzina bilo koje reakcije se pove?ava

3) povr?ina kontakta reaktanata: ?to je ve?a kontaktna povr?ina reaktanata, to je ve?a brzina reakcije

4) mije?anje, ako se reakcija odvija izme?u ?vrste tvari i teku?ine ili plina, mije?anje je mo?e ubrzati.

Hajde da defini?emo osnovni koncept hemijske kinetike - brzinu hemijske reakcije:

Brzina hemijske reakcije je broj elementarnih radnji hemijske reakcije koji se de?avaju u jedinici vremena po jedinici zapremine (za homogene reakcije) ili po jedinici povr?ine (za heterogene reakcije).

Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena.

Prva definicija je najrigoroznija; iz toga slijedi da se brzina kemijske reakcije mo?e izraziti i kao promjena u vremenu bilo kojeg parametra stanja sistema, ovisno o broju ?estica bilo koje tvari koja reaguje, koja se odnosi na jedinicu zapremine ili povr?ine - elektri?na provodljivost, opti?ka gusto?a, dielektri?na konstanta itd. itd. Me?utim, naj?e??e se u hemiji razmatra ovisnost koncentracije reagensa o vremenu. U slu?aju jednostranih (ireverzibilnih) hemijskih reakcija (u daljem tekstu se razmatraju samo jednostrane reakcije), o?igledno je da se koncentracije polaznih supstanci konstantno smanjuju sa vremenom (DS ref.< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (DС прод >0). Pretpostavlja se da je brzina reakcije pozitivna, pa je matemati?ka definicija prosje?na brzina reakcije u vremenskom intervalu Dt zapisuje se na sljede?i na?in:

(II.1)

U razli?itim vremenskim intervalima, prosje?na brzina kemijske reakcije ima razli?ite vrijednosti; prava (trenutna) brzina reakcije definira se kao derivat koncentracije u odnosu na vrijeme:

(II.2)

Grafi?ki prikaz zavisnosti koncentracije reagensa o vremenu je kineti?ka kriva (Slika 2.1).

Rice. 2.1 Kineti?ke krive za po?etne materijale (A) i produkte reakcije (B).

Prava brzina reakcije mo?e se odrediti grafi?ki crtanjem tangente na kineti?ku krivu (slika 2.2); prava brzina reakcije u datom trenutku jednaka je po apsolutnoj vrijednosti tangenti nagiba tangente:

Rice. 2.2 Grafi?ka definicija V ist.

(II.3)

Treba napomenuti da u slu?aju da stehiometrijski koeficijenti u jednad?bi hemijske reakcije nisu isti, brzina reakcije zavisi od promene koncentracije reagensa koji je odre?en. O?igledno, u reakciji

2H 2 + O 2 -> 2H 2 O

koncentracije vodonika, kiseonika i vode variraju u razli?itim stepenima:

DC (H 2) = DC (H 2 O) = 2 DC (O 2).

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature, prirode rastvara?a itd.

Jedan od zadataka kemijske kinetike je odre?ivanje sastava reakcijske smjese (tj. koncentracije svih reaktanata) u bilo kojem trenutku, za ?to je potrebno znati ovisnost brzine reakcije o koncentracijama. Op?enito, ?to je ve?a koncentracija reaktanata, ve?a je i brzina kemijske reakcije. Osnova hemijske kinetike je tzv. osnovni postulat hemijske kinetike:

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u odre?enoj meri.

odnosno za reakciju

AA + bB + dD + ... -> eE + ...

Mo?e se napisati

(II.4)

Koeficijent proporcionalnosti k je konstanta brzine hemijske reakcije. Konstanta brzine je numeri?ki jednaka brzini reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/L.

Ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata utvr?uje se eksperimentalno i naziva se kineti?ka jedna?ina hemijska reakcija. O?igledno, da bi se napisala kineti?ka jednad?ba, potrebno je eksperimentalno odrediti konstantu brzine i eksponente pri koncentracijama reaktanata. Eksponent koncentracije svakog od reaktanata u kineti?koj jednad?bi hemijske reakcije (u jedna?ini (II.4) x, y i z, respektivno) je reakcija privatnog naloga za ovu komponentu. Zbir eksponenata u kineti?koj jednad?bi za hemijsku reakciju (x + y + z) je op?ti redosled reakcija . Treba naglasiti da je red reakcije odre?en samo iz eksperimentalnih podataka i nije povezan sa stehiometrijskim koeficijentima reaktanata u jednad?bi reakcije. Stehiometrijska jedna?ina reakcije je jedna?ina materijalne ravnote?e i ni na koji na?in ne mo?e odrediti prirodu toka ove reakcije u vremenu.

U hemijskoj kinetici uobi?ajeno je da se reakcije klasifikuju prema ukupnom redosledu reakcije. Razmotrimo ovisnost koncentracije reaktanata o vremenu za ireverzibilne (jednosmjerne) reakcije nultog, prvog i drugog reda.

Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora, uklju?uju?i prirodu reaktanata, koncentraciju reaktanata, temperaturu i prisustvo katalizatora. Hajde da razmotrimo ove faktore.

1). Priroda reaktanata. Ako postoji interakcija izme?u tvari s ionskom vezom, tada se reakcija odvija br?e nego izme?u tvari s kovalentnom vezom.

2.) Koncentracija reaktanata. Da bi se odigrala hemijska reakcija, molekuli reaktanata moraju se sudariti. Odnosno, molekule moraju do?i toliko blizu jedna drugoj da atomi jedne ?estice iskuse djelovanje elektri?nih polja druge ?estice. Samo u tom slu?aju bit ?e mogu?i prijelazi elektrona i odgovaraju?a preraspodjela atoma, uslijed ?ega se formiraju molekule novih tvari. Dakle, brzina kemijskih reakcija je proporcionalna broju sudara koji se de?avaju izme?u molekula, a broj sudara je, zauzvrat, proporcionalan koncentraciji reaktanata. Na osnovu eksperimentalnog materijala, norve?ki nau?nici Guldberg i Waage i, nezavisno od njih, ruski nau?nik Beketov 1867. godine formulisali su osnovni zakon hemijske kinetike - zakon masovne akcije(ZDM): pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata na snagu njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Za op?ti slu?aj:

zakon masovne akcije ima oblik:

Zakon djelovanja mase za datu reakciju se zove glavna kineti?ka jedna?ina reakcije. U osnovnoj kineti?koj jedna?ini, k je konstanta brzine reakcije, koja ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.

Ve?ina hemijskih reakcija je reverzibilna. U toku takvih reakcija, njihovi proizvodi, kako se akumuliraju, reaguju jedni s drugima i formiraju po?etne tvari:

Brzina reakcije naprijed:

Stopa povratnih informacija:

U trenutku ravnote?e:

Odavde ?e zakon o deluju?im masama u stanju ravnote?e poprimiti oblik:

,

gdje je K konstanta ravnote?e reakcije.

3) Utjecaj temperature na brzinu reakcije. Brzina hemijskih reakcija se po pravilu pove?ava kada se temperatura prekora?i. Razmotrimo ovo na primjeru interakcije vodika s kisikom.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Na 20°C, brzina reakcije je skoro nula i bilo bi potrebno 54 milijarde godina da interakcija pro?e za 15%. Na 500 0 C, potrebno je 50 minuta da se formira voda, a na 700 0 C reakcija se odvija trenutno.

Izra?ava se zavisnost brzine reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: s porastom temperature za 10 o brzina reakcije se pove?ava za 2 - 4 puta. Van't Hoffovo pravilo je napisano:

4) Utjecaj katalizatora. Brzinom hemijskih reakcija mo?e se kontrolisati katalizatori- tvari koje mijenjaju brzinu reakcije i ostaju nepromijenjene nakon reakcije. Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati pozitivno(brzina reakcije se pove?ava) i negativan(stopa reakcije se smanjuje) kataliza. Ponekad se katalizator formira tokom reakcije, takvi procesi se nazivaju autokataliti?ki. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu.

At homogena U katalizi, katalizator i reaktanti su u istoj fazi. Na primjer:

At heterogena U katalizi, katalizator i reaktanti su u razli?itim fazama. Na primjer:

Heterogena kataliza je povezana sa enzimskim procesima. Sve hemijske procese koji se odvijaju u ?ivim organizmima kataliziraju enzimi, koji su proteini s odre?enim specijaliziranim funkcijama. U rastvorima u kojima se odvijaju enzimski procesi nema tipi?nog heterogenog medijuma, zbog odsustva jasno definisanog me?ufaznog interfejsa. Takvi procesi se nazivaju mikroheterogena kataliza.