Mletím činidiel sa zvyšuje rýchlosť heterogénnych reakcií. Rýchlosť chemickej reakcie

Zadania s komentármi a riešeniami

Príklad 23. Zvýšenie rýchlosti reakcie, ktorej rovnica je 2CO + O 2 = 2CO 2, je uľahčené

1) zvýšenie koncentrácie CO

2) zníženie koncentrácie O 2

3) zníženie tlaku

4) zníženie teploty

Je známe, že rýchlosť chemická reakcia závisí od nasledujúcich faktorov:

Povaha reagujúcich látok (za rovnakých okolností viac účinných látok reaguje rýchlejšie);

Koncentrácie reaktantov (čím vyššia koncentrácia, tým vyššia reakčná rýchlosť);

Teplota (zvýšenie teploty vedie k rýchlejším reakciám);

Prítomnosť katalyzátora (katalyzátor urýchľuje proces);

Tlak (pri reakciách zahŕňajúcich plyny je zvýšenie tlaku ekvivalentné zvýšeniu koncentrácie, preto sa rýchlosť reakcií zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom);

Stupeň mletia pevných látok (čím väčší je stupeň mletia, tým väčšia je povrchová plocha kontaktu pevných činidiel a tým vyššia je rýchlosť reakcie).

Berúc do úvahy tieto faktory, analyzujme navrhované odpovede:

1) zvýšenie koncentrácie CO (východisková látka) skutočne povedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie;

2) zníženie koncentrácie O2 nepovedie k zvýšeniu, ale k zníženiu rýchlosti reakcie;

3) pokles tlaku je v podstate rovnaký ako pokles koncentrácie činidiel, preto sa zníži aj rýchlosť reakcie;

4) zníženie teploty vždy vedie k zníženiu rýchlosti chemickej reakcie.

Príklad 24. Rýchlosť reakcie medzi železom a kyselinou chlorovodíkovou sa zvyšuje

1) pridanie inhibítora

2) zníženie teploty

3) zvýšenie tlaku

4) zvýšenie koncentrácie HCl

Najprv si napíšme reakčnú rovnicu:

Poďme analyzovať navrhované odpovede. Je známe, že pridanie inhibítora znižuje rýchlosť reakcií, pokles teploty má podobný účinok. Zmena tlaku neovplyvňuje rýchlosť tejto reakcie (pretože medzi činidlami nie sú žiadne plynné látky). Preto, aby sa zvýšila rýchlosť reakcie, mala by sa zvýšiť koncentrácia jedného z činidiel, a to kyseliny chlorovodíkovej.

Príklad 25. Neovplyvňuje rýchlosť reakcie medzi kyselinou octovou a etanolom

1) katalyzátor

2) teplota

3) koncentrácia východiskových látok

4) tlak

Kyselina octová a etanol sú kvapaliny. Preto zmeny tlaku neovplyvňujú rýchlosť reakcie medzi týmito látkami, pretože tento faktor ovplyvňuje iba reakcie s plynnými látkami.

Príklad 26. S najvyššia rýchlosť yu reaguje s vodíkom

4) uhlík

Uhlík a síra sú nízkoaktívne nekovy. Pri zahrievaní sa ich aktivita výrazne zvyšuje, s vysoká teplota plynný vodík bude reagovať s pevnou sírou (bod topenia síry je 444 °C) a pevným uhlíkom. Chemická aktivita halogénov je oveľa väčšia ako u iných nekovov (všetky ostatné veci sú rovnaké). Najaktívnejším z halogénov je fluór. Ako je známe, aj stabilné látky ako voda a sklolaminát horia vo fluórovej atmosfére. V skutočnosti vodík a chlór interagujú buď pri zahrievaní, alebo pri jasnom svetle a fluór a vodík explodujú za akýchkoľvek podmienok (dokonca aj pri veľmi nízkych teplotách).

Úlohy pre samostatná práca

79. Kyselina chlorovodíková reaguje najvyššou rýchlosťou s

2) hydroxid sodný (roztok)

3) železo

4) uhličitan železitý

80. Rýchlosť reakcie sa zvyšuje s

1) zvýšenie koncentrácie CO

2) zníženie teploty

3) zvýšený tlak

4) zvýšenie teploty

5) mletie činidiel

81.

A. Interakcia dusíka s vodíkom prebieha rýchlejšie pri vysokom tlaku.

B. Rýchlosť reakcie závisí od teploty.

1) iba A je správne

2) iba B je správne

3) obe tvrdenia sú pravdivé

4) oba rozsudky sú nesprávne

82. Pri izbovej teplote interagujú najvyššou rýchlosťou

83. Rýchla reakcia sa zvýši s

1) zvýšenie koncentrácie oxidu siričitého

2) zvýšenie teploty

3) zníženie teploty

4) zvýšenie tlaku

5) zníženie koncentrácie kyslíka

84. Rýchlosť chemickej reakcie medzi roztokom kyseliny sírovej a železom nie je ovplyvnená

1) zvýšenie koncentrácie kyseliny

2) zmena objemu cievy

3) zvýšenie reakčnej teploty

4) zvýšenie tlaku

5) brúsenie železa

85. Reakcia medzi vodou a

1) sodík

2) vápnik

3) horčík

86. Interakcia s najvyššou rýchlosťou

87. Rýchlosť reakcie, ktorej schéma sa zvyšuje s

1) zvýšenie koncentrácie iónov železa

2) zníženie koncentrácie iónov železa

3) zníženie teploty

4) zvýšenie koncentrácie kyseliny

5) brúsne železo

88. Sú nasledujúce tvrdenia o rýchlosti chemickej reakcie správne?

A. Rýchlosť interakcie zinku s kyslíkom závisí od tlaku kyslíka v systéme.

B. So zvýšením teploty o 10°C sa rýchlosť väčšiny reakcií zvýši 2-4 krát.

1) iba A je správne

2) pravda, len B

3) obe tvrdenia sú pravdivé

4) oba rozsudky sú nesprávne

89. Rýchlosť reakcie nie je ovplyvnená zmenou

1) koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej

2) tlak

3) koncentrácia chloridu sodného

4) koncentrácia siričitanu sodného

5) teplota

90. Za normálnych podmienok nastáva najrýchlejšia reakcia, ktorej rovnica/schéma je

91. Sú nasledujúce tvrdenia o rýchlosti chemickej reakcie správne?

A. Interakcia kyslíka so zinkom prebieha rýchlejšie ako s meďou.

B. Rýchlosť reakcie v roztoku závisí od koncentrácie činidiel.

1) iba A je správne

2) iba B je správne

3) obe tvrdenia sú pravdivé

4) oba rozsudky sú nesprávne

92. Pri izbovej teplote interagujú najnižšou rýchlosťou

1) síran meďnatý (roztok) a hydroxid sodný (roztok)

2) sodík a voda

3) kyslík a zinok

4) kyselina sírová(roztok) a uhličitan vápenatý (sol)

93. Sú nasledujúce tvrdenia o rýchlosti chemickej reakcie správne?

A. Interakcia zinku s kyselinou chlorovodíkovou prebieha rýchlejšie ako s kyselinou fosforečnou s rovnakou koncentráciou.

B. Rýchlosť reakcie v roztoku závisí od objemu nádoby, v ktorej sa reakcia uskutočňuje.

1) iba A je správne

2) iba B je správne

3) obe tvrdenia sú pravdivé

4) oba rozsudky sú nesprávne

Rýchla reakcia je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov:

V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t1)) = ± (DC / Dt)

Kde C 1 a C 2 sú molárne koncentrácie látok v časoch t 1 a t 2, v tomto poradí (znamienko (+) - ak je rýchlosť určená reakčným produktom, znamienko (-) - východisková látka).

Reakcie nastávajú pri zrážke molekúl reagujúcich látok. Jeho rýchlosť je určená počtom kolízií a pravdepodobnosťou, že povedú k transformácii. Počet zrážok je určený koncentráciami reagujúcich látok a pravdepodobnosť reakcie je určená energiou kolidujúcich molekúl.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií.
1. Povaha reagujúcich látok. Charakter hrá veľkú úlohu chemické väzby a štruktúru molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Prerušenie väzieb v molekulách H2 a N2 teda vyžaduje vysoké energie; takéto molekuly sú mierne reaktívne. Prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) vyžaduje menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.
Príklady
Fluór reaguje s vodíkom explozívne pri izbovej teplote, bróm reaguje s vodíkom pomaly pri zahrievaní.
Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2. Koncentrácia. So zvyšujúcou sa koncentráciou (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie ku zrážkam molekúl reagujúcich látok – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.
Zákon hromadnej akcie (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

AA + bB + . . . ®. . .

• [A] a [B] b. . .

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácií reaktantov.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.
Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá vo vyjadrení rýchlosti reakcie.

3. Teplota. Pri každom zvýšení teploty o 10 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo). Keď sa teplota zvýši z t 1 na t 2, zmenu rýchlosti reakcie možno vypočítať pomocou vzorca:

		(t2 - t1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(kde Vt2 a Vt1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t2 a t1, v tomto poradí; g- teplotný koeficient táto reakcia).
Van't Hoffovo pravidlo platí len v úzkom teplotnom rozsahu. Presnejšia je Arrheniova rovnica:

• e -Ea/RT

Kde
A je konštanta v závislosti od povahy reaktantov;
R je univerzálna plynová konštanta;

Ea je aktivačná energia, t.j. energiu, ktorú musia mať zrážané molekuly, aby zrážka viedla k chemickej premene.
Energetický diagram chemickej reakcie.

Exotermická reakcia	Endotermická reakcia

A - činidlá, B - aktivovaný komplex (prechodný stav), C - produkty.
Čím vyššia je aktivačná energia Ea, tým viac sa zvyšuje rýchlosť reakcie so zvyšujúcou sa teplotou.

4. Kontaktná plocha reagujúcich látok. V prípade heterogénnych systémov (keď sú látky v rôznych stavoch agregácie) platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich mletím a v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalýza. Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcií a zvyšujú jej rýchlosť, pričom na konci reakcie zostávajú nezmenené, sa nazývajú katalyzátory. Mechanizmus účinku katalyzátorov je spojený s poklesom aktivačnej energie reakcie v dôsledku tvorby medziproduktov. o homogénna katalýzačinidlá a katalyzátor tvoria jednu fázu (sú v rovnakom stave agregácie), pričom heterogénna katalýza- rôzne fázy (sú v rôznych stavoch agregácie). V niektorých prípadoch je možné výskyt nežiaducich chemických procesov výrazne spomaliť pridaním inhibítorov do reakčného média („fenomén“ negatívna katalýza").

Rýchlosť chemických reakcií, jej závislosť od rôznych faktorov

Homogénne a heterogénne chemické reakcie

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami: pri nízkej rýchlosti pri tvorbe stalaktitov a stalagmitov, pri priemernej rýchlosti pri varení jedla, okamžite pri výbuchu. Reakcie prebiehajú vo vodných roztokoch veľmi rýchlo, takmer okamžite. Zmiešame roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného - síran bárnatý vzniká ihneď ako zrazenina. Síra horí rýchlo, ale nie okamžite, horčík sa rozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej, etylén odfarbuje brómovú vodu. Na železných predmetoch sa pomaly tvorí hrdza, na medených a bronzových výrobkoch povlak, lístie pomaly hnije a zuby sa ničia.

Predpovedanie rýchlosti chemickej reakcie, ako aj objasnenie jej závislosti od podmienok procesu, je úlohou chemická kinetika— veda o vzorcoch chemických reakcií prebiehajúcich v priebehu času.

Ak k chemickým reakciám dochádza v homogénnom prostredí, napríklad v roztoku alebo v plynnej fáze, dochádza k interakcii reagujúcich látok v celom objeme. Takéto reakcie, ako viete, sa nazývajú homogénne.

Rýchlosť homogénnej reakcie ($v_(homogénna)$) je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$

kde $∆n$ je zmena počtu mólov jednej látky (najčastejšie východiskovej látky, ale môže ísť aj o produkt reakcie); $∆t$ — časový interval (s, min.); $V$ je objem plynu alebo roztoku (l).

Keďže pomer látkového množstva k objemu predstavuje molárnu koncentráciu $C$, tak

$(∆n)/(V)=∆C.$

teda rýchlosť homogénnej reakcie je definovaná ako zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

ak sa objem systému nemení. Ak dôjde k reakcii medzi látkami v rôznom stave agregácie (napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou), alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvoriť homogénne médium (napríklad medzi nemiešateľnými kvapalinami), potom k nej dôjde iba na kontaktný povrch látok. Takéto reakcie sú tzv heterogénne.

Heterogénna reakčná rýchlosť je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotkovej ploche:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(s m^2)]$

kde $S$ je povrchová plocha kontaktu medzi látkami ($m^2, cm^2$).

Ak sa počas akejkoľvek prebiehajúcej reakcie experimentálne meria koncentrácia východiskovej látky v rôznych časových bodoch, potom je možné jej zmenu graficky zobraziť pomocou kinetickej krivky pre toto činidlo.

Rýchlosť reakcie nie je konštantná. Naznačili sme len určitú priemernú rýchlosť danej reakcie v určitom časovom intervale.

Predstavte si, že určujeme rýchlosť reakcie

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) zmenami koncentrácie $Н_2$;

b) zmenami koncentrácie $HCl$.

Dostaneme rovnaké hodnoty? Veď z $1$ mol $H_2$ vznikne $2$ mol $HCl$, preto bude rýchlosť v prípade b) dvojnásobná. V dôsledku toho hodnota reakčnej rýchlosti závisí aj od látky, ktorou je určená.

Zmena množstva látky, ktorou sa určuje rýchlosť reakcie, je vonkajším faktorom pozorovaným výskumníkom. V skutočnosti sa všetky procesy vykonávajú na mikroúrovni. Je zrejmé, že na to, aby niektoré častice zareagovali, musia sa najprv zraziť a zraziť sa efektívne: nerozptyľovať sa ako guľôčky rôznymi smermi, ale takým spôsobom, že staré väzby v časticiach sa zničia alebo oslabia a môžu vzniknúť nové a lebo Aby sa to dosiahlo, častice musia mať dostatočnú energiu.

Vypočítané údaje ukazujú, že napríklad v plynoch dosahujú zrážky molekúl pri atmosférickom tlaku miliardy za 1 $ za sekundu, t.j. všetky reakcie by museli nastať okamžite. Ale to nie je pravda. Ukazuje sa, že len veľmi malý zlomok molekúl má potrebnú energiu na to, aby viedli k efektívnym zrážkam.

Minimálna prebytočná energia, ktorú musí mať častica (alebo pár častíc), aby došlo k efektívnej zrážke, sa nazýva aktivačnej energie$E_a$.

Na dráhe všetkých častíc vstupujúcich do reakcie je teda energetická bariéra rovnajúca sa aktivačnej energii $E_a$. Keď je malý, existuje veľa častíc, ktoré ho dokážu prekonať, a rýchlosť reakcie je vysoká. V opačnom prípade je potrebný tlak. Keď prinesiete zápalku na zapálenie alkoholovej lampy, dodáte dodatočnú energiu $E_a$ potrebnú na účinnú zrážku molekúl alkoholu s molekulami kyslíka (prekonanie bariéry).

Na záver dovoľte uzavrieť: veľa možných reakcií sa prakticky nevyskytuje, pretože aktivačná energia je vysoká.

Má veľkú hodnotu pre náš život. Predstavte si, čo by sa stalo, keby všetky termodynamicky povolené reakcie mohli prebiehať bez akejkoľvek energetickej bariéry (aktivačnej energie). Kyslík vo vzduchu by reagoval s čímkoľvek, čo by mohlo horieť alebo jednoducho oxidovať. Všetky organické látky by utrpeli, zmenili by sa na oxid uhličitý $CO_2$ a vodu $H_2O$.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov. Medzi hlavné patria: povaha a koncentrácia reagujúcich látok, tlak (pri reakciách s plynmi), teplota, pôsobenie katalyzátorov a povrch reagujúcich látok v prípade heterogénnych reakcií. Uvažujme o vplyve každého z týchto faktorov na rýchlosť chemickej reakcie.

Teplota

Viete, že keď sa teplota zvýši, vo väčšine prípadov sa rýchlosť chemickej reakcie výrazne zvýši. V 19. storočí Holandský chemik J. H. van't Hoff sformuloval pravidlo:

Zvýšenie teploty o každých $10°C$ vedie k zvýšeniu rýchlosti reakcie 2-4 krát (táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient reakcie).

S rastúcou teplotou sa mierne zvyšuje priemerná rýchlosť molekúl, ich energia a počet zrážok, ale prudko stúpa podiel aktívnych molekúl podieľajúcich sa na efektívnych zrážkach, ktoré prekonávajú energetickú bariéru reakcie.

Matematicky je táto závislosť vyjadrená vzťahom:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

kde $υ_(t_1)$ a $υ_(t_2)$ sú reakčné rýchlosti pri konečnej teplote $t_2$ a počiatočnej teplote $t_1$ a $γ$ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľko krát sa rýchlosť reakcie zvyšuje so zvyšovaním teploty za každých $10°С$.

Aby sa však zvýšila rýchlosť reakcie, zvýšenie teploty nie je vždy použiteľné, pretože východiskové látky sa môžu začať rozkladať, rozpúšťadlá alebo samotné látky sa môžu odparovať.

Koncentrácia reaktantov

Zmena tlaku pri účasti plynných látok na reakcii vedie aj k zmene koncentrácie týchto látok.

Aby došlo k chemickým interakciám medzi časticami, musia sa účinne zraziť. Čím vyššia je koncentrácia reaktantov, tým viac zrážok, a teda aj vyššia rýchlosť reakcie. Napríklad acetylén horí veľmi rýchlo v čistom kyslíku. V tomto prípade sa vyvinie teplota dostatočná na roztavenie kovu. Na základe veľkého množstva experimentálneho materiálu sformulovali v roku 1867 Nóri K. Guldenberg a P. Waage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec N. I. Beketov základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovil závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie. reagujúcich látok.

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.

Tento zákon sa nazýva aj zákon masovej akcie.

Pre reakciu $A+B=D$ je tento zákon vyjadrený takto:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Pre reakciu $2A+B=D$ je tento zákon vyjadrený takto:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Tu $С_А, С_В$ sú koncentrácie látok $А$ a $В$ (mol/l); $k_1$ a $k_2$ sú koeficienty proporcionality nazývané konštanty reakčnej rýchlosti.

Fyzikálny význam konštanty reakčnej rýchlosti nie je ťažké určiť - číselne sa rovná rýchlosti reakcie, pri ktorej sa koncentrácie reaktantov rovnajú $1$ mol/l alebo ich súčin sa rovná jednotke. V tomto prípade je zrejmé, že rýchlostná konštanta reakcie závisí len od teploty a nezávisí od koncentrácie látok.

Zákon hromadného pôsobenia nezohľadňuje koncentráciu reagujúcich látok v pevnom skupenstve, pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie sú zvyčajne konštantné.

Napríklad pre reakciu spaľovania uhlia

výraz reakčnej rýchlosti by mal byť napísaný takto:

$υ=k·C_(O_2)$,

t.j. rýchlosť reakcie je úmerná len koncentrácii kyslíka.

Ak reakčná rovnica opisuje iba celkovú chemickú reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, potom môže rýchlosť takejto reakcie komplexne závisieť od koncentrácií východiskových látok. Táto závislosť je určená experimentálne alebo teoreticky na základe navrhovaného reakčného mechanizmu.

Pôsobenie katalyzátorov

Rýchlosť reakcie je možné zvýšiť použitím špeciálnych látok, ktoré menia mechanizmus reakcie a usmerňujú ju po energeticky priaznivejšej dráhe s nižšou aktivačnou energiou. Nazývajú sa katalyzátory(z lat. katalýza- zničenie).

Katalyzátor pôsobí ako skúsený sprievodca, ktorý vedie skupinu turistov nie cez vysoký priesmyk v horách (jeho zdolanie si vyžaduje veľa úsilia a času a nie je dostupné každému), ale po jemu známych obchádzkových cestách, po ktorých horu sa dá prekonať oveľa ľahšie a rýchlejšie. Je pravda, že pomocou kruhového objazdu sa nedostanete presne tam, kam vedie hlavný priechod. Ale niekedy je to presne to, čo sa vyžaduje! Presne takto sa nazývajú katalyzátory selektívne. Je jasné, že nie je potrebné spaľovať amoniak a dusík, ale pri výrobe kyseliny dusičnej sa používa oxid dusnatý (II).

Katalyzátory sú látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a menia jej rýchlosť alebo smer, ale na konci reakcie zostávajú kvantitatívne a kvalitatívne nezmenené.

Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach a doprave (katalyzátory, ktoré premieňajú oxidy dusíka z výfukových plynov automobilov na neškodný dusík).

Existujú dva typy katalýzy.

Homogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor aj reaktanty v rovnakom stave agregácie (fázy).

Heterogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Napríklad rozklad peroxidu vodíka v prítomnosti pevného katalyzátora na báze oxidu mangánu (IV):

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$

Samotný katalyzátor sa nespotrebuje v dôsledku reakcie, ale ak sa na jeho povrchu adsorbujú iné látky (tzv. katalytické jedy), potom sa povrch stane nefunkčným a je potrebná regenerácia katalyzátora. Preto sa pred uskutočnením katalytickej reakcie východiskové materiály dôkladne prečistia.

Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou sa používa pevný katalyzátor - oxid vanádu (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Pri výrobe metanolu sa používa pevný zinkovo-chrómový katalyzátor ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Biologické katalyzátory fungujú veľmi efektívne - enzýmy. Chemickou povahou sú to proteíny. Vďaka nim prebiehajú zložité chemické reakcie v živých organizmoch pri nízkych teplotách vysokou rýchlosťou. Enzýmy sú obzvlášť špecifické; každý z nich urýchľuje iba svoju vlastnú reakciu, ktorá sa vyskytuje v správnom čase a na správnom mieste s výnosom takmer 100 % $. Vytvorenie umelých katalyzátorov podobných enzýmom je snom chemikov!

Samozrejme ste už počuli o ďalších zaujímavých látkach - inhibítory(z lat. inhibere- zadržať). Oni S vysoká rýchlosť reagovať s aktívnymi časticami za vzniku nízkoaktívnych zlúčenín. V dôsledku toho sa reakcia prudko spomalí a potom sa zastaví. Inhibítory sa často špecificky pridávajú do rôznych látok, aby sa zabránilo nežiaducim procesom.

Inhibítory sa napríklad používajú na stabilizáciu roztokov peroxidu vodíka, monomérov na zabránenie predčasnej polymerizácie a kyseliny chlorovodíkovej, aby sa dala prepravovať v oceľových nádobách. Inhibítory sa nachádzajú aj v živých organizmoch, potláčajú rôzne škodlivé oxidačné reakcie v tkanivových bunkách, ktoré môže spustiť napríklad rádioaktívne žiarenie.

Povaha reagujúcich látok (ich zloženie, štruktúra)

Hodnota aktivačnej energie je faktor, prostredníctvom ktorého povaha reaktantov ovplyvňuje rýchlosť reakcie.

Ak je aktivačná energia malá ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Ak je aktivačná energia vysoká ($> $ 120 kJ/mol), znamená to, že len malý zlomok zrážok medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Rýchlosť takejto reakcie je preto veľmi nízka. Napríklad postup reakcie syntézy amoniaku pri bežných teplotách je takmer nemožné si všimnúť.

Ak majú aktivačné energie stredné hodnoty (40-120 $ kJ/mol), potom budú rýchlosti takýchto reakcií priemerné. Takéto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etylalkoholom, odfarbovanie brómovej vody etylénom, interakciu zinku s kyselinou chlorovodíkovou atď.

Kontaktná plocha reagujúcich látok

Rýchlosť reakcií prebiehajúcich na povrchu látok, t.j. heterogénne, závisí, ak sú ostatné veci rovnaké, od vlastností tohto povrchu. Je známe, že prášková krieda sa v kyseline chlorovodíkovej rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako kúsok kriedy rovnakej hmotnosti.

Zvýšenie rýchlosti reakcie sa vysvetľuje predovšetkým zvýšením kontaktnej plochy východiskových látok, ako aj množstvom ďalších dôvodov, napríklad zničením štruktúry správnej kryštálová mriežka. To vedie k tomu, že častice na povrchu výsledných mikrokryštálov sú oveľa reaktívnejšie ako rovnaké častice na hladkom povrchu.

V priemysle sa na vykonávanie heterogénnych reakcií používa fluidné lôžko na zväčšenie kontaktnej plochy reagujúcich látok, prívod východiskových látok a odvod produktov. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej sa pyrit páli pomocou fluidného lôžka; v organickej chémii sa pomocou fluidného lôžka uskutočňuje katalytické krakovanie ropných produktov a regenerácia (obnovenie) neúspešného (zkoseného) katalyzátora.

Hlavné študované koncepty:

Rýchlosť chemických reakcií

Molárna koncentrácia

Kinetika

Homogénne a heterogénne reakcie

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

Katalyzátor, inhibítor

Katalýza

Reverzibilné a nezvratné reakcie

Chemická rovnováha

Chemické reakcie sú reakcie, v dôsledku ktorých sa z jednej látky získavajú ďalšie látky (z pôvodných látok vznikajú nové látky). Niektoré chemické reakcie prebiehajú v zlomku sekundy (výbuch), zatiaľ čo iné trvajú minúty, dni, roky, desaťročia atď.

Napríklad: spaľovacia reakcia strelného prachu nastáva okamžite so vznietením a výbuchom a reakcia tmavnutia striebra alebo hrdzavenia železa (korózia) prebieha tak pomaly, že jej výsledok je možné sledovať až po dlhšom čase.

Na charakterizáciu rýchlosti chemickej reakcie sa používa pojem rýchlosť chemickej reakcie - υ.

Rýchlosť chemickej reakcie je zmena koncentrácie jedného z reaktantov reakcie za jednotku času.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie:

υ =	od 2 – od 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆t

c 1 – molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 1

c 2 – molárna koncentrácia látky v počiatočnom čase t 2

keďže rýchlosť chemickej reakcie je charakterizovaná zmenou molárnej koncentrácie reaktantov (východiskových látok), potom t 2 > t 1 a c 2 > c 1 (koncentrácia východiskových látok sa s postupom reakcie znižuje) .

Molárna koncentrácia (y)– je množstvo látky na jednotku objemu. Jednotkou merania molárnej koncentrácie je [mol/l].

Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika. Keď človek pozná jeho zákony, môže ovládať chemické procesy a nastaviť ich na určitú rýchlosť.

Pri výpočte rýchlosti chemickej reakcie je potrebné pamätať na to, že reakcie sa delia na homogénne a heterogénne.

Homogénne reakcie– reakcie, ktoré sa vyskytujú v rovnakom prostredí (t. j. reaktanty sú v rovnakom stave agregácie; napríklad: plyn + plyn, kvapalina + kvapalina).

Heterogénne reakcie– ide o reakcie prebiehajúce medzi látkami v heterogénnom prostredí (existuje fázové rozhranie, t. j. reagujúce látky sú v rôznom stave agregácie; napríklad: plyn + kvapalina, kvapalina + pevná látka).

Vyššie uvedený vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie platí len pre homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna, potom sa môže vyskytnúť iba na povrchu reaktantov.

Pre heterogénnu reakciu sa rýchlosť vypočíta pomocou vzorca:

∆ν – zmena látkového množstva

S – oblasť rozhrania

∆ t – čas, počas ktorého reakcia prebiehala

Rýchlosť chemických reakcií závisí od rôznych faktorov: od povahy reaktantov, koncentrácie látok, teploty, katalyzátorov alebo inhibítorov.

Závislosť reakčných rýchlostí od charakteru reagujúcich látok.

Poďme analyzovať túto závislosť rýchlosti reakcie na príklade: dáme kovové granule rovnakej plochy do dvoch skúmaviek obsahujúcich rovnaké množstvo roztoku kyseliny chlorovodíkovej (HCl): do prvej skúmavky granule železa (Fe) a do druhej granule horčíka (Mg). Ako výsledok pozorovaní na základe rýchlosti uvoľňovania vodíka (H2) je možné poznamenať, že horčík reaguje s kyselinou chlorovodíkovou vyššou rýchlosťou ako železo. Rýchlosť tejto chemickej reakcie je ovplyvnená povahou kovu (t. j. horčík je reaktívnejší kov ako železo, a preto s kyselinou reaguje intenzívnejšie).

Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie reaktantov.

Čím vyššia je koncentrácia reagujúcej (východiskovej) látky, tým rýchlejšie reakcia prebieha. Naopak, čím nižšia je koncentrácia reaktantu, tým je reakcia pomalšia.

Napríklad: do jednej skúmavky nalejte koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a do druhej zriedený roztok kyseliny chlorovodíkovej. Do oboch skúmaviek dáme zinkový granulát (Zn). Budeme pozorovať, podľa rýchlosti vývoja vodíka, že reakcia bude prebiehať rýchlejšie v prvej skúmavke, pretože koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej v ňom je väčšia ako v druhej skúmavke.

Na určenie závislosti rýchlosti chemickej reakcie použite zákon pôsobenia (pôsobiacich) más : rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok vyjadrených mocninami, ktoré sa rovnajú ich koeficientom.

Napríklad pre reakciu prebiehajúcu podľa schémy: nA + mB → D, rýchlosť chemickej reakcie je určená vzorcom:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m, Kde

υ x.r - rýchlosť chemickej reakcie

C (A) – A

C (B) – molárna koncentrácia látky IN

n a m – ich koeficienty

k – rýchlostná konštanta chemickej reakcie (referenčná hodnota).

Zákon hromadného pôsobenia neplatí pre látky v pevnom skupenstve, pretože ich koncentrácia je konštantná (vzhľadom na to, že reagujú len na povrchu, ktorý zostáva nezmenený).

Napríklad: na reakciu 2 Cu + O2 = 2 CuO Rýchlosť reakcie je určená vzorcom:

υ h.r. = k C(02)

PROBLÉM: Rýchlostná konštanta pre reakciu 2A + B = D je 0,005. vypočítajte rýchlosť reakcie pri molárnej koncentrácii látky A = 0,6 mol/l, látky B = 0,8 mol/l.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty.

Táto závislosť je určená van't Hoffovo pravidlo (1884): s každým zvýšením teploty o 10 °C sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje v priemere 2–4 krát.

K interakcii vodíka (H 2) a kyslíka (O 2) pri izbovej teplote teda takmer nedochádza, rýchlosť tejto chemickej reakcie je taká nízka. Ale pri teplote 500 C o prebehne táto reakcia za 50 minút a pri teplote 700 C o takmer okamžite.

Vzorec na výpočet rýchlosti chemickej reakcie podľa Van't Hoffovho pravidla:

kde: υ t 1 a υ t 2 - rýchlosti chemických reakcií pri t 2 a t 1

γ je teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 C o.

Zmena rýchlosti reakcie:

2. Do vzorca nahraďte údaje z výpisu problému:

Závislosť reakčných rýchlostí od špeciálnych látok - katalyzátorov a inhibítorov.

Katalyzátor- látka, ktorá zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie, ale sama sa na nej nezúčastňuje.

Inhibítor- látka, ktorá spomaľuje chemickú reakciu, ale sama sa na nej nezúčastňuje.

Príklad: do skúmavky s roztokom 3% peroxidu vodíka (H 2 O 2), ktorá bola zohriata, pridajte tlejúcu triesku - nerozsvieti sa, pretože rýchlosť rozkladnej reakcie peroxidu vodíka na vodu (H 2 O) a kyslík (O 2) je veľmi nízka a výsledný kyslík nestačí na uskutočnenie kvalitatívna reakcia pre kyslík (trvalé spaľovanie). Teraz pridajme do skúmavky trochu čierneho prášku oxidu manganičitého (MnO 2) a uvidíme, že sa začalo rýchle uvoľňovanie bublín plynu (kyslíka) a tlejúca úlomka prinesená do skúmavky jasne vzplanula. Katalyzátorom tejto reakcie je MnO 2, ktorý zrýchlil rýchlosť reakcie, ale sám sa na nej nezúčastnil (to sa dá dokázať vážením katalyzátora pred a po reakcii - jeho hmotnosť sa nezmení).

Jedna z oblastí fyzikálnej chémie, chemická kinetika, študuje rýchlosť chemickej reakcie a podmienky ovplyvňujúce jej zmenu. Skúma tiež mechanizmy týchto reakcií a ich termodynamickú platnosť. Tieto štúdie sú dôležité nielen pre vedecké účely, ale aj pre sledovanie interakcie komponentov v reaktoroch pri výrobe všetkých druhov látok.

Pojem rýchlosti v chémii

Rýchlosť reakcie sa zvyčajne nazýva určitá zmena v koncentráciách zlúčenín, ktoré vstúpili do reakcie (AC) za jednotku času (Δt). Matematický vzorec pre rýchlosť chemickej reakcie je nasledujúci:

ᴠ = ± AC/Δt.

Rýchlosť reakcie sa meria v mol/l∙s, ak prebieha v celom objeme (to znamená, že reakcia je homogénna) a v mol/m2∙s, ak k interakcii dochádza na povrchu oddeľujúcom fázy (t.j. reakcia je heterogénna). Znamienko „-“ vo vzorci označuje zmeny v koncentráciách počiatočných reaktantov a znamienko „+“ označuje meniace sa koncentrácie produktov tej istej reakcie.

Príklady reakcií pri rôznych rýchlostiach

Interakcie chemických látok možno vykonávať pri rôznych rýchlostiach. Rýchlosť rastu stalaktitov, teda tvorby uhličitanu vápenatého, je teda len 0,5 mm za 100 rokov. Niektoré biochemické reakcie prebiehajú pomaly, napríklad fotosyntéza a syntéza bielkovín. Korózia kovov sa vyskytuje pomerne nízkou rýchlosťou.

Stredná rýchlosť sa môže použiť na opísanie reakcií, ktoré si vyžadujú jednu až niekoľko hodín. Príkladom môže byť varenie, ktoré zahŕňa rozklad a premenu zlúčenín obsiahnutých v potravinách. Syntéza jednotlivých polymérov vyžaduje zahrievanie reakčnej zmesi po určitú dobu.

Príkladom chemických reakcií, ktorých rýchlosť je pomerne vysoká, sú neutralizačné reakcie, interakcia hydrogénuhličitanu sodného s roztokom kyseliny octovej, sprevádzaná uvoľňovaním oxidu uhličitého. Môžete tiež spomenúť interakciu dusičnanu bárnatého so síranom sodným, pri ktorej sa pozoruje uvoľňovanie zrazeniny nerozpustného síranu bárnatého.

Veľké množstvo reakcií môže nastať rýchlosťou blesku a sú sprevádzané výbuchom. Klasickým príkladom je interakcia draslíka s vodou.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Stojí za zmienku, že rovnaké látky môžu navzájom reagovať rôznymi rýchlosťami. Napríklad zmes plynného kyslíka a vodíka nemusí pomerne dlho vykazovať známky interakcie, ale keď nádobou zatrasiete alebo na ňu narazíte, reakcia sa stane výbušnou. Preto chemická kinetika identifikuje určité faktory, ktoré majú schopnosť ovplyvniť rýchlosť chemickej reakcie. Tie obsahujú:

• povaha interagujúcich látok;
• koncentrácia činidiel;
• zmena teploty;
• prítomnosť katalyzátora;
• zmena tlaku (pre plynné látky);
• oblasť kontaktu látok (ak hovoríme o heterogénnych reakciách).

Vplyv povahy látky

Takýto významný rozdiel v rýchlostiach chemických reakcií sa vysvetľuje rôznymi hodnotami aktivačnej energie (Ea). Rozumie sa ním určité prebytočné množstvo energie v porovnaní s jej priemernou hodnotou, ktorú molekula potrebuje pri zrážke, aby prebehla reakcia. Meria sa v kJ/mol a hodnoty sú zvyčajne v rozmedzí 50-250.

Všeobecne sa uznáva, že ak E a = 150 kJ/mol pre akúkoľvek reakciu, potom pri n. u. prakticky nevyteká. Táto energia sa vynakladá na prekonanie odpudzovania medzi molekulami látok a na oslabenie väzieb v pôvodných látkach. Inými slovami, aktivačná energia charakterizuje silu chemických väzieb v látkach. Na základe hodnoty aktivačnej energie môžete predbežne odhadnúť rýchlosť chemickej reakcie:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a >120, len veľmi malá časť zrážok častíc povedie k reakcii a jej rýchlosť bude nízka.

Účinok koncentrácie

Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie najpresnejšie charakterizuje zákon hromadného pôsobenia (LMA), ktorý hovorí:

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, ktorých hodnoty sa berú v mocninách zodpovedajúcich ich stechiometrickým koeficientom.

Tento zákon je vhodný pre elementárne jednostupňové reakcie, alebo akékoľvek štádium interakcie látok charakterizovaných zložitým mechanizmom.

Ak potrebujete určiť rýchlosť chemickej reakcie, ktorej rovnicu možno podmienečne zapísať ako:

Potom αA+ bB = ϲС

v súlade s vyššie uvedenou formuláciou zákona možno rýchlosť zistiť pomocou rovnice:

V=k·[A]a·[B]b, kde

a a b sú stechiometrické koeficienty,

[A] a [B] sú koncentrácie východiskových zlúčenín,

k je rýchlostná konštanta uvažovanej reakcie.

Význam koeficientu rýchlosti chemickej reakcie je, že jeho hodnota sa bude rovnať rýchlosti, ak sa koncentrácie zlúčenín rovnajú jednotkám. Treba poznamenať, že pre správny výpočet pomocou tohto vzorca je potrebné vziať do úvahy stav agregácie činidiel. Koncentrácia tuhej látky sa považuje za jednotnú a nie je zahrnutá v rovnici, pretože zostáva počas reakcie konštantná. Do výpočtov podľa ZDM sú teda zahrnuté len koncentrácie kvapalných a plynných látok. Teda pre reakciu výroby oxidu kremičitého z jednoduchých látok opísaných rovnicou

Si (tv) + Ο2(g) = SiΟ2(tv),

rýchlosť bude určená vzorcom:

Typická úloha

Ako by sa zmenila rýchlosť chemickej reakcie oxidu dusnatého s kyslíkom, keby sa koncentrácie východiskových zlúčenín zdvojnásobili?

Riešenie: Tento proces zodpovedá reakčnej rovnici:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

Zapíšme si výrazy pre počiatočnú (ᴠ 1) a konečnú (ᴠ 2) reakčnú rýchlosť:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] a

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

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

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Odpoveď: zvýšená 8-krát.

Vplyv teploty

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty experimentálne určil holandský vedec J. H. Van't Hoff. Zistil, že rýchlosť mnohých reakcií sa zvyšuje 2-4 krát s každým zvýšením teploty o 10 stupňov. Pre toto pravidlo existuje matematický výraz, ktorý vyzerá takto:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, kde

ᴠ 1 a ᴠ 2 - zodpovedajúce rýchlosti pri teplotách Τ 1 a Τ 2;

γ - teplotný koeficient, rovný 2-4.

Toto pravidlo zároveň nevysvetľuje mechanizmus vplyvu teploty na rýchlosť konkrétnej reakcie a nepopisuje celý súbor vzorov. Je logické konštatovať, že so zvyšujúcou sa teplotou sa chaotický pohyb častíc zintenzívňuje a to vyvoláva väčší počet zrážok. To však nijako zvlášť neovplyvňuje účinnosť molekulárnych zrážok, pretože závisí hlavne od aktivačnej energie. Tiež ich priestorová korešpondencia hrá významnú úlohu v účinnosti zrážok častíc.

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty, berúc do úvahy povahu činidiel, sa riadi Arrheniovou rovnicou:

k = Aoe-Ea/RΤ, kde

A o je multiplikátor;

E a - aktivačná energia.

Príklad problému s použitím van't Hoffovho zákona

Ako by sa mala zmeniť teplota, aby sa rýchlosť chemickej reakcie, ktorej teplotný koeficient sa číselne rovná 3, zvýšila 27-krát?

Riešenie. Použime vzorec

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

Z podmienky ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27 a γ = 3. Musíte nájsť ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Transformáciou pôvodného vzorca dostaneme:

V2/Vi = γ AΤ/10.

Dosadíme hodnoty: 27 = 3 ΔΤ/10.

Z toho je zrejmé, že ΔΤ/10 = 3 a ΔΤ = 30.

Odpoveď: teplota by sa mala zvýšiť o 30 stupňov.

Účinok katalyzátorov

Vo fyzikálnej chémii sa rýchlosť chemických reakcií aktívne študuje aj sekciou nazývanou katalýza. Zaujíma ho, ako a prečo relatívne malé množstvá niektorých látok výrazne zvyšujú mieru interakcie iných. Látky, ktoré môžu urýchliť reakciu, ale samy sa pri nej nespotrebúvajú, sa nazývajú katalyzátory.

Je dokázané, že katalyzátory menia samotný mechanizmus chemickej interakcie a prispievajú k vzniku nových prechodných stavov, ktoré sa vyznačujú nižšími výškami energetickej bariéry. To znamená, že pomáhajú znižovať aktivačnú energiu, a preto zvyšujú počet účinných dopadov častíc. Katalyzátor nemôže spôsobiť energeticky nemožnú reakciu.

Peroxid vodíka sa teda môže rozkladať za vzniku kyslíka a vody:

N2Ο2 = N2Ο + Ο2.

Ale táto reakcia je veľmi pomalá a v našich lekárničkách existuje v nezmenenej podobe už dosť dlho. Pri otváraní len veľmi starých fliaš s peroxidom si môžete všimnúť jemné praskanie spôsobené tlakom kyslíka na steny nádoby. Pridanie len niekoľkých zŕn oxidu horečnatého vyvolá aktívne uvoľňovanie plynu.

Rovnaká reakcia rozkladu peroxidu, ale pod vplyvom katalázy, sa vyskytuje pri liečbe rán. Živé organizmy obsahujú veľa rôznych látok, ktoré zvyšujú rýchlosť biochemických reakcií. Zvyčajne sa nazývajú enzýmy.

Opačný vplyv na priebeh reakcií majú inhibítory. Nie je to však vždy zlé. Inhibítory sa používajú na ochranu kovových výrobkov pred koróziou, na predĺženie trvanlivosti potravín, napríklad na zabránenie oxidácii tukov.

Oblasť kontaktu s látkou

V prípade, že k interakcii dôjde medzi zlúčeninami, ktoré majú rôzne stavy agregácie, alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne prostredie (nemiešateľné kvapaliny), potom tento faktor výrazne ovplyvňuje aj rýchlosť chemickej reakcie. Je to spôsobené tým, že heterogénne reakcie prebiehajú priamo na rozhraní medzi fázami interagujúcich látok. Je zrejmé, že čím je táto hranica širšia, tým viac častíc má možnosť sa zraziť a tým rýchlejšie prebieha reakcia.

Napríklad vo forme malých triesok to ide oveľa rýchlejšie ako vo forme polena. Na ten istý účel sa veľa pevných látok pred pridaním do roztoku rozomelie na jemný prášok. Prášková krieda (uhličitan vápenatý) teda pôsobí rýchlejšie s kyselinou chlorovodíkovou ako kus rovnakej hmoty. Táto technika však okrem zväčšenia plochy vedie aj k chaotickému pretrhnutiu kryštálovej mriežky látky, a preto zvyšuje reaktivitu častíc.

Matematicky sa rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie zistí ako zmena množstva látky (Δν), ktorá sa vyskytuje za jednotku času (Δt) na jednotku povrchu.

(S): V = Δν/(S·Δt).

Účinok tlaku

Zmena tlaku v systéme pôsobí iba vtedy, keď sa reakcie zúčastňujú plyny. Zvýšenie tlaku je sprevádzané nárastom molekúl látky na jednotku objemu, to znamená, že jej koncentrácia sa úmerne zvyšuje. Naopak, zníženie tlaku vedie k ekvivalentnému zníženiu koncentrácie činidla. V tomto prípade je vzorec zodpovedajúci ZDM vhodný na výpočet rýchlosti chemickej reakcie.

Úloha. Ako sa zvýši rýchlosť reakcie opísanej rovnicou?

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

ak sa objem uzavretého systému zmenší trikrát (T=konst)?

Riešenie. So znižovaním objemu sa úmerne zvyšuje tlak. Zapíšme si výrazy pre počiatočnú (V 1) a konečnú (V 2) reakčnú rýchlosť:

V1 = k2 [Ο2] a

V2 = k·(3·)2 ·3·[Ο2] = k·9[ΝΟ]2·3[Ο2].

Ak chcete zistiť, koľkokrát je nová rýchlosť väčšia ako počiatočná, mali by ste oddeliť ľavú a pravú stranu výrazov:

V1/V2 = (k9[ΝΟ]23[Ο2])/(k[ΝΟ]2[Ο2]).

Hodnoty koncentrácie a rýchlostné konštanty sa znížia a zostáva:

V2/V1 = 9 3/1 = 27.

Odpoveď: rýchlosť sa zvýšila 27-krát.

Aby sme to zhrnuli, treba poznamenať, že rýchlosť interakcie látok, presnejšie množstvo a kvalita zrážok ich častíc, je ovplyvnená mnohými faktormi. V prvom rade sú to aktivačná energia a geometria molekúl, ktoré je takmer nemožné opraviť. Pokiaľ ide o zostávajúce podmienky, na zvýšenie rýchlosti reakcie by ste mali:

• zvýšiť teplotu reakčného média;
• zvýšiť koncentrácie východiskových zlúčenín;
• zvýšiť tlak v systéme alebo znížiť jeho objem, ak hovoríme o plynoch;
• uviesť rozdielne látky do jedného stavu agregácie (napríklad ich rozpustením vo vode) alebo zväčšiť plochu ich kontaktu.