Sekcie: Chémia

Účel lekcie

• vzdelávacie: pokračovať vo formovaní pojmu "rýchlosť chemických reakcií", odvodiť vzorce na výpočet rýchlosti homogénnych a heterogénnych reakcií, zvážiť, od ktorých faktorov závisí rýchlosť chemických reakcií;
• vyvíja: naučiť sa spracovávať a analyzovať experimentálne údaje; vedieť zistiť vzťah medzi rýchlosťou chemických reakcií a vonkajšími faktormi;
• vzdelávacie: pokračovať v rozvoji komunikačných zručností v rámci párovej a kolektívnej práce; zamerať pozornosť študentov na dôležitosť vedomostí o rýchlosti chemických reakcií vyskytujúcich sa v každodennom živote (korózia kovov, kyslosť mlieka, hniloba atď.)

Učebné pomôcky: D. multimediálny projektor, počítač, diapozitívy o hlavných problémoch vyučovacej hodiny, CD-ROM „Cyril a Metod“, tabuľky na stoloch, protokoly laboratórnych prác, laboratórne vybavenie a reagencie;

Vyučovacie metódy: reprodukčné, výskumné, čiastočne vyhľadávacie;

Forma organizácie tried: rozhovor, praktická práca, samostatná práca, testovanie;

Forma organizácie práce študentov: frontálne, individuálne, skupinové, kolektívne.

1. Organizácia triedy

Triedna pripravenosť na prácu.

2. Príprava na hlavnú etapu zvládnutia vzdelávacieho materiálu. Aktivizácia základných vedomostí a zručností(Snímka 1, pozri prezentáciu k lekcii).

Témou hodiny je „Rýchlosť chemických reakcií. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie.

Úloha: zistiť, aká je rýchlosť chemickej reakcie a od akých faktorov závisí. V priebehu hodiny sa zoznámime s teóriou otázky na vyššie uvedenú tému. V praxi si potvrdíme niektoré naše teoretické predpoklady.

Predpokladaná aktivita študentov

Aktívna práca žiakov ukazuje ich pripravenosť vnímať tému vyučovacej hodiny. Žiaci potrebujú vedomosti o rýchlosti chemickej reakcie z 9. ročníka (vnútropredmetová komunikácia).

Poďme diskutovať o nasledujúcich otázkach (v úvode, snímka 2):

1. Prečo potrebujeme znalosti o rýchlosti chemických reakcií?
2. Aké príklady môžu potvrdiť, že chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami?
3. Ako sa určuje rýchlosť mechanického pohybu? Aká je jednotka pre túto rýchlosť?
4. Ako sa určuje rýchlosť chemickej reakcie?
5. Aké podmienky musia byť vytvorené na spustenie chemickej reakcie?

Zvážte dva príklady (experiment vedie učiteľ).

Na stole sú dve skúmavky, v jednej je roztok alkálie (KOH), v druhej je klinec; Pridajte roztok CuSO4 do oboch skúmaviek. čo vidíme?

Predpokladaná aktivita študentov

Na príkladoch žiaci posudzujú rýchlosť reakcií a vyvodzujú vhodné závery. Zaznamenanie vykonaných reakcií (dvaja študenti) na tabuľu.

V prvej skúmavke sa reakcia objavila okamžite, v druhej - zatiaľ nie sú viditeľné žiadne zmeny.

Zostavte reakčné rovnice (dvaja študenti píšu rovnice na tabuľu):

1. CuS04 + 2KOH \u003d Cu (OH)2 + K2S04; Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2
2. Fe + CuSO4 \u003d FeSO4 + Cu; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

Aký záver môžeme vyvodiť z uskutočnených reakcií? Prečo je jedna reakcia okamžitá a druhá pomalá? K tomu je potrebné mať na pamäti, že existujú chemické reakcie, ktoré prebiehajú v celom objeme reakčného priestoru (v plynoch alebo roztokoch), a ďalšie, ktoré prebiehajú iba na kontaktnom povrchu látok (spaľovanie tuhej látky v plyn, interakcia kovu s kyselinou, soľ menej aktívneho kovu ).

Predpokladaná aktivita študentov

Na základe výsledkov demonštrovaného experimentu študenti uzatvárajú: reakcia 1 je homogénna a reakcia

2 - heterogénne.

Rýchlosti týchto reakcií budú matematicky určené rôznymi spôsobmi.

Štúdium rýchlostí a mechanizmov chemických reakcií sa nazýva chemická kinetika.

3. Asimilácia nových poznatkov a spôsobov konania(Snímka 3)

Rýchlosť reakcie je určená zmenou množstva látky za jednotku času

V jednotke V

(pre homogénne)

Na jednotku kontaktnej plochy látok S (pre heterogénne)

Je zrejmé, že s touto definíciou hodnota reakčnej rýchlosti nezávisí od objemu v homogénnom systéme a od oblasti kontaktu činidiel - v heterogénnom systéme.

Predpokladaná aktivita študentov

Aktívne jednanie študentov s predmetom štúdia. Zadávanie tabuľky do zošita.

Z toho vyplývajú dve dôležité momenty(snímka 4):

2) vypočítaná hodnota rýchlosti bude závisieť od toho, ktorou látkou je určená, a výber druhej závisí od pohodlia a jednoduchosti merania jej množstva.

Napríklad pre reakciu 2H2 + O2 \u003d 2H20: υ (pre H2) \u003d 2 υ (pre O2) \u003d υ (pre H20)

4. Upevnenie primárnych poznatkov o rýchlosti chemickej reakcie

Na konsolidáciu uvažovaného materiálu vyriešime problém výpočtu.

Predpokladaná aktivita študentov

Primárne pochopenie získaných vedomostí o rýchlosti reakcie. Správnosť riešenia problému.

Úloha (snímka 5). Chemická reakcia prebieha v roztoku podľa rovnice: A + B = C. Počiatočné koncentrácie: látky A - 0,80 mol / l, látky B - 1,00 mol / l. Po 20 minútach sa koncentrácia látky A znížila na 0,74 mol/l. Určte: a) priemernú rýchlosť reakcie za toto časové obdobie;

b) koncentrácia látky C po 20 minútach. Riešenie (Príloha 4, snímka 6).

5. Asimilácia nových poznatkov a spôsobov konania(vykonávanie laboratórnych prác v rámci opakovania a štúdia nového materiálu, krok za krokom, príloha 2).

Vieme, že rýchlosť chemickej reakcie ovplyvňujú rôzne faktory. Ktoré?

Predpokladaná aktivita študentov

Spoliehanie sa na znalosti ročníkov 8-9, písanie do zošita v priebehu štúdia látky. Zoznam (snímka 7):

Povaha reaktantov;

teplota;

Koncentrácia reaktantov;

Pôsobenie katalyzátorov;

Kontaktný povrch reaktantov (pri heterogénnych reakciách).

Vplyv všetkých týchto faktorov na rýchlosť reakcie možno vysvetliť pomocou jednoduchej teórie - teória zrážky (snímka 8). Jeho hlavná myšlienka je táto: reakcie nastávajú, keď sa zrážajú častice reaktantov, ktoré majú určitú energiu.

Z toho môžeme vyvodiť nasledujúce závery:

1. Čím viac častíc činidla, čím bližšie sú k sebe, tým je pravdepodobnejšie, že sa zrazia a budú reagovať.
2. Viesť len k reakcii efektívne kolízie, tie. také, v ktorých sú zničené alebo oslabené „staré väzby“, a preto môžu vzniknúť „nové“. Na to však musia mať častice dostatočnú energiu.

Minimálny prebytok energie (nad priemernú energiu častíc v systéme) potrebný na účinnú zrážku častíc v systéme) potrebný na účinnú zrážku častíc reaktantov sa nazývaaktivačnej energie E a.

Predpokladaná aktivita študentov

Pochopenie pojmu a zápis definície do zošita.

Na ceste všetkých častíc vstupujúcich do reakcie je teda nejaká energetická bariéra rovnajúca sa aktivačnej energii. Ak je malý, potom existuje veľa častíc, ktoré ho úspešne prekonajú. Pri veľkej energetickej bariére je na jej prekonanie potrebná dodatočná energia, niekedy stačí poriadna „tlačenka“. Zapaľujem duchovnú lampu - dávam ďalšiu energiu E a, nevyhnutné na prekonanie energetickej bariéry pri reakcii interakcie molekúl alkoholu s molekulami kyslíka.

Zvážte faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť reakcie.

1) Povaha reaktantov(snímka 9).Podstatou reagujúcich látok sa rozumie ich zloženie, štruktúra, vzájomné ovplyvňovanie atómov v anorganických a organických látkach.

Veľkosť aktivačnej energie látok je faktorom, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv charakteru reagujúcich látok na rýchlosť reakcie.

Inštruktáž.

Vlastná formulácia záverov (príloha 3 doma)

Kinetika- náuka o rýchlostiach chemických reakcií.

Rýchlosť chemickej reakcie je počet elementárnych aktov chemická interakcia prúdenie za jednotku času na jednotku objemu (homogénne) alebo na jednotku povrchu (heterogénne).

Skutočná rýchlosť reakcie:

Pre homogénne, heterogénne reakcie:

1) koncentrácia reagujúcich látok;

2) teplota;

3) katalyzátor;

4) inhibítor.

Len pre heterogénne:

1) rýchlosť dodávky reaktantov na rozhranie;

2) plocha povrchu.

Hlavný faktor - povaha reagujúcich látok - povaha väzby medzi atómami v molekulách činidiel.

NO 2 - oxid dusnatý (IV) - líščí chvost, CO - oxid uhoľnatý, oxid uhoľnatý.

Ak sú oxidované kyslíkom, potom v prvom prípade reakcia prebehne okamžite, stojí za to otvoriť zátku nádoby, v druhom prípade sa reakcia predĺži v čase.

Koncentrácia reaktantov bude diskutovaná nižšie.

Modrá opalizácia označuje moment zrážania síry, čím vyššia je koncentrácia, tým vyššia je rýchlosť.

Ryža. desať

Čím väčšia je koncentrácia Na2S203, tým kratší čas reakcia trvá. V grafe (obr. 10) je znázornený priamo úmerný vzťah. Kvantitatívnu závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje MMA (zákon o pôsobení hmoty), ktorý hovorí: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

takže, základný zákon kinetiky je experimentálne stanovený zákon: rýchlosť reakcie je úmerná koncentrácii reaktantov, napríklad: (t.j. pre reakciu)

Pre túto reakciu H 2 + J 2 = 2HJ - rýchlosť môže byť vyjadrená ako zmena koncentrácie ktorejkoľvek z látok. Ak reakcia prebieha zľava doprava, potom sa koncentrácia H 2 a J 2 zníži, koncentrácia HJ sa v priebehu reakcie zvýši. Pre okamžitú rýchlosť reakcií môžete napísať výraz:

hranaté zátvorky označujú koncentráciu.

fyzický význam k– molekuly sú v nepretržitom pohybe, zrážajú sa, rozptyľujú sa, narážajú na steny nádoby. Aby došlo k chemickej reakcii tvorby HJ, musia sa molekuly H 2 a J 2 zraziť. Počet takýchto zrážok bude tým väčší, čím viac molekúl H2 a J2 bude obsiahnutých v objeme, t.j. tým väčšie budú hodnoty [H2] a . Ale molekuly sa pohybujú rôznymi rýchlosťami a celková kinetická energia dvoch kolidujúcich molekúl bude odlišná. Ak sa najrýchlejšie molekuly H 2 a J 2 zrazia, ich energia môže byť taká vysoká, že sa molekuly rozložia na atómy jódu a vodíka, ktoré sa rozletia a následne interagujú s inými molekulami H 2 + J 2 > 2H+2J, potom H+J 2 > HJ + J. Ak je energia kolidujúcich molekúl menšia, ale dostatočne vysoká na to, aby oslabila väzby H - H a J - J, dôjde k reakcii tvorby jódu:

Pre väčšinu kolidujúcich molekúl je energia menšia, než je potrebné na oslabenie väzieb v H2 a J2. Takéto molekuly sa „potichu“ zrážajú a tiež „potichu“ rozptýlia, pričom zostávajú tým, čím boli, H2 a J2. Teda nie všetky, ale len časť zrážok vedie k chemickej reakcii. Koeficient úmernosti (k) vyjadruje počet efektívnych zrážok vedúcich k reakcii pri koncentráciách [H 2 ] = = 1 mol. Hodnota k–konštantná rýchlosť. Ako môže byť rýchlosť konštantná? Áno, rýchlosť rovnomerného priamočiareho pohybu sa nazýva konštantná vektorová veličina rovnajúca sa pomeru pohybu telesa za ľubovoľné časové obdobie k hodnote tohto intervalu. Ale molekuly sa pohybujú náhodne, tak ako môže byť rýchlosť konštantná? Ale konštantná rýchlosť môže byť len pri konštantnej teplote. So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje podiel rýchlych molekúl, ktorých zrážky vedú k reakcii, t.j. zvyšuje sa rýchlostná konštanta. Ale nárast rýchlostnej konštanty nie je neobmedzený. Pri určitej teplote bude energia molekúl taká veľká, že takmer všetky zrážky reaktantov budú účinné. Keď sa zrazia dve rýchle molekuly, dôjde k reverznej reakcii.

Príde okamih, keď budú rýchlosti tvorby 2HJ z H 2 a J 2 a rozkladu rovnaké, ale toto je už chemická rovnováha. Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov možno vysledovať pomocou tradičnej reakcie interakcie roztoku tiosíranu sodného s roztokom kyseliny sírovej.

Na2S203 + H2S04 \u003d Na2S04 + H2S203, (1)

H2S203 \u003d Sv + H20 + SO2^. (2)

Reakcia (1) prebieha takmer okamžite. Rýchlosť reakcie (2) závisí pri konštantnej teplote od koncentrácie reaktantu H2S203. Práve túto reakciu sme pozorovali - v tomto prípade sa rýchlosť meria časom od začiatku nalievania roztokov do objavenia sa opalescencie. V článku L. M. Kuznecovová je opísaná reakcia interakcie tiosíranu sodného s kyselinou chlorovodíkovou. Píše, že pri vypúšťaní roztokov dochádza k opalizácii (zákalu). Toto tvrdenie L. M. Kuznecovovej je však chybné, pretože opalizácia a zakalenie sú odlišné veci. Opalescence (z opálu a lat escentia- prípona znamená slabé pôsobenie) - rozptyl svetla zakalenými médiami v dôsledku ich optickej nehomogenity. Rozptyl svetla- odchýlka svetelných lúčov šíriacich sa v prostredí všetkými smermi od pôvodného smeru. Koloidné častice sú schopné rozptyľovať svetlo (Tyndall-Faradayov efekt) – to vysvetľuje opalescenciu, mierny zákal koloidného roztoku. Pri vykonávaní tohto experimentu je potrebné vziať do úvahy modrú opalescenciu a potom koaguláciu koloidnej suspenzie síry. Rovnaká hustota suspenzie je zaznamenaná zjavným vymiznutím akéhokoľvek vzoru (napríklad mriežky na dne misky), pozorovaného zhora cez vrstvu roztoku. Čas počítajú stopky od okamihu vypustenia.

Roztoky Na2S203 x 5H20 a H2S04.

Prvý sa pripraví rozpustením 7,5 g soli v 100 ml H 2 O, čo zodpovedá koncentrácii 0,3 M. Na prípravu roztoku H 2 SO 4 rovnakej koncentrácie je potrebné odmerať 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 a rozpustite ho v 120 ml H 2 O. Pripravený roztok Na 2 S 2 O 3 nalejte do troch pohárov: do prvého - 60 ml, do druhého - 30 ml, do tretieho - 10 ml. Do druhého pohára pridajte 30 ml destilovanej H2O a do tretieho 50 ml. Vo všetkých troch pohároch teda bude 60 ml tekutiny, ale v prvom je koncentrácia soli podmienene = 1, v druhom - ½ a v treťom - 1/6. Po príprave roztokov nalejte do prvého pohára so soľným roztokom 60 ml roztoku H 2 SO 4 a zapnite stopky atď. Vzhľadom na to, že rýchlosť reakcie klesá so zriedením roztoku Na 2 S 2 O 3, možno určiť ako hodnotu nepriamo úmernú času v= jeden/? a vytvorte graf vynesením koncentrácie na os a rýchlosť reakcie na zvislú osi. Z tohto záveru - rýchlosť reakcie závisí od koncentrácie látok. Získané údaje sú uvedené v tabuľke 3. Tento experiment je možné vykonať pomocou byriet, čo si však vyžaduje od vykonávateľa veľa cviku, pretože harmonogram je niekedy nesprávny.

Tabuľka 3

Rýchlosť a reakčný čas

Potvrdzuje sa Guldbergov-Waageov zákon – profesor chémie Gulderg a mladý vedec Waage).

Zvážte ďalší faktor - teplotu.

So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť väčšiny chemických reakcií. Túto závislosť popisuje van't Hoffovo pravidlo: "Keď teplota stúpa o každých 10 °C, rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje 2-4 krát."

kde ? – teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 ° C;

v 1 - rýchlosť reakcie pri teplote ti;

v 2 - reakčná rýchlosť pri teplote t2.

Napríklad reakcia pri 50 °C prebieha za dve minúty, ako dlho sa proces skončí pri 70 °C, ak teplotný koeficient ? = 2?

t1 = 120 s = 2 min; t1 = 50 °С; t2 = 70 °C.

Už mierne zvýšenie teploty spôsobuje prudký nárast reakčnej rýchlosti aktívnych molekulárnych zrážok. Podľa aktivačnej teórie sa na procese zúčastňujú len tie molekuly, ktorých energia je o určitú hodnotu väčšia ako priemerná energia molekúl. Táto prebytočná energia je aktivačnou energiou. Jeho fyzikálnym významom je energia, ktorá je potrebná na aktívnu zrážku molekúl (preskupenie orbitálov). Počet aktívnych častíc, a tým aj rýchlosť reakcie, sa zvyšuje s teplotou podľa exponenciálneho zákona, podľa Arrheniovej rovnice, ktorá odráža závislosť rýchlostnej konštanty od teploty.

kde ALE - Arrheniov faktor proporcionality;

k– Boltzmannova konštanta;

E A - aktivačná energia;

R- plynová konštanta;

T- teplota.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje rýchlosť reakcie, ale sama sa nespotrebováva.

Katalýza- jav zmeny rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora. Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou. Homogénne- ak sú reaktanty a katalyzátor v rovnakom stave agregácie. Heterogénne– ak sú činidlá a katalyzátor odlišné stavov agregácie. O katalýze pozri samostatne (ďalej).

Inhibítor Látka, ktorá spomaľuje rýchlosť reakcie.

Ďalším faktorom je plocha. Čím väčší je povrch reaktantu, tým väčšia je rýchlosť. Uvažujme napríklad o vplyve stupňa disperzity na rýchlosť reakcie.

CaCO 3 - mramor. Obkladový mramor spustíme do kyseliny chlorovodíkovej HCl, počkáme päť minút, úplne sa rozpustí.

Práškový mramor – urobíme s ním rovnaký postup, rozpustil sa za tridsať sekúnd.

Rovnica pre oba procesy je rovnaká.

CaC03 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl2 (tv) + H20 (1) + C02 (g) ^.

Takže pri pridávaní práškového mramoru je čas kratší ako pri pridávaní dlaždicového mramoru s rovnakou hmotnosťou.

S nárastom rozhrania medzi fázami sa zvyšuje rýchlosť heterogénnych reakcií.

1) Povaha reaktantov . Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidiel. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Čiže prelomiť väzby v molekulách H 2 a N 2 sú potrebné vysoké energie; takéto molekuly nie sú veľmi reaktívne. Rozbiť väzby vo vysoko polárnych molekulách ( HCl, H 2 O) vyžaduje menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa rýchlejšia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.

Príklady

Fluór explozívne reaguje s vodíkom pri izbovej teplote, bróm reaguje s vodíkom pomaly aj pri zahrievaní.

Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2) Koncentrácia . S nárastom koncentrácie (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie k zrážkam molekúl reaktantov – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.

Zákon aktívnych más (K. Guldberg, p. Waage, 1867)

Jeden zo základných zákonov fyzikálnej chémie; stanovuje závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácií reagujúcich látok a pomeru medzi koncentráciami (alebo aktivitami) produktov reakcie a východiskových látok v stave chemickej rovnováhy. Nórski vedci K. Guldberg a P. Vaage, ktorí sformulovali D. m. v rokoch 1864-67 nazvali „účinnú hmotnosť“ látky jej množstvo na jednotku objemu, teda koncentrácia, odtiaľ názov zákona.

Pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.

Pre monomolekulárnu reakciu reakčná rýchlosť  je určená koncentráciou molekúl látky A:

kde k je koeficient proporcionality, ktorý je tzv rýchlostná konštanta reakcia; [A] - molárna koncentrácia látky A.

V prípade bimolekulovej reakcie, jeho rýchlosť je určená koncentráciou molekúl nielen látky A, ale aj látky B:

V prípade trimolekulovej reakcie, rýchlosť reakcie je vyjadrená rovnicou:

Vo všeobecnosti, ak reakcia prebieha v rovnakom čase t molekúl látky A a n molekúl látky B, t.j.

tA + pV = C,

rovnica rýchlosti reakcie je:

Tvar rovnice je daný tým, že nevyhnutnou podmienkou elementárneho aktu reakcie je zrážka molekúl východiskových látok, t.j. ich stretnutie v určitom malom objeme (rádovo veľkosti molekuly). Pravdepodobnosť nájdenia molekuly A v danom momente v danom malom objeme je úmerná [A], t.j. čím väčšia je koncentrácia reagujúcich látok, tým väčšia je rýchlosť reakcie v danom čase.

Konštanta reakčnej rýchlosti k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora a v prípade kvapalného roztoku aj od tlaku; posledná závislosť je významná len pri vysokých tlakoch, ale nezávisí od koncentrácií činidiel.

Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.

Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá do vyjadrenia rýchlosti reakcie.

Príklad

Napíšte výraz pre zákon hromadnej akcie pre nasledujúce reakcie:

a) N 2(d) + 3 H 2(d) = 2 NH 3(d)

b) 2 C (komu) + O 2(d) = 2 CO (G)

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a reakčných podmienok: koncentrácia c, teplota /> t />, /> prítomnosť katalyzátorov, ako aj od niektorých ďalších faktorov (napríklad tlak pri reakciách plynov). , brúsenie na tuhé látky , z rádioaktívnej expozície)./>

Vplyv koncentrácií reaktantov./> Aby látky A a B mohli chemicky interagovať, ich molekuly (častice) sa musia zraziť. Čím viac kolízií, tým rýchlejšie reakcia prebieha. Počet zrážok je tým väčší, čím vyššia je koncentrácia reaktantov. Na základe rozsiahleho experimentálneho materiálu je teda formulovaný základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovuje závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov:

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

Pre reakciu (/> I/>) je tento zákon vyjadrený rovnicou />

v/> = />kc A /> />c B /> , /> (1)/>

kde c A a c B sú koncentrácie látok A a B, mol/l; />k/> - />koeficient/> úmernosť, nazývaná rýchlostná konštanta reakcie. Základný zákon chemickej kinetiky sa často označuje ako zákon pôsobiacich más. />

Z rovnice (1) je ľahké stanoviť fyzický význam rýchlostná konštanta />k/> : číselne sa rovná rýchlosti reakcie, keď sú koncentrácie každej z reaktantov 1 mol/l alebo keď sa ich súčin rovná jednotke./>

Konštanta reakčnej rýchlosti />k/> />závisí od povahy reaktantov a od teploty, ale nezávisí od ich koncentrácie./>

Nazýva sa rovnica (1), ktorá dáva do súvisu rýchlosť reakcie s koncentráciou reaktantov reakčná kinetická rovnica. Ak je experimentálne určená kinetická rovnica reakcie, potom je s jej pomocou možné vypočítať rýchlosti pri iných koncentráciách tých istých reaktantov.

Vplyv teploty/> ./>

Zisťuje sa závislosť rýchlosti reakcie od teploty van't Hoffovo pravidlo:/>

S každým zvýšením teploty o 10° sa rýchlosť väčšiny reakcií zvýši 2-4 krát.

Matematicky je táto závislosť vyjadrená vzťahom />

v t />/> 2/> = />v t /> 1/> γ/> , />

kde />v t /> 1/> />, />v t /> 2/> - /> reakčná rýchlosť na začiatku (/> t/> 1/>) a na konci (/> t/> 2/>) teploty a />γ/> - /> teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty reagujúcich látok o 10 °./>

Van't Hoffovo pravidlo je približné a je použiteľné len na približné posúdenie vplyvu teploty na rýchlosť reakcie. Teplota ovplyvňuje rýchlosť chemickej reakcie zvýšením rýchlostnej konštanty.

Fyzikálna chémia: poznámky z prednášok Berezovchuk A V

2. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Pre homogénne, heterogénne reakcie:

1) koncentrácia reagujúcich látok;

2) teplota;

3) katalyzátor;

4) inhibítor.

Len pre heterogénne:

1) rýchlosť dodávky reaktantov na rozhranie;

2) plocha povrchu.

Hlavný faktor - povaha reagujúcich látok - povaha väzby medzi atómami v molekulách činidiel.

NO 2 - oxid dusnatý (IV) - líščí chvost, CO - oxid uhoľnatý, oxid uhoľnatý.

Ak sú oxidované kyslíkom, potom v prvom prípade reakcia prebehne okamžite, stojí za to otvoriť zátku nádoby, v druhom prípade sa reakcia predĺži v čase.

Koncentrácia reaktantov bude diskutovaná nižšie.

Modrá opalizácia označuje moment zrážania síry, čím vyššia je koncentrácia, tým vyššia je rýchlosť.

Ryža. desať

Čím väčšia je koncentrácia Na2S203, tým kratší čas reakcia trvá. V grafe (obr. 10) je znázornený priamo úmerný vzťah. Kvantitatívnu závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje MMA (zákon o pôsobení hmoty), ktorý hovorí: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

takže, základný zákon kinetiky je experimentálne stanovený zákon: rýchlosť reakcie je úmerná koncentrácii reaktantov, napríklad: (t.j. pre reakciu)

Pre túto reakciu H 2 + J 2 = 2HJ - rýchlosť môže byť vyjadrená ako zmena koncentrácie ktorejkoľvek z látok. Ak reakcia prebieha zľava doprava, potom sa koncentrácia H 2 a J 2 zníži, koncentrácia HJ sa v priebehu reakcie zvýši. Pre okamžitú rýchlosť reakcií môžete napísať výraz:

hranaté zátvorky označujú koncentráciu.

fyzický význam k– molekuly sú v nepretržitom pohybe, zrážajú sa, rozptyľujú sa, narážajú na steny nádoby. Aby došlo k chemickej reakcii tvorby HJ, musia sa molekuly H 2 a J 2 zraziť. Počet takýchto zrážok bude tým väčší, čím viac molekúl H2 a J2 bude obsiahnutých v objeme, t.j. tým väčšie budú hodnoty [H2] a . Ale molekuly sa pohybujú rôznymi rýchlosťami a celková kinetická energia dvoch kolidujúcich molekúl bude odlišná. Ak sa najrýchlejšie molekuly H 2 a J 2 zrazia, ich energia môže byť taká vysoká, že sa molekuly rozložia na atómy jódu a vodíka, ktoré sa rozletia a následne interagujú s inými molekulami H 2 + J 2 ? 2H+2J, potom H+J 2 ? HJ + J. Ak je energia kolidujúcich molekúl menšia, ale dostatočne vysoká na to, aby oslabila väzby H - H a J - J, dôjde k reakcii tvorby jódu:

Pre väčšinu kolidujúcich molekúl je energia menšia, než je potrebné na oslabenie väzieb v H2 a J2. Takéto molekuly sa „potichu“ zrážajú a tiež „potichu“ rozptýlia, pričom zostávajú tým, čím boli, H2 a J2. Teda nie všetky, ale len časť zrážok vedie k chemickej reakcii. Koeficient úmernosti (k) vyjadruje počet efektívnych zrážok vedúcich k reakcii pri koncentráciách [H 2 ] = = 1 mol. Hodnota k–konštantná rýchlosť. Ako môže byť rýchlosť konštantná? Áno, rýchlosť rovnomerného priamočiareho pohybu sa nazýva konštantná vektorová veličina rovnajúca sa pomeru pohybu telesa za ľubovoľné časové obdobie k hodnote tohto intervalu. Ale molekuly sa pohybujú náhodne, tak ako môže byť rýchlosť konštantná? Ale konštantná rýchlosť môže byť len pri konštantnej teplote. So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje podiel rýchlych molekúl, ktorých zrážky vedú k reakcii, t.j. zvyšuje sa rýchlostná konštanta. Ale nárast rýchlostnej konštanty nie je neobmedzený. Pri určitej teplote bude energia molekúl taká veľká, že takmer všetky zrážky reaktantov budú účinné. Keď sa zrazia dve rýchle molekuly, dôjde k reverznej reakcii.

Príde okamih, keď budú rýchlosti tvorby 2HJ z H 2 a J 2 a rozkladu rovnaké, ale toto je už chemická rovnováha. Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov možno vysledovať pomocou tradičnej reakcie interakcie roztoku tiosíranu sodného s roztokom kyseliny sírovej.

Na2S203 + H2S04 \u003d Na2S04 + H2S203, (1)

H2S203 \u003d S3 + H20 + S020. (2)

Reakcia (1) prebieha takmer okamžite. Rýchlosť reakcie (2) závisí pri konštantnej teplote od koncentrácie reaktantu H2S203. Práve túto reakciu sme pozorovali - v tomto prípade sa rýchlosť meria časom od začiatku nalievania roztokov do objavenia sa opalescencie. V článku L. M. Kuznecovová je opísaná reakcia interakcie tiosíranu sodného s kyselinou chlorovodíkovou. Píše, že pri vypúšťaní roztokov dochádza k opalizácii (zákalu). Toto tvrdenie L. M. Kuznecovovej je však chybné, pretože opalizácia a zakalenie sú odlišné veci. Opalescence (z opálu a lat escentia- prípona znamená slabé pôsobenie) - rozptyl svetla zakalenými médiami v dôsledku ich optickej nehomogenity. Rozptyl svetla- odchýlka svetelných lúčov šíriacich sa v prostredí všetkými smermi od pôvodného smeru. Koloidné častice sú schopné rozptyľovať svetlo (Tyndall-Faradayov efekt) – to vysvetľuje opalescenciu, mierny zákal koloidného roztoku. Pri vykonávaní tohto experimentu je potrebné vziať do úvahy modrú opalescenciu a potom koaguláciu koloidnej suspenzie síry. Rovnaká hustota suspenzie je zaznamenaná zjavným vymiznutím akéhokoľvek vzoru (napríklad mriežky na dne misky), pozorovaného zhora cez vrstvu roztoku. Čas počítajú stopky od okamihu vypustenia.

Roztoky Na2S203 x 5H20 a H2S04.

Prvý sa pripraví rozpustením 7,5 g soli v 100 ml H 2 O, čo zodpovedá koncentrácii 0,3 M. Na prípravu roztoku H 2 SO 4 rovnakej koncentrácie je potrebné odmerať 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 a rozpustite ho v 120 ml H 2 O. Pripravený roztok Na 2 S 2 O 3 nalejte do troch pohárov: do prvého - 60 ml, do druhého - 30 ml, do tretieho - 10 ml. Do druhého pohára pridajte 30 ml destilovanej H2O a do tretieho 50 ml. Vo všetkých troch pohároch teda bude 60 ml tekutiny, ale v prvom je koncentrácia soli podmienene = 1, v druhom - ½ a v treťom - 1/6. Po príprave roztokov nalejte do prvého pohára so soľným roztokom 60 ml roztoku H 2 SO 4 a zapnite stopky atď. Vzhľadom na to, že rýchlosť reakcie klesá so zriedením roztoku Na 2 S 2 O 3, možno určiť ako hodnotu nepriamo úmernú času v= jeden/? a vytvorte graf vynesením koncentrácie na os a rýchlosť reakcie na zvislú osi. Z tohto záveru - rýchlosť reakcie závisí od koncentrácie látok. Získané údaje sú uvedené v tabuľke 3. Tento experiment je možné vykonať pomocou byriet, čo si však vyžaduje od vykonávateľa veľa cviku, pretože harmonogram je niekedy nesprávny.

Tabuľka 3

Rýchlosť a reakčný čas

Potvrdzuje sa Guldbergov-Waageov zákon – profesor chémie Gulderg a mladý vedec Waage).

Zvážte ďalší faktor - teplotu.

So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť väčšiny chemických reakcií. Túto závislosť popisuje van't Hoffovo pravidlo: "Keď teplota stúpa o každých 10 °C, rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje 2-4 krát."

kde ? – teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 ° C;

v 1 - rýchlosť reakcie pri teplote ti;

v 2 - reakčná rýchlosť pri teplote t2.

Napríklad reakcia pri 50 °C prebieha za dve minúty, ako dlho sa proces skončí pri 70 °C, ak teplotný koeficient ? = 2?

t1 = 120 s = 2 min; t1 = 50 °С; t2 = 70 °C.

Už mierne zvýšenie teploty spôsobuje prudký nárast reakčnej rýchlosti aktívnych molekulárnych zrážok. Podľa aktivačnej teórie sa na procese zúčastňujú len tie molekuly, ktorých energia je o určitú hodnotu väčšia ako priemerná energia molekúl. Táto prebytočná energia je aktivačnou energiou. Jeho fyzikálnym významom je energia, ktorá je potrebná na aktívnu zrážku molekúl (preskupenie orbitálov). Počet aktívnych častíc, a tým aj rýchlosť reakcie, sa zvyšuje s teplotou podľa exponenciálneho zákona, podľa Arrheniovej rovnice, ktorá odráža závislosť rýchlostnej konštanty od teploty.

kde ALE - Arrheniov faktor proporcionality;

k– Boltzmannova konštanta;

E A - aktivačná energia;

R- plynová konštanta;

T- teplota.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje rýchlosť reakcie, ale sama sa nespotrebováva.

Katalýza- jav zmeny rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora. Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou. Homogénne- ak sú reaktanty a katalyzátor v rovnakom stave agregácie. Heterogénne– ak sú reaktanty a katalyzátor v rôznych stavoch agregácie. O katalýze pozri samostatne (ďalej).

Inhibítor Látka, ktorá spomaľuje rýchlosť reakcie.

Ďalším faktorom je plocha. Čím väčší je povrch reaktantu, tým väčšia je rýchlosť. Uvažujme napríklad o vplyve stupňa disperzity na rýchlosť reakcie.

CaCO 3 - mramor. Obkladový mramor spustíme do kyseliny chlorovodíkovej HCl, počkáme päť minút, úplne sa rozpustí.

Práškový mramor – urobíme s ním rovnaký postup, rozpustil sa za tridsať sekúnd.

Rovnica pre oba procesy je rovnaká.

CaC03 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl2 (tv) + H20 (1) + C02 (g) ?.

Takže pri pridávaní práškového mramoru je čas kratší ako pri pridávaní dlaždicového mramoru s rovnakou hmotnosťou.

S nárastom rozhrania medzi fázami sa zvyšuje rýchlosť heterogénnych reakcií.

2. Rovnica izotermy chemickej reakcie Ak reakcia prebieha reverzibilne, potom? G= 0. 0 a viete vypočítať zmenu?G. kde? - priebeh reakcie - hodnota, ktorá ukazuje, koľko mólov sa počas reakcie zmenilo. I cn - charakterizuje