Laju reaksi kimia dan faktor-faktor yang mempengaruhinya. Laju reaksi, ketergantungannya pada berbagai faktor Faktor-faktor yang menjadi dasar laju reaksi

Pertanyaan nomor 3

Faktor apa yang menentukan konstanta laju reaksi kimia?

konstanta laju reaksi (laju reaksi spesifik) adalah koefisien proporsionalitas dalam persamaan kinetik.

Arti fisik dari konstanta laju reaksi k mengikuti persamaan hukum aksi massa: k secara numerik sama dengan laju reaksi pada konsentrasi masing-masing reaktan sama dengan 1 mol / l.

Konstanta laju reaksi bergantung pada suhu, sifat reaktan, keberadaan katalis dalam sistem, tetapi tidak bergantung pada konsentrasinya.

1. Suhu. Dengan kenaikan suhu setiap 10 ° C, laju reaksi meningkat 2-4 kali lipat (Aturan Van't Hoff). Dengan kenaikan suhu dari t1 ke t2, perubahan laju reaksi dapat dihitung dengan rumus: (t2 - t1) / 10 Vt2 / Vt1 = g (di mana Vt2 dan Vt1 adalah laju reaksi pada suhu t2 dan t1, masing-masing; g adalah koefisien temperatur dari reaksi ini). Aturan Van't Hoff hanya berlaku dalam kisaran suhu yang sempit. Yang lebih akurat adalah persamaan Arrhenius: k = A e –Ea/RT di mana A adalah konstanta yang bergantung pada sifat reaktan; R adalah konstanta gas universal; Ea adalah energi aktivasi, yaitu energi yang harus dimiliki oleh molekul-molekul yang bertumbukan agar tumbukan menghasilkan transformasi kimia. Diagram energi reaksi kimia. Reaksi eksotermik Reaksi endotermik A - reagen, B - kompleks teraktivasi (keadaan transisi), C - produk. Semakin tinggi energi aktivasi Ea, laju reaksi semakin meningkat dengan meningkatnya suhu. 2. Permukaan kontak reaktan. Untuk sistem heterogen (bila zat berada dalam keadaan agregasi yang berbeda), semakin besar permukaan kontak, semakin cepat reaksi berlangsung. Permukaan padatan dapat ditingkatkan dengan menggilingnya, dan untuk zat terlarut dengan melarutkannya. 3. Katalisis. Zat yang berpartisipasi dalam reaksi dan meningkatkan lajunya, tetap tidak berubah pada akhir reaksi, disebut katalis. Mekanisme kerja katalis dikaitkan dengan penurunan energi aktivasi reaksi akibat pembentukan senyawa antara. Dalam katalisis homogen, reaktan dan katalis membentuk satu fase (mereka berada dalam keadaan agregasi yang sama), sedangkan dalam katalisis heterogen mereka adalah fase yang berbeda (mereka berada dalam fase yang berbeda). keadaan agregasi) . Dalam beberapa kasus, jalannya proses kimia yang tidak diinginkan dapat diperlambat secara drastis dengan menambahkan inhibitor ke media reaksi (fenomena "katalisis negatif").

Pertanyaan nomor 4

Formulasikan dan tuliskan hukum aksi massa untuk reaksi:

2 TIDAK+O2=2NO2

HUKUM TINDAKAN MASSA: Laju reaksi kimia sebanding dengan produk dari konsentrasi reaktan. untuk reaksi 2NO + O2 2NO2, hukum aksi massa akan ditulis sebagai berikut: v=kС2(NO)·С(O2), di mana k adalah konstanta laju, bergantung pada sifat reaktan dan suhu. Laju reaksi yang melibatkan padatan hanya ditentukan oleh konsentrasi gas atau zat terlarut: C + O2 \u003d CO2, v \u003d kCO2

Pengetahuan tentang laju reaksi kimia sangat penting secara teoretis dan praktis. Misalnya dalam industri kimia, dalam produksi suatu zat, ukuran dan produktivitas peralatan, jumlah produk yang diperoleh bergantung pada laju reaksi.

Reaksi kimia yang berbeda memiliki tingkat yang berbeda. Beberapa reaksi berlangsung dalam sepersekian detik, yang lain memakan waktu berbulan-bulan atau bahkan bertahun-tahun. Laju reaksi kimia dipelajari kinetika kimia.

Konsep dasar yang mengoperasikan kinetika kimia adalah kimia sistem dan fase:

• Sistem kimia- zat (kumpulan zat);
• Fase kimia bagian dari sistem yang terpisah dari bagian lainnya antarmuka.

Sistem satu fasa disebut homogen atau homogen, misalnya, campuran gas atau larutan. Reaksi yang berlangsung dalam sistem homogen disebut reaksi homogen, reaksi semacam itu berlangsung di seluruh volume campuran.

Sistem yang terdiri dari beberapa fase disebut heterogen atau heterogen misalnya cair+padat. Reaksi yang terjadi dalam sistem heterogen disebut reaksi heterogen, reaksi semacam itu hanya terjadi pada antarmuka.

Laju reaksi homogen

Laju reaksi homogen adalah jumlah zat (ν) yang terbentuk sebagai hasil reaksi per satuan waktu (t) per satuan volume sistem (V):

• ν 1 - jumlah mol zat pada waktu t 1;
• ν 2 - jumlah mol zat pada waktu t 2;

konsentrasi volume molar zat (C, mol / l) - rasio jumlah mol zat (ν) dengan seluruh volume campuran reaksi (V): C=v/V.

Laju reaksi homogen sama dengan perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu.

Dalam kasus jika kita sedang berbicara tentang konsentrasi salah satu produk reaksi, tanda plus dimasukkan ke dalam ekspresi, jika tentang konsentrasi salah satu zat asli - tanda minus.

Laju reaksi heterogen

Seperti disebutkan di atas, perbedaan utama antara reaksi heterogen dan homogen adalah bahwa reaksi terjadi pada antarmuka.

Laju reaksi heterogen (v het) adalah jumlah zat (ν) yang terbentuk per satuan waktu (t) per satuan antarmuka (S).

Faktor utama yang mempengaruhi laju reaksi:

• sifat reaktan;
• konsentrasi;
• suhu;
• katalis;
• ukuran partikel reagen;
• tekanan.

Dua poin terakhir mengacu pada reaksi heterogen.

Sifat reaktan

Kondisi yang diperlukan untuk interaksi kimiawi antara molekul-molekul zat adalah tumbukannya satu sama lain di lokasi molekul yang "diinginkan", yang disebut daerah dengan reaktivitas tinggi. Ini seperti dalam tinju: jika petinju mengenai sarung tangan lawan, maka tidak akan ada reaksi; tetapi jika pukulan jatuh ke kepala lawan, kemungkinan KO (reaksi) meningkat secara signifikan; dan jika pada saat yang sama gaya tumbukan (gaya tumbukan molekul) besar, maka knockout (reaksi) menjadi tak terelakkan.

Berdasarkan hal tersebut di atas, kita dapat menyimpulkan bahwa semakin kompleks suatu molekul, semakin kecil situsnya yang sangat reaktif. Oleh karena itu, semakin besar dan kompleks molekul zat yang bereaksi, semakin rendah laju reaksinya.

Konsentrasi reagen

Laju reaksi berbanding lurus dengan jumlah tumbukan molekul. Semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin banyak tumbukan, semakin tinggi laju reaksi kimia. Misalnya, pembakaran dalam oksigen murni jauh lebih cepat daripada di udara biasa.

Namun, harus dikatakan bahwa dalam reaksi kompleks terjadi dalam beberapa tahap; ketergantungan seperti itu tidak diamati. Ini memungkinkan Anda untuk menentukan reagen mana yang tidak terlibat dalam tahap reaksi paling lambat, yang menentukan laju reaksi itu sendiri.

Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan dinyatakan sebagai hukum aksi massa, yang ditemukan pada tahun 1867 oleh ilmuwan Norwegia Guldberg dan Waage.

Laju (v) reaksi bersyarat yang dijelaskan oleh persamaan aA+bB=cC+dD, sesuai dengan hukum aksi massa, akan dihitung dengan rumus yang disebut persamaan kinetika reaksi:

V=k [A] a [B] b

• [A], [B] - konsentrasi zat awal;
• k adalah konstanta laju reaksi, sama dengan laju reaksi ini pada konsentrasi reaktan masing-masing sama dengan 1 mol.

k tidak tergantung pada konsentrasi reaktan, tetapi tergantung pada sifat dan suhunya.

Menurut persamaan kinetika reaksi, dimungkinkan untuk menentukan laju perubahan reaksi tergantung pada perubahan konsentrasi reaktan.

Contoh persamaan kinetik:

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g) v \u003d k 2 CuO (t) + H 2 (g) \u003d Cu (t) + H 2 O (g) v \u003d k 2

Perhatikan bahwa persamaan kinetik tidak termasuk konsentrasi padatan, hanya gas dan terlarut.

Suhu reagen

Saat suhu naik, molekul bergerak lebih cepat, sehingga jumlah tumbukannya satu sama lain meningkat. Selain itu, energi kinetik molekul meningkat, yang meningkatkan efisiensi tumbukan, yang pada akhirnya menentukan laju reaksi.

Berdasarkan teori aktivasi, hanya molekul dengan energi yang melebihi nilai rata-rata tertentu yang dapat mengambil bagian dalam reaksi kimia. Nilai kelebihan energi rata-rata molekul disebut energi aktivasi. Energi ini diperlukan untuk melemahkan ikatan kimia dalam molekul zat awal. Molekul yang memiliki energi berlebih yang diperlukan untuk memungkinkannya bereaksi disebut molekul aktif. Semakin tinggi suhu, semakin banyak molekul aktif, semakin tinggi laju reaksi.

Ketergantungan suhu dari laju reaksi ditandai dengan aturan van't Hoff:

Secara matematis, aturan Van't Hoff dinyatakan rumus berikut:

• γ - koefisien suhu yang menunjukkan peningkatan laju reaksi dengan kenaikan suhu 10°C;
• v 1 - laju reaksi pada suhu t 1 ;
• v 2 - laju reaksi pada suhu t 2 ;

Katalis

Katalis- Ini adalah zat yang mempengaruhi laju reaksi, tetapi tidak dikonsumsi sendiri.

Reaksi yang melibatkan katalis disebut reaksi katalitik.

Tindakan utama katalis adalah untuk mengurangi energi aktivasi reaksi, menghasilkan peningkatan jumlah tumbukan molekul efektif.

Katalis dapat mempercepat reaksi jutaan kali!

Ada dua jenis katalisis:

• katalisis homogen (seragam).- katalis dan reagen membentuk satu fasa: gas atau larutan;
• katalisis heterogen (tidak seragam).- katalis dalam bentuk fase independen.

Mekanisme reaksi katalitik sangat kompleks dan tidak sepenuhnya diketahui. Menurut salah satu hipotesis ilmiah, dalam reaksi katalitik, katalis dan reaktan bereaksi dengan pembentukan senyawa perantara, yang bereaksi jauh lebih aktif dengan bahan awal lain untuk membentuk produk reaksi akhir, sedangkan katalis itu sendiri dilepaskan dalam keadaan bebas.

Katalis biasanya dipahami sebagai zat yang mempercepat reaksi, tetapi ada zat yang memperlambat jalannya reaksi - disebut inhibitor.

Katalis biologis disebut enzim. Enzim adalah protein.

Ukuran Partikel Reagen

Ambil korek api dan bawa ke sepotong batu bara. Kecil kemungkinan batu bara akan memiliki waktu untuk terbakar sampai korek api padam. Mari menggiling batu bara dan ulangi percobaan - debu batu bara tidak hanya akan terbakar, tetapi akan terbakar dengan sangat cepat - ledakan akan terjadi (bahaya utama di tambang batu bara). Apa yang sedang terjadi?

Dengan menghancurkan batu bara, kami secara dramatis meningkatkan luas permukaannya. Semakin besar luas permukaan tempat tumbukan molekul terjadi, semakin tinggi laju reaksi.

Tekanan reagen

Tekanan reagen gas mirip dengan konsentrasinya - semakin tinggi tekanan - semakin tinggi konsentrasi - semakin tinggi laju reaksi, karena jumlah tumbukan molekul meningkat. Seperti konsentrasi, tekanan reaktan tidak "bekerja" dalam reaksi kompleks.

Reaksi kimia berlangsung dengan kecepatan berbeda: dengan kecepatan rendah - selama pembentukan stalaktit dan stalagmit, dengan kecepatan rata-rata - saat memasak makanan, seketika - selama ledakan. Reaksi dalam larutan berair sangat cepat.

Penentuan laju reaksi kimia, serta penjelasan ketergantungannya pada kondisi proses, adalah tugas kinetika kimia - ilmu tentang hukum yang mengatur jalannya reaksi kimia dalam waktu.

Jika reaksi kimia terjadi dalam media yang homogen, misalnya dalam larutan atau dalam fase gas, maka interaksi zat yang bereaksi terjadi di seluruh volume. Reaksi seperti itu disebut homogen.

(v homog) didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu per satuan volume:

di mana Δn adalah perubahan jumlah mol satu zat (paling sering yang awal, tetapi bisa juga merupakan produk reaksi); Δt - interval waktu (s, mnt); V adalah volume gas atau larutan (l).

Karena rasio jumlah zat terhadap volume adalah konsentrasi molar C, maka

Jadi, laju reaksi homogen didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi salah satu zat per satuan waktu:

jika volume sistem tidak berubah.

Jika suatu reaksi terjadi antara zat-zat dalam keadaan agregasi yang berbeda (misalnya, antara padat dan gas atau cair), atau antara zat-zat yang tidak dapat membentuk media homogen (misalnya, antara cairan yang tidak dapat bercampur), maka itu hanya terjadi pada permukaan kontak zat. Reaksi seperti itu disebut heterogen.

Ini didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu per satuan permukaan.

dimana S adalah luas permukaan kontak zat (m 2, cm 2).

Perubahan jumlah zat yang menentukan laju reaksi merupakan faktor eksternal yang diamati oleh peneliti. Padahal, semua proses dilakukan di level mikro. Jelas, agar beberapa partikel bereaksi, pertama-tama mereka harus bertabrakan, dan bertabrakan secara efektif: tidak menyebar seperti bola ke arah yang berbeda, tetapi sedemikian rupa sehingga "ikatan lama" dalam partikel dihancurkan atau dilemahkan dan " yang baru" dapat terbentuk.", dan untuk ini partikel harus memiliki energi yang cukup.

Data yang dihitung menunjukkan bahwa, misalnya, dalam gas, tumbukan molekul pada tekanan atmosfer mencapai miliaran per 1 detik, artinya, semua reaksi seharusnya hilang seketika. Tapi ternyata tidak. Ternyata hanya sebagian kecil molekul yang memiliki energi yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan yang efektif.

Energi berlebih minimum yang harus dimiliki sebuah partikel (atau sepasang partikel) agar tumbukan efektif dapat terjadi disebut energi aktivasi Ea.

Jadi, pada jalur masuknya semua partikel ke dalam reaksi, ada penghalang energi yang sama dengan energi aktivasi E a . Ketika kecil, banyak partikel yang bisa mengatasinya, dan laju reaksinya tinggi. Jika tidak, diperlukan "dorongan". Saat Anda membawa korek api untuk menyalakan lampu semangat, Anda memberikan energi tambahan, E a , yang diperlukan untuk tumbukan efektif molekul alkohol dengan molekul oksigen (mengatasi penghalang).

Laju reaksi kimia tergantung pada banyak faktor. Yang utama adalah: sifat dan konsentrasi reaktan, tekanan (dalam reaksi yang melibatkan gas), suhu, aksi katalis dan permukaan reaktan dalam kasus reaksi heterogen.

Suhu

Saat suhu naik, dalam banyak kasus laju reaksi kimia meningkat secara signifikan. Pada abad ke-19 Kimiawan Belanda J.X. Van't Hoff merumuskan aturan:

Peningkatan suhu untuk setiap 10 ° C menyebabkan peningkatan suhukecepatan reaksi 2-4 kali(nilai ini disebut koefisien suhu reaksi).

Dengan peningkatan suhu, kecepatan rata-rata molekul, energinya, dan jumlah tumbukan meningkat sedikit, tetapi proporsi molekul "aktif" yang berpartisipasi dalam tumbukan efektif yang mengatasi penghalang energi reaksi meningkat tajam. Secara matematis, ketergantungan ini dinyatakan dengan hubungan:

di mana v t 1 dan v t 2 adalah laju reaksi, masing-masing, pada suhu t akhir 2 dan awal t 1, dan γ adalah koefisien suhu laju reaksi, yang menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan setiap kenaikan 10 ° C dalam suhu.

Namun, untuk meningkatkan laju reaksi, menaikkan suhu tidak selalu berlaku, karena bahan awal dapat mulai terurai, pelarut atau zat itu sendiri dapat menguap, dll.

Reaksi endoterm dan eksoterm

Reaksi metana dengan oksigen atmosfer diketahui disertai dengan pelepasan jumlah yang besar panas. Oleh karena itu, digunakan dalam kehidupan sehari-hari untuk memasak, memanaskan air, dan memanaskan. Gas alam yang dipasok ke rumah-rumah melalui pipa adalah 98% metana. Reaksi kalsium oksida (CaO) dengan air juga disertai dengan pelepasan panas dalam jumlah besar.

Apa yang bisa dikatakan fakta-fakta ini? Ketika ikatan kimia baru terbentuk dalam produk reaksi, lagi energi dari yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia dalam reaktan. Kelebihan energi dilepaskan dalam bentuk panas dan terkadang cahaya.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energi (cahaya, panas));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energi (panas)).

Reaksi semacam itu harus berjalan dengan mudah (seperti batu yang mudah menggelinding ke bawah).

Reaksi yang melepaskan energi disebut EKSOTERMIK(dari bahasa Latin "exo" - keluar).

Misalnya, banyak reaksi redoks bersifat eksotermik. Salah satu reaksi yang indah ini adalah oksidasi-reduksi intramolekul yang terjadi di dalam garam yang sama - amonium dikromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energi).

Hal lain adalah serangan balik. Mereka mirip dengan menggelindingkan batu ke atas bukit. Masih tidak mungkin untuk mendapatkan metana dari CO 2 dan air, dan pemanasan yang kuat diperlukan untuk mendapatkan kapur api CaO dari kalsium hidroksida Ca (OH) 2. Reaksi ini hanya terjadi bila aliran konstan energi dari luar

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energi (panas))

Hal ini menunjukkan bahwa pemutusan ikatan kimia pada Ca(OH) 2 membutuhkan lebih banyak energi daripada yang dapat dilepaskan selama pembentukan ikatan kimia baru pada molekul CaO dan H 2 O.

Reaksi yang menyerap energi disebut ENDOTHERMIK(dari "endo" - di dalam).

Konsentrasi reaktan

Perubahan tekanan dengan partisipasi zat gas dalam reaksi juga menyebabkan perubahan konsentrasi zat tersebut.

Agar interaksi kimia terjadi antar partikel, mereka harus bertabrakan secara efektif. Semakin besar konsentrasi reaktan, semakin banyak tumbukan dan, karenanya, semakin tinggi laju reaksi. Misalnya, asetilena terbakar sangat cepat dalam oksigen murni. Ini mengembangkan suhu yang cukup untuk melelehkan logam. Berdasarkan sejumlah besar bahan percobaan, pada tahun 1867 orang Norwegia K. Guldenberg dan P. Waage, dan secara terpisah dari mereka pada tahun 1865, ilmuwan Rusia N. I. Beketov merumuskan hukum dasar kinetika kimia, yang menetapkan ketergantungan reaksi. laju konsentrasi zat-zat yang bereaksi.

Laju reaksi kimia sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan, diambil dalam pangkat yang sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi.

Hukum ini disebut juga hukum aksi massa.

Untuk reaksi A + B \u003d D, hukum ini akan dinyatakan sebagai berikut:

Untuk reaksi 2A + B = D, hukum ini dinyatakan sebagai berikut:

Di sini C A, C B adalah konsentrasi zat A dan B (mol / l); k 1 dan k 2 - koefisien proporsionalitas, disebut konstanta laju reaksi.

Arti fisik dari konstanta laju reaksi mudah ditentukan - secara numerik sama dengan laju reaksi di mana konsentrasi reaktan adalah 1 mol / l atau produknya sama dengan satu. Dalam hal ini, jelas bahwa konstanta laju reaksi hanya bergantung pada suhu dan tidak bergantung pada konsentrasi zat.

Hukum massa yang bertindak tidak memperhitungkan konsentrasi reaktan dalam keadaan padat, karena mereka bereaksi pada permukaan dan konsentrasinya biasanya konstan.

Misalnya, untuk reaksi pembakaran batubara, persamaan laju reaksi harus dituliskan sebagai berikut:

yaitu, laju reaksi hanya sebanding dengan konsentrasi oksigen.

Jika persamaan reaksi hanya menggambarkan keseluruhan reaksi kimia, yang berlangsung dalam beberapa tahap, maka laju reaksi semacam itu dapat bergantung secara kompleks pada konsentrasi zat awal. Ketergantungan ini ditentukan secara eksperimental atau teoritis berdasarkan mekanisme reaksi yang diusulkan.

Aksi katalis

Dimungkinkan untuk meningkatkan laju reaksi dengan menggunakan zat khusus yang mengubah mekanisme reaksi dan mengarahkannya ke jalur yang lebih disukai secara energetik dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Mereka disebut katalis (dari katalisis Latin - penghancuran).

Katalisator bertindak sebagai pemandu yang berpengalaman, membimbing sekelompok wisatawan tidak melalui celah tinggi di pegunungan (untuk mengatasinya membutuhkan banyak usaha dan waktu dan tidak dapat diakses oleh semua orang), tetapi di sepanjang jalan memutar yang dikenalnya, di mana Anda dapat mengatasi gunung dengan lebih mudah dan lebih cepat.

Benar, pada jalan memutar Anda tidak bisa sampai ke tempat yang dituju oleh jalur utama. Tapi terkadang itulah yang Anda butuhkan! Beginilah cara kerja katalis, yang disebut selektif. Jelas bahwa tidak perlu membakar amonia dan nitrogen, tetapi oksida nitrat (II) digunakan dalam produksi asam nitrat.

Katalis- Ini adalah zat yang berpartisipasi dalam reaksi kimia dan mengubah kecepatan atau arahnya, tetapi pada akhir reaksi tetap tidak berubah secara kuantitatif dan kualitatif.

Mengubah laju reaksi kimia atau arahnya dengan bantuan katalis disebut katalisis. Katalis banyak digunakan di berbagai industri dan transportasi (konverter katalitik yang mengubah nitrogen oksida dalam gas buang mobil menjadi nitrogen yang tidak berbahaya).

Ada dua jenis katalisis.

katalisis homogen, di mana katalis dan reaktan berada dalam keadaan agregasi (fase) yang sama.

katalisis heterogen di mana katalis dan reaktan berada dalam fase yang berbeda. Misalnya, dekomposisi hidrogen peroksida dengan adanya katalis oksida mangan (IV) padat:

Katalis itu sendiri tidak dikonsumsi sebagai hasil reaksi, tetapi jika zat lain teradsorpsi pada permukaannya (disebut racun katalitik), maka permukaan menjadi tidak dapat dioperasikan, dan diperlukan regenerasi katalis. Oleh karena itu, sebelum melakukan reaksi katalitik, bahan awal dimurnikan secara menyeluruh.

Misalnya, dalam produksi asam sulfat dengan metode kontak, katalis padat digunakan - vanadium (V) oksida V 2 O 5:

Dalam produksi metanol, katalis padat "seng-kromium" digunakan (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Katalis biologis - enzim - bekerja sangat efektif. Secara kimiawi, ini adalah protein. Berkat mereka, reaksi kimia kompleks berlangsung dengan kecepatan tinggi pada organisme hidup pada suhu rendah.

Zat menarik lainnya diketahui - penghambat (dari bahasa Latin penghambat - untuk menunda). Mereka bereaksi dengan partikel aktif pada tingkat tinggi untuk membentuk senyawa tidak aktif. Akibatnya, reaksi melambat tajam dan kemudian berhenti. Inhibitor sering ditambahkan secara khusus zat yang berbeda untuk mencegah proses yang tidak diinginkan.

Misalnya, larutan hidrogen peroksida distabilkan dengan inhibitor.

Sifat reaktan (komposisi, struktur)

Arti energi aktivasi adalah faktor di mana pengaruh sifat zat yang bereaksi terhadap laju reaksi dipengaruhi.

Jika energi aktivasi rendah (< 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 данных случаях ничтожно мала.

Jika energi aktivasi tinggi(> 120 kJ/mol), ini berarti bahwa hanya sebagian kecil dari tumbukan antara partikel yang berinteraksi yang menghasilkan reaksi. Oleh karena itu, laju reaksi semacam itu sangat lambat. Misalnya, kemajuan reaksi sintesis amonia pada suhu biasa hampir tidak mungkin untuk diperhatikan.

Jika energi aktivasi reaksi kimia memiliki nilai antara (40120 kJ/mol), maka laju reaksi tersebut akan rata-rata. Reaksi tersebut meliputi interaksi natrium dengan air atau etil alkohol, penghilangan warna air brom dengan etilen, interaksi seng dengan asam klorida, dll.

Permukaan kontak reaktan

Laju reaksi yang terjadi pada permukaan zat, yaitu, heterogen, bergantung, hal-hal lain dianggap sama, pada sifat-sifat permukaan ini. Diketahui bahwa kapur bubuk larut jauh lebih cepat dalam asam klorida daripada kapur dengan massa yang sama.

Peningkatan laju reaksi terutama disebabkan oleh peningkatan permukaan kontak zat awal, serta sejumlah alasan lain, misalnya, pelanggaran struktur kisi kristal yang "benar". Ini mengarah pada fakta bahwa partikel pada permukaan mikrokristal yang terbentuk jauh lebih reaktif daripada partikel yang sama pada permukaan yang "halus".

Dalam industri, untuk melakukan reaksi heterogen, "bed terfluidisasi" digunakan untuk meningkatkan permukaan kontak reaktan, suplai bahan awal dan penghilangan produk. Misalnya, dalam produksi asam sulfat dengan bantuan "bed terfluidisasi", pirit dipanggang.

Bahan referensi untuk lulus tes:

tabel periodik

Tabel kelarutan

Kinetika- ilmu tentang laju reaksi kimia.

Laju reaksi kimia- jumlah tindakan dasar interaksi kimia yang terjadi per satuan waktu per satuan volume (homogen) atau per satuan permukaan (heterogen).

Laju reaksi sebenarnya:

Untuk reaksi homogen dan heterogen:

1) konsentrasi zat yang bereaksi;

2) suhu;

3) katalis;

4) penghambat.

Hanya untuk heterogen:

1) laju pasokan reaktan ke antarmuka;

2) luas permukaan.

Faktor utama - sifat zat yang bereaksi - sifat ikatan antara atom-atom dalam molekul reagen.

NO 2 - oksida nitrat (IV) - ekor rubah, CO - karbon monoksida, karbon monoksida.

Jika dioksidasi dengan oksigen, maka dalam kasus pertama reaksi akan langsung berjalan, ada baiknya membuka sumbat bejana, dalam kasus kedua reaksi diperpanjang dalam waktu.

Konsentrasi reaktan akan dibahas di bawah ini.

Opalescence biru menunjukkan saat pengendapan belerang, semakin tinggi konsentrasinya, semakin tinggi lajunya.

Beras. sepuluh

Semakin besar konsentrasi Na 2 S 2 O 3, semakin sedikit waktu yang dibutuhkan untuk reaksi. Grafik (Gbr. 10) menunjukkan hubungan berbanding lurus. Ketergantungan kuantitatif laju reaksi pada konsentrasi reaktan dinyatakan oleh MMA (hukum aksi massa), yang menyatakan: laju reaksi kimia berbanding lurus dengan hasil kali konsentrasi reaktan.

Jadi, hukum dasar kinetika adalah hukum yang ditetapkan secara eksperimental: laju reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan, contoh: (yaitu untuk reaksi)

Untuk reaksi ini H 2 + J 2 = 2HJ - laju dapat dinyatakan dalam perubahan konsentrasi zat apa pun. Jika reaksi berlangsung dari kiri ke kanan, maka konsentrasi H 2 dan J 2 akan berkurang, konsentrasi HJ akan bertambah selama reaksi berlangsung. Untuk laju reaksi sesaat, Anda dapat menulis ekspresi:

tanda kurung siku menunjukkan konsentrasi.

arti fisik k– molekul bergerak terus menerus, bertabrakan, berhamburan, menabrak dinding kapal. Agar reaksi kimia pembentukan HJ terjadi, molekul H 2 dan J 2 harus bertabrakan. Jumlah tumbukan tersebut akan semakin besar, semakin banyak molekul H 2 dan J 2 yang terkandung dalam volume, yaitu semakin besar nilai [H 2 ] dan . Tetapi molekul bergerak dengan kecepatan berbeda, dan energi kinetik total dari dua molekul yang bertabrakan akan berbeda. Jika molekul H 2 dan J 2 tercepat bertabrakan, energinya bisa sangat tinggi sehingga molekul tersebut pecah menjadi atom yodium dan hidrogen, yang terbang terpisah dan kemudian berinteraksi dengan molekul H 2 + J 2 lainnya > 2H+2J, lalu H + J 2 > HJ + J. Jika energi molekul yang bertumbukan lebih kecil, tetapi cukup tinggi untuk melemahkan ikatan H - H dan J - J, reaksi pembentukan hidrogen yodium akan terjadi:

Untuk sebagian besar molekul yang bertumbukan, energinya kurang dari yang diperlukan untuk melemahkan ikatan di H 2 dan J 2 . Molekul-molekul semacam itu "diam-diam" bertabrakan dan juga "diam-diam" menyebar, tetap seperti semula, H 2 dan J 2 . Jadi, tidak semua, tetapi hanya sebagian dari tumbukan yang mengarah pada reaksi kimia. Koefisien proporsionalitas (k) menunjukkan jumlah tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi pada konsentrasi [H 2 ] = = 1 mol. Nilai k–kecepatan konstan. Bagaimana kecepatannya bisa konstan? Ya, kecepatan gerak bujursangkar beraturan disebut besaran vektor konstan yang sama dengan rasio gerak benda untuk selang waktu berapa pun dengan nilai interval ini. Tapi molekul bergerak secara acak, jadi bagaimana kecepatannya bisa tetap? Tetapi kecepatan konstan hanya bisa pada suhu konstan. Dengan naiknya suhu, proporsi molekul cepat yang tumbukan menyebabkan reaksi meningkat, yaitu konstanta laju meningkat. Tetapi peningkatan konstanta laju tidak terbatas. Pada suhu tertentu, energi molekul akan menjadi sangat besar sehingga hampir semua tumbukan reaktan akan efektif. Ketika dua molekul cepat bertabrakan, reaksi sebaliknya akan terjadi.

Suatu saat akan tiba ketika laju pembentukan 2HJ dari H 2 dan J 2 dan dekomposisi akan sama, tetapi ini sudah merupakan kesetimbangan kimia. Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan dapat dilacak dengan menggunakan reaksi tradisional dari interaksi larutan natrium tiosulfat dengan larutan asam sulfat.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d Sv + H 2 O + SO 2 ^. (2)

Reaksi (1) berlangsung hampir seketika. Laju reaksi (2) tergantung pada suhu konstan pada konsentrasi reaktan H 2 S 2 O 3 . Reaksi inilah yang kami amati - dalam hal ini, laju diukur dengan waktu dari awal penuangan larutan hingga munculnya opalescence. Di dalam artikel L.M. Kuznetsova reaksi interaksi natrium tiosulfat dengan asam klorida dijelaskan. Dia menulis bahwa ketika larutan dikeringkan, opalescence (kekeruhan) terjadi. Tetapi pernyataan L. M. Kuznetsova ini keliru, karena opalescence dan clouding adalah hal yang berbeda. Opalescence (dari opal dan Latin escentia- akhiran yang berarti aksi lemah) - hamburan cahaya oleh media yang keruh karena ketidakhomogenan optiknya. hamburan cahaya- penyimpangan sinar cahaya yang merambat dalam medium ke segala arah dari arah semula. Partikel koloid dapat menyebarkan cahaya (efek Tyndall-Faraday) - ini menjelaskan opalescence, sedikit kekeruhan dari larutan koloid. Saat melakukan percobaan ini, penting untuk memperhitungkan opalescence biru, dan kemudian koagulasi suspensi koloid belerang. Kepadatan yang sama dari suspensi dicatat dengan hilangnya pola apa pun (misalnya, kisi di bagian bawah cangkir), diamati dari atas melalui lapisan larutan. Waktu dihitung oleh stopwatch dari saat pengurasan.

Larutan Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O dan H 2 SO 4.

Yang pertama dibuat dengan melarutkan 7,5 g garam dalam 100 ml H 2 O, yang sesuai dengan konsentrasi 0,3 M. Untuk menyiapkan larutan H 2 SO 4 dengan konsentrasi yang sama, perlu mengukur 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 dan larutkan dalam 120 ml H 2 O. Tuang larutan Na 2 S 2 O 3 yang sudah disiapkan ke dalam tiga gelas: yang pertama - 60 ml, yang kedua - 30 ml, yang ketiga - 10 ml. Tambahkan 30 ml H 2 O suling ke gelas kedua, dan 50 ml ke gelas ketiga. Jadi, di ketiga gelas akan ada 60 ml cairan, tetapi di gelas pertama konsentrasi garam bersyarat = 1, di gelas kedua - ½, dan di gelas ketiga - 1/6. Setelah larutan disiapkan, tuangkan 60 ml larutan H 2 SO 4 ke dalam gelas pertama dengan larutan garam dan nyalakan stopwatch, dll. Mengingat laju reaksi menurun dengan pengenceran larutan Na 2 S 2 O 3, itu dapat ditentukan sebagai nilai yang berbanding terbalik dengan waktu v= satu/? dan buat grafik dengan memplot konsentrasi pada absis dan laju reaksi pada ordinat. Dari kesimpulan ini - laju reaksi bergantung pada konsentrasi zat. Data yang diperoleh tercantum pada Tabel 3. Eksperimen ini dapat dilakukan dengan menggunakan buret, namun membutuhkan banyak latihan dari pelakunya, karena jadwalnya terkadang tidak tepat.

Tabel 3

Kecepatan dan waktu reaksi

Hukum Guldberg-Waage dikonfirmasi - profesor kimia Gulderg dan ilmuwan muda Waage).

Pertimbangkan faktor selanjutnya - suhu.

Dengan meningkatnya suhu, laju sebagian besar reaksi kimia meningkat. Ketergantungan ini dijelaskan oleh aturan van't Hoff: "Ketika suhu naik setiap 10 ° C, laju reaksi kimia meningkat 2-4 kali lipat."

di mana ? – koefisien suhu, menunjukkan berapa kali laju reaksi meningkat dengan kenaikan suhu sebesar 10 ° C;

ay 1 - laju reaksi pada suhu t 1 ;

v 2 - laju reaksi pada temperatur t2.

Misalnya, reaksi pada suhu 50 °C berlangsung dalam dua menit, berapa lama proses tersebut berakhir pada suhu 70 °C jika koefisien suhunya ? = 2?

t1 = 120 detik = 2 menit; t1 = 50 °С; t 2 = 70 °C.

Bahkan sedikit peningkatan suhu menyebabkan peningkatan tajam dalam laju reaksi tumbukan molekul aktif. Menurut teori aktivasi, hanya molekul-molekul yang berpartisipasi dalam proses tersebut, yang energinya lebih besar dari energi rata-rata molekul dalam jumlah tertentu. Energi berlebih ini adalah energi aktivasi. Arti fisiknya adalah energi yang diperlukan untuk tumbukan aktif molekul (penataan ulang orbital). Jumlah partikel aktif, dan karenanya laju reaksi, meningkat dengan suhu menurut hukum eksponensial, menurut persamaan Arrhenius, yang mencerminkan ketergantungan konstanta laju pada suhu.

di mana TETAPI - faktor proporsionalitas Arrhenius;

k– konstanta Boltzmann;

EA - energi aktivasi;

R- konstanta gas;

T- suhu.

Katalis adalah zat yang mempercepat laju reaksi tetapi tidak dikonsumsi sendiri.

Katalisis- fenomena perubahan laju reaksi dengan adanya katalis. Membedakan katalisis homogen dan heterogen. Homogen- jika reaktan dan katalis berada dalam keadaan agregasi yang sama. Heterogen- jika reaktan dan katalis berada dalam keadaan agregasi yang berbeda. Tentang katalisis lihat secara terpisah (selanjutnya).

Penghambat Suatu zat yang memperlambat laju reaksi.

Faktor berikutnya adalah luas permukaan. Semakin besar permukaan reaktan, semakin besar kecepatannya. Pertimbangkan, misalnya, pengaruh tingkat dispersi pada laju reaksi.

CaCO 3 - marmer. Kami menurunkan ubin marmer menjadi asam klorida HCl, tunggu lima menit, itu akan larut sepenuhnya.

Marmer bubuk - kami akan melakukan prosedur yang sama dengannya, itu larut dalam tiga puluh detik.

Persamaan untuk kedua proses adalah sama.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Jadi, saat menambahkan marmer bubuk, waktunya lebih singkat dibandingkan saat menambahkan marmer ubin, dengan massa yang sama.

Dengan peningkatan antarmuka antar fase, laju reaksi heterogen meningkat.

Mekanisme transformasi kimia dan lajunya dipelajari oleh kinetika kimia. Proses kimia berlangsung dalam waktu dengan laju yang berbeda. Beberapa terjadi dengan cepat, hampir secara instan, sementara yang lain membutuhkan waktu yang sangat lama.

Berhubungan dengan

Reaksi cepat- laju konsumsi reagen (konsentrasinya menurun) atau produk reaksi terbentuk per satuan volume.

Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi kimia

Faktor-faktor berikut dapat mempengaruhi seberapa cepat interaksi kimia terjadi:

• konsentrasi zat;
• sifat reagen;
• suhu;
• adanya katalis;
• tekanan (untuk reaksi dalam media gas).

Jadi, dengan mengubah kondisi tertentu selama proses kimia, adalah mungkin untuk mempengaruhi seberapa cepat proses akan berlangsung.

Dalam proses interaksi kimia, partikel zat yang bereaksi saling bertabrakan. Jumlah kebetulan tersebut sebanding dengan jumlah partikel zat dalam volume campuran yang bereaksi, dan karenanya sebanding dengan konsentrasi molar reagen.

Hukum massa yang bertindak menggambarkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi molar zat yang bereaksi.

Untuk reaksi dasar (A + B → ...) hukum ini dinyatakan dengan rumus:

υ \u003d k ∙С A ∙С B,

di mana k adalah konstanta laju; C A dan C B adalah konsentrasi molar reaktan, A dan B.

Jika salah satu zat yang bereaksi berada dalam keadaan padat, maka interaksi terjadi pada antarmuka fase, oleh karena itu konsentrasi zat padat tidak termasuk dalam persamaan hukum kinetik massa yang bekerja. Untuk memahami arti fisik dari tetapan laju, perlu diambil C, A dan C B sama dengan 1. Kemudian menjadi jelas bahwa tetapan laju sama dengan laju reaksi pada konsentrasi reagen yang sama dengan satu.

Sifat reagen

Karena ikatan kimia dari zat yang bereaksi dihancurkan dalam proses interaksi dan ikatan baru dari produk reaksi terbentuk, sifat ikatan yang berpartisipasi dalam reaksi senyawa dan struktur molekul zat yang bereaksi akan berperan peran penting.

Luas permukaan kontak reagen

Karakteristik seperti luas permukaan kontak reagen padat, terkadang cukup signifikan, mempengaruhi jalannya reaksi. Menggiling padatan memungkinkan Anda untuk meningkatkan luas permukaan kontak reagen, dan karenanya mempercepat prosesnya. Area kontak zat terlarut mudah ditingkatkan dengan pembubaran zat.

Suhu reaksi

Dengan meningkatnya suhu, energi partikel yang bertabrakan akan meningkat, jelas bahwa dengan peningkatan suhu, proses kimia itu sendiri akan dipercepat. Contoh yang jelas tentang bagaimana peningkatan suhu memengaruhi proses interaksi zat dapat dianggap sebagai data yang diberikan dalam tabel.

Tabel 1. Pengaruh perubahan temperatur terhadap laju pembentukan air (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)

Untuk deskripsi kuantitatif tentang bagaimana suhu dapat mempengaruhi laju interaksi zat, digunakan aturan van't Hoff. Aturan Van't Hoff adalah ketika suhu naik 10 derajat, ada percepatan 2-4 kali lipat.

Rumus matematika yang menjelaskan aturan van't Hoff adalah sebagai berikut:

Dimana γ adalah koefisien temperatur dari laju reaksi kimia (γ = 2−4).

Tetapi persamaan Arrhenius menggambarkan ketergantungan suhu dari konstanta laju jauh lebih akurat:

Di mana R adalah konstanta gas universal, A adalah faktor yang ditentukan oleh jenis reaksi, E, A adalah energi aktivasi.

Energi aktivasi adalah energi yang harus diperoleh suatu molekul agar transformasi kimia dapat terjadi. Artinya, itu adalah semacam penghalang energi yang perlu diatasi oleh molekul yang bertabrakan dalam volume reaksi untuk mendistribusikan kembali ikatan.

Energi aktivasi tidak tergantung pada faktor luar, tetapi tergantung pada sifat zat. Nilai energi aktivasi hingga 40 - 50 kJ / mol memungkinkan zat bereaksi satu sama lain dengan cukup aktif. Jika energi aktivasi melebihi 120 kJ/mol, maka zat (pada suhu biasa) akan bereaksi sangat lambat. Perubahan suhu menyebabkan perubahan jumlah molekul aktif, yaitu molekul yang telah mencapai energi lebih besar dari energi aktivasi, dan karenanya mampu melakukan transformasi kimia.

Aksi katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat suatu proses, tetapi bukan bagian dari produknya. Katalisis (percepatan jalannya transformasi kimia) dibagi menjadi · homogen, · heterogen. Jika reaktan dan katalis berada dalam keadaan agregasi yang sama, maka katalisis disebut homogen, jika dalam keadaan berbeda, maka heterogen. Mekanisme aksi katalis beragam dan agak rumit. Selain itu, perlu dicatat bahwa katalis dicirikan oleh selektivitas tindakan. Artinya, katalis yang sama, yang mempercepat satu reaksi, tidak dapat mengubah laju reaksi lainnya dengan cara apa pun.

Tekanan

Jika transformasi terlibat zat gas, maka perubahan tekanan dalam sistem akan mempengaruhi laju proses . Ini terjadi karena bahwa untuk reaktan gas, perubahan tekanan menyebabkan perubahan konsentrasi.

Penentuan eksperimental laju reaksi kimia

Dimungkinkan untuk menentukan laju transformasi kimia secara eksperimental dengan memperoleh data tentang bagaimana konsentrasi zat atau produk yang bereaksi berubah per satuan waktu. Metode untuk mendapatkan data tersebut dibagi menjadi

• bahan kimia,
• fisik dan kimia.

Metode Kimia cukup sederhana, mudah diakses dan akurat. Dengan bantuan mereka, kecepatan ditentukan dengan mengukur secara langsung konsentrasi atau jumlah zat reaktan atau produk. Dalam kasus reaksi lambat, sampel diambil untuk memantau bagaimana reagen dikonsumsi. Setelah itu, kandungan reagen dalam sampel ditentukan. Dengan pengambilan sampel secara berkala, dimungkinkan untuk memperoleh data tentang perubahan jumlah suatu zat selama interaksi. Jenis analisis yang paling umum digunakan adalah titrimetri dan gravimetri.

Jika reaksi berlangsung cepat, maka untuk pengambilan sampel harus dihentikan. Ini bisa dilakukan dengan pendinginan penghilangan katalis secara tiba-tiba, dimungkinkan juga untuk mengencerkan atau mentransfer salah satu reagen ke keadaan non-reaktif.

Metode analisis fisika dan kimia dalam kinetika eksperimental modern lebih sering digunakan daripada kimia. Dengan bantuan mereka, Anda dapat mengamati perubahan konsentrasi zat secara real time. Tidak perlu menghentikan reaksi dan mengambil sampel.

Metode fisika-kimia didasarkan pada pengukuran sifat fisik yang bergantung pada kandungan kuantitatif senyawa tertentu dalam sistem dan berubah seiring waktu. Misalnya, jika gas terlibat dalam reaksi, maka tekanan dapat menjadi sifat seperti itu. Konduktivitas listrik, indeks bias, dan spektrum serapan zat juga diukur.