Tahapan yang menentukan laju reaksi kimia disebut. Faktor-faktor yang menentukan laju reaksi
Mekanisme transformasi kimia dan lajunya dipelajari oleh kinetika kimia. Proses kimia terjadi seiring waktu dengan kecepatan berbeda. Ada yang terjadi dengan cepat, hampir seketika, ada pula yang memerlukan waktu sangat lama.
Kecepatan reaksi- 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 reaksi kimia terjadi:
- konsentrasi zat;
- sifat reagen;
- suhu;
- kehadiran katalis;
- tekanan (untuk reaksi dalam lingkungan gas).
Jadi, dengan mengubah kondisi tertentu dari suatu proses kimia, Anda dapat mempengaruhi seberapa cepat proses tersebut akan berlangsung.
Dalam proses interaksi kimia, partikel-partikel zat yang bereaksi saling bertabrakan. Banyaknya kebetulan tersebut sebanding dengan jumlah partikel zat dalam volume campuran yang bereaksi, dan oleh karena itu sebanding dengan konsentrasi molar reagen.
Hukum aksi massa menggambarkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi molar zat yang berinteraksi.
Untuk reaksi elementer (A + B → ...) hukum ini dinyatakan dengan rumus:
υ = k ∙С A ∙С B,
dimana k adalah konstanta laju; C A dan C B adalah konsentrasi molar reagen A dan B.
Jika salah satu zat yang bereaksi berbentuk padat, maka interaksi terjadi pada antarmuka, oleh karena itu konsentrasi zat padat tidak termasuk dalam persamaan hukum kinetik aksi massa; Untuk memahami arti fisis dari konstanta laju, kita perlu mengambil C, A dan C B sama dengan 1. Maka menjadi jelas bahwa konstanta laju sama dengan laju reaksi pada konsentrasi reaktan sama dengan satu.
Sifat reagen
Karena selama interaksi ikatan kimia zat-zat yang bereaksi dihancurkan dan ikatan-ikatan baru dari produk-produk reaksi terbentuk, sifat ikatan yang terlibat dalam reaksi senyawa dan struktur molekul zat-zat yang bereaksi akan memainkan peran besar. .
Luas permukaan kontak reagen
Karakteristik seperti luas permukaan kontak reagen padat mempengaruhi jalannya reaksi, terkadang cukup signifikan. Menggiling padatan memungkinkan Anda meningkatkan luas permukaan kontak reagen, dan karenanya mempercepat prosesnya. Area kontak zat terlarut mudah ditingkatkan dengan melarutkan zat tersebut.
Suhu reaksi
Dengan meningkatnya suhu, energi partikel yang bertabrakan akan meningkat; jelas bahwa dengan meningkatnya suhu, proses kimia itu sendiri akan semakin cepat. Contoh nyata tentang bagaimana peningkatan suhu mempengaruhi proses interaksi zat dapat dilihat pada data yang diberikan dalam tabel.
Tabel 1. Pengaruh perubahan suhu terhadap laju pembentukan air (O 2 +2H 2 →2H 2 O)
Untuk menggambarkan secara kuantitatif bagaimana suhu dapat mempengaruhi laju interaksi zat, digunakan aturan Van't Hoff. Aturan Van't Hoff adalah ketika suhu naik 10 derajat, terjadi percepatan 2-4 kali lipat.
Rumus matematika yang menjelaskan aturan van't Hoff adalah sebagai berikut:
Dimana γ adalah koefisien suhu laju reaksi kimia (γ = 2−4).
Namun persamaan Arrhenius menggambarkan ketergantungan suhu pada konstanta laju dengan lebih akurat:
Dimana 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, ini adalah semacam penghalang energi yang harus diatasi oleh molekul-molekul yang bertabrakan dalam volume reaksi untuk mendistribusikan kembali ikatan.
Energi aktivasi tidak bergantung pada faktor luar, tetapi bergantung pada sifat zat. Nilai energi aktivasi hingga 40 - 50 kJ/mol memungkinkan zat bereaksi cukup aktif satu sama lain. Jika energi aktivasi melebihi 120 kJ/mol, maka zat tersebut (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, sehingga mampu melakukan transformasi kimia.
Tindakan katalis
Katalis adalah zat yang dapat mempercepat suatu proses, namun bukan merupakan bagian dari produknya. Katalisis (percepatan transformasi kimia) dibagi menjadi homogen dan heterogen. Jika reagen dan katalis berada pada keadaan agregasi yang sama, maka katalisis disebut homogen; jika dalam keadaan berbeda maka dikatakan heterogen. Mekanisme kerja katalis bervariasi dan cukup kompleks. Selain itu, perlu dicatat bahwa katalis dicirikan oleh selektivitas tindakan. Artinya, katalis yang sama, meskipun mempercepat satu reaksi, tidak dapat mengubah laju reaksi lainnya.
Tekanan
Jika zat gas terlibat dalam transformasi, maka laju proses akan dipengaruhi oleh perubahan tekanan dalam sistem . Hal ini terjadi karena bahwa untuk reagen berbentuk gas, perubahan tekanan menyebabkan perubahan konsentrasi.
Penentuan eksperimental laju reaksi kimia
Laju transformasi kimia dapat ditentukan secara eksperimental dengan memperoleh data tentang bagaimana konsentrasi zat yang memasuki reaksi atau produk berubah per satuan waktu. Cara memperoleh data tersebut dibagi menjadi
- kimia,
- fisika-kimia.
Metode kimia cukup sederhana, mudah diakses dan akurat. Dengan bantuan mereka, kecepatan ditentukan dengan mengukur langsung konsentrasi atau jumlah zat reaktan atau produk. Jika terjadi reaksi lambat, sampel diambil untuk memantau bagaimana reagen dikonsumsi. Kemudian kandungan reagen dalam sampel ditentukan. Dengan mengambil sampel secara berkala, dimungkinkan untuk memperoleh data perubahan jumlah suatu zat selama proses interaksi. Jenis analisis yang paling umum digunakan adalah titrimetri dan gravimetri.
Jika reaksi berlangsung cepat, maka harus dihentikan untuk mengambil sampel. Hal ini dapat dilakukan dengan menggunakan pendinginan, penghilangan katalis secara tiba-tiba, dimungkinkan juga untuk mengencerkan atau memindahkan salah satu reagen ke keadaan non-reaktif.
Metode analisis fisikokimia dalam kinetika eksperimental modern lebih sering digunakan daripada metode kimia. Dengan bantuan mereka, Anda dapat mengamati perubahan konsentrasi zat secara real time. Dalam hal ini, tidak perlu menghentikan reaksi dan mengambil sampel.
Metode fisikokimia didasarkan pada pengukuran sifat fisik yang bergantung pada kandungan kuantitatif senyawa tertentu dalam sistem dan berubah seiring waktu. Misalnya, jika gas terlibat dalam suatu reaksi, maka tekanan mungkin memiliki sifat tersebut. Konduktivitas listrik, indeks bias, dan spektrum serapan zat juga diukur.
Laju reaksi kimia. Kesetimbangan kimia
Rencana:
1. Konsep laju reaksi kimia.
2. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi kimia.
3. Kesetimbangan kimia. Faktor-faktor yang mempengaruhi keseimbangan perpindahan. Prinsip Le Chatelier.
Reaksi kimia terjadi pada tingkat yang berbeda-beda. Reaksi terjadi sangat cepat dalam larutan air. Misalnya, jika larutan barium klorida dan natrium sulfat dikeringkan, endapan putih barium sulfat akan segera mengendap. Etilena dengan cepat, namun tidak seketika, mengubah warna air brom. Karat perlahan terbentuk pada benda besi, plak muncul pada produk tembaga dan perunggu, dan dedaunan membusuk.
Sains mempelajari laju reaksi kimia, serta mengidentifikasi ketergantungannya pada kondisi proses - kinetika kimia.
Jika reaksi terjadi dalam medium homogen, misalnya dalam larutan atau fasa gas, maka interaksi reaktan terjadi di seluruh volume. Reaksi seperti ini disebut homogen.
Jika suatu reaksi terjadi antara zat-zat yang keadaan agregasinya berbeda (misalnya antara zat padat dan gas atau cairan) atau antara zat-zat yang tidak mampu membentuk medium homogen (misalnya antara dua zat cair yang tidak dapat bercampur), maka reaksi tersebut terjadi. hanya pada permukaan kontak zat. Reaksi seperti ini disebut heterogen.
υ reaksi homogen ditentukan oleh perubahan jumlah zat per satuan per satuan volume:
υ =Δn / Δt ∙V
di mana n adalah perubahan jumlah mol salah satu zat (paling sering zat asli, tetapi bisa juga merupakan produk reaksi), (mol);
V – volume gas atau larutan (l)
Karena Δ n / V = ΔC (perubahan konsentrasi), maka
υ =Δ C / Δt (mol/l∙s)
υ reaksi heterogen ditentukan oleh perubahan jumlah zat per satuan waktu pada satuan permukaan kontak zat.
υ =Δn / Δt ∙ S
dimana Δ n – perubahan jumlah zat (reagen atau produk), (mol);
Δt – interval waktu (s, menit);
S – luas permukaan kontak zat (cm 2, m 2)
Mengapa laju reaksi yang berbeda tidak sama?
Agar reaksi kimia dapat dimulai, molekul-molekul zat yang bereaksi harus bertumbukan. Namun tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi kimia. Agar tumbukan dapat menimbulkan reaksi kimia, molekul-molekul tersebut harus mempunyai energi yang cukup tinggi. Partikel yang dapat mengalami reaksi kimia pada tumbukan disebut aktif. Mereka memiliki kelebihan energi dibandingkan dengan energi rata-rata sebagian besar partikel – energi aktivasi E bertindak. Jumlah partikel aktif dalam suatu zat jauh lebih sedikit dibandingkan dengan energi rata-rata, sehingga agar banyak reaksi dapat dimulai, sistem harus diberi sejumlah energi (kilatan cahaya, pemanasan, guncangan mekanis).
Penghalang energi (nilai E bertindak) berbeda untuk reaksi yang berbeda, semakin rendah, semakin mudah dan cepat reaksi berlangsung.
2. Faktor-faktor yang mempengaruhi υ(jumlah tumbukan partikel dan efisiensinya).
1) Sifat reaktan: komposisinya, struktur => energi aktivasi
▪ semakin sedikit E bertindak, semakin besar υ;
Jika E bertindak < 40 кДж/моль, то это значит, 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, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.
Jika E bertindak> 120 kJ/mol, ini berarti hanya sebagian kecil tumbukan antar partikel yang berinteraksi yang menghasilkan reaksi. Laju reaksi tersebut sangat rendah. Misalnya besi berkarat, atau
terjadinya reaksi sintesis amonia pada suhu biasa hampir tidak mungkin diperhatikan.
Jika E bertindak memiliki nilai antara (40 – 120 kJ/mol), maka laju reaksi tersebut akan rata-rata. Reaksi tersebut meliputi interaksi natrium dengan air atau etanol, perubahan warna air brom dengan etilen, dll.
2) Suhu: pada t untuk setiap 10 0 C, υ 2-4 kali (aturan van't Hoff).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
Pada t, jumlah partikel aktif (s E bertindak) dan tumbukan aktifnya.
Tugas 1. Laju reaksi tertentu pada 0 0 C sama dengan 1 mol/l ∙ jam, koefisien suhu reaksi adalah 3. Berapakah laju reaksi tersebut pada 30 0 C?
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h
3) Konsentrasi: semakin banyak maka semakin sering terjadi tumbukan dan υ. Pada suhu konstan untuk reaksi mA + nB = C menurut hukum aksi massa:
υ = k ∙ C A m ∙ C B n
dimana k adalah konstanta laju;
C – konsentrasi (mol/l)
Hukum aksi massa:
Laju reaksi kimia sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan, yang dipangkatkan sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi.
Z.d.m. tidak memperhitungkan konsentrasi zat yang bereaksi dalam keadaan padat, karena mereka bereaksi pada permukaan dan konsentrasinya biasanya tetap konstan.
Tugas 2. Reaksi berlangsung menurut persamaan A + 2B → C. Berapa kali dan bagaimana laju reaksi berubah jika konsentrasi zat B bertambah 3 kali lipat?
Penyelesaian:υ = k ∙ C A m ∙ C B n
υ = k ∙ C A ∙ C B 2
υ 1 = k ∙ a ∙ b 2
υ 2 = k ∙ a ∙ 3 dalam 2
υ 1 / υ 2 = a ∙ dalam 2 / a ∙ 9 dalam 2 = 1/9
Jawaban: akan meningkat 9 kali lipat
Untuk zat gas, laju reaksi bergantung pada tekanan
Semakin tinggi tekanannya, semakin tinggi kecepatannya.
4) Katalis– zat yang mengubah mekanisme reaksi, tereduksi E bertindak => υ .
▪ Katalis tetap tidak berubah setelah reaksi selesai
▪ Enzim pada dasarnya adalah katalis biologis, yaitu protein.
▪ Inhibitor – zat yang ↓ υ
5) Untuk reaksi heterogen, υ juga bergantung:
▪ pada keadaan permukaan kontak zat yang bereaksi.
Bandingkan: larutan asam sulfat dengan volume yang sama dituangkan ke dalam 2 tabung reaksi dan pada saat yang sama paku besi dijatuhkan ke dalam satu tabung dan serbuk besi dimasukkan ke dalam tabung lainnya. Penggilingan padatan menyebabkan peningkatan jumlah molekulnya yang dapat bereaksi secara bersamaan . Oleh karena itu, pada tabung reaksi kedua laju reaksi akan lebih besar dibandingkan pada tabung reaksi pertama.
Metode kimia
Metode fisik
Metode untuk mengukur kecepatan reaksi
Dalam contoh di atas, laju reaksi antara kalsium karbonat dan asam diukur dengan mempelajari volume gas yang dilepaskan sebagai fungsi waktu. Data percobaan laju reaksi dapat diperoleh dengan mengukur besaran lain.
Jika jumlah total zat gas berubah selama suatu reaksi, perkembangannya dapat dipantau dengan mengukur tekanan gas pada volume konstan. Jika salah satu bahan awal atau salah satu produk reaksi diwarnai, kemajuan reaksi dapat dipantau dengan mengamati perubahan warna larutan. Metode optik lainnya adalah dengan mengukur rotasi bidang polarisasi cahaya (jika bahan awal dan produk reaksi memiliki kekuatan rotasi yang berbeda).
Beberapa reaksi disertai dengan perubahan jumlah ion dalam larutan. Dalam kasus seperti ini, laju reaksi dapat dipelajari dengan mengukur konduktivitas listrik larutan. Bab berikutnya akan membahas beberapa teknik elektrokimia lain yang dapat digunakan untuk mengukur laju reaksi.
Kemajuan suatu reaksi dapat dipantau dengan mengukur konsentrasi salah satu peserta reaksi dari waktu ke waktu menggunakan berbagai metode analisis kimia. Reaksi dilakukan dalam bejana termostat. Pada interval tertentu, sampel larutan (atau gas) diambil dari bejana dan ditentukan konsentrasi salah satu komponennya. Untuk mendapatkan hasil yang dapat diandalkan, penting agar tidak terjadi reaksi pada sampel yang diambil untuk dianalisis. Hal ini dicapai dengan mengikat salah satu reagen secara kimia, mendinginkan secara tiba-tiba, atau mengencerkan larutan.
Studi eksperimental menunjukkan bahwa kecepatan reaksi bergantung pada beberapa faktor. Mari kita pertimbangkan dulu pengaruh faktor-faktor ini pada tingkat kualitatif.
1.Sifat zat yang bereaksi. Dari praktek laboratorium kita mengetahui bahwa netralisasi asam dengan basa
H + + OH – ® H 2 O
interaksi garam dengan pembentukan senyawa yang sedikit larut
Ag + + Cl – ® AgCl
dan reaksi lain dalam larutan elektrolit terjadi dengan sangat cepat. Waktu yang diperlukan untuk menyelesaikan reaksi tersebut diukur dalam milidetik dan bahkan mikrodetik. Hal ini cukup bisa dimaklumi, karena inti dari reaksi tersebut adalah pendekatan dan kombinasi partikel bermuatan dengan muatan yang berlawanan tanda.
Berbeda dengan reaksi ionik, interaksi antar molekul yang terikat secara kovalen biasanya terjadi jauh lebih lambat. Memang, selama reaksi antara partikel-partikel tersebut, ikatan dalam molekul zat awal harus diputus. Untuk melakukan hal ini, molekul-molekul yang bertabrakan harus mempunyai sejumlah energi tertentu. Selain itu, jika molekulnya cukup kompleks, agar reaksi dapat terjadi di antara molekul-molekul tersebut, molekul-molekul tersebut harus diorientasikan dengan cara tertentu dalam ruang.
2. Konsentrasi reaktan. Laju reaksi kimia, jika hal-hal lain dianggap sama, bergantung pada jumlah tumbukan partikel-partikel yang bereaksi per satuan waktu. Kemungkinan tumbukan bergantung pada jumlah partikel per satuan volume, mis. pada konsentrasi. Oleh karena itu, laju reaksi meningkat seiring dengan meningkatnya konsentrasi.
3. Keadaan fisik suatu zat. Dalam sistem homogen, laju reaksi bergantung pada jumlah tumbukan partikel volume larutan(atau gas). Dalam sistem heterogen, interaksi kimia terjadi di antarmuka. Meningkatnya luas permukaan suatu zat padat ketika dihancurkan akan memudahkan partikel-partikel yang bereaksi untuk mencapai partikel-partikel zat padat tersebut, sehingga menyebabkan percepatan reaksi yang signifikan.
4. Suhu mempunyai dampak yang signifikan terhadap laju berbagai proses kimia dan biologi. Dengan meningkatnya suhu, energi kinetik partikel meningkat, dan akibatnya, proporsi partikel yang energinya cukup untuk interaksi kimia meningkat.
5. Faktor sterik mencirikan perlunya orientasi timbal balik dari partikel-partikel yang bereaksi. Semakin kompleks suatu molekul, semakin kecil kemungkinan molekul tersebut dapat terorientasi dengan benar, dan semakin tidak efisien tumbukan yang terjadi.
6. Ketersediaan katalis.Katalis adalah zat yang kehadirannya mengubah laju reaksi kimia. Dimasukkan ke dalam sistem reaksi dalam jumlah kecil dan tetap tidak berubah setelah reaksi, mereka mampu mengubah laju proses secara drastis.
Faktor-faktor utama yang menentukan laju reaksi akan dibahas lebih rinci di bawah ini.
Mari kita definisikan konsep dasar kinetika kimia - laju reaksi kimia:
Laju reaksi kimia adalah jumlah tindakan dasar suatu reaksi kimia yang terjadi per satuan waktu per satuan volume (untuk reaksi homogen) atau per satuan permukaan (untuk reaksi heterogen).
Laju reaksi kimia adalah perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu.
Definisi pertama adalah yang paling membatasi; Oleh karena itu, laju reaksi kimia juga dapat dinyatakan sebagai perubahan waktu dari setiap parameter keadaan sistem, bergantung pada jumlah partikel zat yang bereaksi, per satuan volume atau permukaan - konduktivitas listrik, kerapatan optik, konstanta dielektrik, dll. dll. Namun, dalam kimia, ketergantungan konsentrasi reagen terhadap waktu paling sering dipertimbangkan. Dalam kasus reaksi kimia satu arah (ireversibel) (selanjutnya hanya reaksi satu arah yang dipertimbangkan), jelas bahwa konsentrasi zat awal terus menurun seiring waktu (ΔC dalam< 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются (ΔС прод >0). Laju reaksi dianggap positif, demikian definisi matematisnya kecepatan reaksi rata-rata dalam selang waktu Δt ditulis sebagai berikut:
(II.1)
Pada interval waktu yang berbeda, laju rata-rata suatu reaksi kimia memiliki nilai yang berbeda-beda; laju reaksi sebenarnya (sesaat). didefinisikan sebagai turunan konsentrasi terhadap waktu:
(II.2)
Terdapat representasi grafis dari ketergantungan konsentrasi reagen terhadap waktu kurva kinetik (Gambar 2.1).
Beras. 2.1 Kurva kinetik zat awal (A) dan produk reaksi (B).
Laju reaksi sebenarnya dapat ditentukan secara grafis dengan menggambar garis singgung kurva kinetik (Gbr. 2.2); laju reaksi sebenarnya pada waktu tertentu sama nilai absolutnya dengan garis singgung sudut singgung:
Beras. 2.2 Definisi grafis dari sumber V.
(II.3)
Perlu diperhatikan bahwa jika koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi kimia tidak sama, maka besarnya laju reaksi akan bergantung pada perubahan konsentrasi pereaksi yang ditentukan. Jelas sekali, dalam reaksinya
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
konsentrasi hidrogen, oksigen dan air berubah pada tingkat yang berbeda-beda:
ΔC(H 2) = ΔC(H 2 O) = 2 ΔC(O 2).
Kecepatan reaksi kimia bergantung pada banyak faktor: sifat reaktan, konsentrasinya, suhu, sifat pelarut, dll.
Salah satu tugas yang dihadapi kinetika kimia adalah menentukan komposisi campuran reaksi (yaitu konsentrasi semua reagen) pada suatu waktu, untuk itu perlu diketahui ketergantungan laju reaksi terhadap konsentrasi. Secara umum, semakin besar konsentrasi reaktan, semakin besar pula laju reaksi kimianya. Kinetika kimia didasarkan pada apa yang disebut. postulat dasar kinetika kimia:
Laju reaksi kimia berbanding lurus dengan hasil kali konsentrasi zat-zat yang bereaksi, yang dipangkatkan tertentu.
Artinya, untuk reaksinya
AA + bB + dD + ... → eE + ...
Anda bisa menuliskannya
(II.4)
Koefisien proporsionalitas k adalah konstanta laju reaksi kimia. Konstanta laju secara numerik sama dengan laju reaksi pada konsentrasi semua reaktan sama dengan 1 mol/l.
Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan ditentukan secara eksperimental dan disebut persamaan kinetik reaksi kimia. Tentunya, untuk menulis persamaan kinetik, perlu ditentukan secara eksperimental nilai konstanta laju dan eksponen pada konsentrasi zat yang bereaksi. Pangkat konsentrasi masing-masing reaktan dalam persamaan kinetik reaksi kimia (masing-masing dalam persamaan (II.4) x, y dan z) adalah orde reaksi privat untuk komponen ini. Jumlah eksponen persamaan kinetik reaksi kimia (x + y + z) adalah orde reaksi umum . Perlu ditekankan bahwa orde reaksi hanya ditentukan dari data eksperimen dan tidak berhubungan dengan koefisien stoikiometri reaktan dalam persamaan reaksi. Persamaan stoikiometri suatu reaksi adalah persamaan keseimbangan material dan sama sekali tidak dapat menentukan sifat jalannya reaksi dari waktu ke waktu.
Dalam kinetika kimia, merupakan kebiasaan untuk mengklasifikasikan reaksi berdasarkan besarnya orde reaksi keseluruhan. Mari kita perhatikan ketergantungan konsentrasi reaktan terhadap waktu untuk reaksi ireversibel (satu sisi) orde nol, pertama dan kedua.
Laju reaksi kimia, ketergantungannya pada berbagai faktor
Reaksi kimia homogen dan heterogen
Reaksi kimia terjadi pada kecepatan yang berbeda-beda: pada kecepatan rendah selama pembentukan stalaktit dan stalagmit, pada kecepatan rata-rata saat memasak makanan, seketika selama ledakan. Reaksi terjadi sangat cepat dalam larutan air, hampir seketika. Kami mencampur larutan barium klorida dan natrium sulfat - barium sulfat segera terbentuk sebagai endapan. Belerang terbakar dengan cepat, tetapi tidak seketika, magnesium larut dalam asam klorida, etilen menghilangkan warna air brom. Karat perlahan terbentuk pada benda besi, plak pada produk tembaga dan perunggu, dedaunan perlahan membusuk, dan gigi hancur.
Memprediksi laju reaksi kimia, serta menjelaskan ketergantungannya pada kondisi proses, adalah sebuah tugas kinetika kimia— ilmu tentang pola reaksi kimia yang terjadi seiring berjalannya waktu.
Jika reaksi kimia terjadi dalam medium homogen, misalnya dalam larutan atau dalam fasa gas, maka interaksi zat-zat yang bereaksi terjadi di seluruh volume. Reaksi seperti itu, seperti yang Anda tahu, disebut homogen.
Laju reaksi homogen ($v_(homogen)$) didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu per satuan volume:
$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t·V),$
dimana $∆n$ adalah perubahan jumlah mol suatu zat (paling sering merupakan zat awal, tetapi dapat juga merupakan produk reaksi); $∆t$ — interval waktu (s, menit); $V$ adalah volume gas atau larutan (l).
Karena perbandingan jumlah zat terhadap volume mewakili konsentrasi molar $C$, maka
$(∆n)/(V)=∆C.$
Dengan demikian, laju reaksi homogen didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi salah satu zat per satuan waktu:
$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$
jika volume sistem tidak berubah. Jika suatu reaksi terjadi antara zat-zat yang keadaan agregasinya berbeda (misalnya, antara zat padat dan gas atau cairan), atau antara zat-zat yang tidak mampu membentuk media homogen (misalnya, antara cairan yang tidak dapat bercampur), maka reaksi tersebut hanya terjadi. pada permukaan kontak zat. Reaksi seperti ini disebut heterogen.
Laju reaksi heterogen didefinisikan sebagai perubahan jumlah zat per satuan waktu pada satuan permukaan:
$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(s m^2)]$
dimana $S$ adalah luas permukaan kontak antar zat ($m^2, cm^2$).
Jika, selama reaksi yang sedang berlangsung, konsentrasi zat awal diukur secara eksperimental pada titik waktu yang berbeda, maka perubahannya dapat ditampilkan secara grafis menggunakan kurva kinetik reagen ini.
Laju reaksi tidak konstan. Kami hanya menunjukkan kecepatan rata-rata tertentu dari reaksi tertentu dalam interval waktu tertentu.
Bayangkan kita sedang menentukan laju reaksi
$H_2+Cl_2→2HCl$
a) dengan perubahan konsentrasi $Н_2$;
b) oleh perubahan konsentrasi $HCl$.
Akankah kita mendapatkan nilai yang sama? Lagi pula, dari $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$ terbentuk, maka kecepatan pada kasus b) akan menjadi dua kali lebih besar. Oleh karena itu, nilai laju reaksi juga bergantung pada zat yang menentukannya.
Perubahan jumlah suatu zat yang menentukan laju reaksi merupakan faktor eksternal yang diamati oleh peneliti. Padahal, semua proses dilakukan di tingkat mikro. Tentu saja, agar beberapa partikel dapat bereaksi, pertama-tama partikel-partikel tersebut harus bertumbukan, dan bertumbukan secara efektif: tidak berhamburan seperti bola ke berbagai arah, namun sedemikian rupa sehingga ikatan-ikatan lama dalam partikel-partikel tersebut hancur atau melemah dan ikatan-ikatan baru dapat terbentuk, dan karena Untuk mencapai hal ini, partikel harus memiliki energi yang cukup.
Data yang dihitung menunjukkan bahwa, misalnya, dalam gas, tumbukan molekul pada tekanan atmosfer berjumlah miliaran per $1$ detik, yaitu semua reaksi harus terjadi secara instan. Tapi itu tidak benar. Ternyata hanya sebagian kecil molekul yang mempunyai energi yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan efektif.
Kelebihan energi minimum yang harus dimiliki suatu partikel (atau pasangan partikel) agar terjadinya tumbukan efektif disebut energi aktivasi$E_a$.
Jadi, pada jalur semua partikel memasuki reaksi terdapat penghalang energi yang sama dengan energi aktivasi $E_a$. Kalau kecil, banyak partikel yang bisa mengatasinya, dan laju reaksinya tinggi. Jika tidak, diperlukan dorongan. Saat Anda membawa korek api untuk menyalakan lampu alkohol, Anda memberikan energi tambahan $E_a$ yang diperlukan untuk tumbukan efektif molekul alkohol dengan molekul oksigen (mengatasi penghalang).
Sebagai kesimpulan, mari kita simpulkan: banyak kemungkinan reaksi yang praktis tidak terjadi, karena energi aktivasi tinggi.
Ini sangat penting bagi kehidupan kita. Bayangkan apa yang akan terjadi jika semua reaksi yang diperbolehkan secara termodinamika dapat berlangsung tanpa hambatan energi (energi aktivasi). Oksigen di udara akan bereaksi dengan apa pun yang dapat terbakar atau teroksidasi. Semua zat organik akan menderita, mereka akan berubah menjadi karbon dioksida $CO_2$ dan air $H_2O$.
Kecepatan reaksi kimia bergantung pada banyak faktor. Yang utama adalah: sifat dan konsentrasi zat yang bereaksi, tekanan (dalam reaksi yang melibatkan gas), suhu, kerja katalis dan permukaan zat yang bereaksi jika terjadi reaksi heterogen. Mari kita perhatikan pengaruh masing-masing faktor ini terhadap laju reaksi kimia.
Suhu
Anda tahu bahwa ketika suhu meningkat, dalam banyak kasus laju reaksi kimia meningkat secara signifikan. Pada abad ke-19 Ahli kimia Belanda J. H. van't Hoff merumuskan aturan ini:
Peningkatan suhu setiap $10°C$ menyebabkan peningkatan laju reaksi sebesar 2-4 kali (nilai ini disebut koefisien suhu reaksi).
Dengan meningkatnya suhu, kecepatan rata-rata molekul, energinya, dan jumlah tumbukan sedikit meningkat, tetapi proporsi molekul aktif yang berpartisipasi dalam tumbukan efektif yang mengatasi hambatan energi reaksi meningkat tajam.
Secara matematis, ketergantungan ini dinyatakan dengan relasi:
$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$
dimana $υ_(t_1)$ dan $υ_(t_2)$ masing-masing adalah laju reaksi pada suhu akhir $t_2$ dan suhu awal $t_1$, dan $γ$ adalah koefisien suhu laju reaksi, yang menunjukkan berapa banyak kali laju reaksi meningkat seiring kenaikan suhu untuk setiap $10°С$.
Namun untuk meningkatkan laju reaksi, peningkatan suhu tidak selalu dapat dilakukan, karena zat awal mungkin mulai terurai, pelarut atau zat itu sendiri mungkin menguap.
Konsentrasi reaktan
Perubahan tekanan ketika zat gas ikut serta dalam reaksi juga menyebabkan perubahan konsentrasi zat tersebut.
Agar interaksi kimia antar partikel dapat terjadi, mereka harus bertumbukan secara efektif. Semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin banyak tumbukan dan, karenanya, semakin tinggi pula laju reaksi. Misalnya, asetilena terbakar sangat cepat dalam oksigen murni. Dalam hal ini, suhu yang cukup untuk melelehkan logam akan berkembang. Berdasarkan sejumlah besar bahan percobaan, pada tahun 1867 orang Norwegia K. Guldenberg dan P. Waage dan secara mandiri pada tahun 1865, ilmuwan Rusia N.I. Beketov merumuskan hukum dasar kinetika kimia, yang menetapkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi dari zat-zat yang bereaksi.
Laju reaksi kimia sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan, yang dipangkatkan sama dengan koefisiennya dalam persamaan reaksi.
Hukum ini disebut juga hukum aksi massa.
Untuk reaksi $A+B=D$ hukum ini dinyatakan sebagai berikut:
$υ_1=k_1·C_A·C_B$
Untuk reaksi $2A+B=D$ hukum ini dinyatakan sebagai berikut:
$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$
Di sini $С_А, С_В$ adalah konsentrasi zat $А$ dan $В$ (mol/l); $k_1$ dan $k_2$ adalah koefisien proporsionalitas yang disebut konstanta laju reaksi.
Arti fisika dari konstanta laju reaksi tidak sulit untuk ditentukan - secara numerik sama dengan laju reaksi dimana konsentrasi reaktan sama dengan $1$ 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 aksi massa tidak memperhitungkan konsentrasi zat yang bereaksi dalam keadaan padat, karena mereka bereaksi pada permukaan dan konsentrasinya biasanya konstan.
Misalnya saja untuk reaksi pembakaran batu bara
ekspresi laju reaksi harus ditulis sebagai berikut:
$υ=k·C_(O_2)$,
yaitu, laju reaksi hanya sebanding dengan konsentrasi oksigen.
Jika persamaan reaksi hanya menggambarkan reaksi kimia total yang berlangsung dalam beberapa tahap, maka laju reaksi tersebut 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 menguntungkan secara energi dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Mereka dipanggil katalis(dari lat. katalisis- kehancuran).
Katalis bertindak sebagai pemandu yang berpengalaman, membimbing sekelompok wisatawan tidak melalui jalan raya yang tinggi di pegunungan (mengatasinya membutuhkan banyak tenaga dan waktu dan tidak dapat diakses oleh semua orang), tetapi sepanjang jalan pintas yang diketahuinya, sepanjang itu seseorang dapat mengatasi gunung dengan lebih mudah dan lebih cepat. Benar, dengan menggunakan rute bundaran, Anda tidak bisa sampai ke tempat yang dituju oleh jalur utama. Namun terkadang inilah yang dibutuhkan! Ini adalah sebutan untuk katalis selektif. Jelas bahwa tidak perlu membakar amonia dan nitrogen, tetapi oksida nitrat (II) digunakan dalam produksi asam nitrat.
Katalis adalah zat yang ikut serta dalam suatu 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 menggunakan katalis disebut katalisis. Katalis banyak digunakan di berbagai industri dan transportasi (catalytic converter yang mengubah nitrogen oksida dari 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, penguraian hidrogen peroksida dengan adanya katalis mangan (IV) oksida padat:
$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$
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 $V_2O_5$:
$2JADI_2+O_2⇄2JADI_3$
Dalam produksi metanol, katalis seng-kromium padat digunakan ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):
$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$
Katalis biologis bekerja sangat efektif - enzim. Secara kimiawi mereka adalah protein. Berkat mereka, reaksi kimia kompleks terjadi dengan kecepatan tinggi pada organisme hidup pada suhu rendah. Enzim sangat spesifik; masing-masing enzim hanya mempercepat reaksinya sendiri, terjadi pada waktu dan tempat yang tepat dengan hasil mendekati $100%$. Menciptakan katalis buatan yang mirip dengan enzim adalah impian para ahli kimia!
Anda, tentu saja, pernah mendengar tentang zat menarik lainnya - penghambat(dari lat. bersembunyi- menahan). Mereka bereaksi dengan partikel aktif dengan kecepatan tinggi membentuk senyawa dengan aktivitas rendah. Akibatnya reaksi melambat tajam dan kemudian berhenti. Inhibitor seringkali ditambahkan secara khusus ke berbagai zat untuk mencegah proses yang tidak diinginkan.
Misalnya inhibitor digunakan untuk menstabilkan larutan hidrogen peroksida, monomer untuk mencegah polimerisasi dini, dan asam klorida agar dapat diangkut dalam wadah baja. Inhibitor juga ditemukan pada organisme hidup; mereka menekan berbagai reaksi oksidasi berbahaya dalam sel jaringan, yang dapat dipicu, misalnya, oleh radiasi radioaktif.
Sifat zat yang bereaksi (komposisi, strukturnya)
Nilai energi aktivasi adalah faktor yang mempengaruhi sifat reaktan terhadap laju reaksi.
Jika energi aktivasi kecil ($< 40$ 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.
Jika energi aktivasi tinggi ($> $120 kJ/mol), ini berarti hanya sebagian kecil tumbukan antar partikel yang berinteraksi yang menghasilkan reaksi. Oleh karena itu, laju reaksi tersebut sangat rendah. Misalnya, kemajuan reaksi sintesis amonia pada suhu biasa hampir mustahil untuk diperhatikan.
Jika energi aktivasi memiliki nilai antara ($40-120 $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.
Hubungi permukaan zat yang bereaksi
Laju reaksi yang terjadi pada permukaan zat, mis. heterogen, bergantung, jika hal-hal lain dianggap sama, pada sifat-sifat permukaan ini. Diketahui bahwa bubuk kapur larut lebih cepat dalam asam klorida dibandingkan sepotong kapur dengan berat yang sama.
Peningkatan laju reaksi dijelaskan, pertama-tama, oleh peningkatan permukaan kontak zat awal, serta sejumlah alasan lain, misalnya, rusaknya struktur kisi kristal biasa. Hal ini mengarah pada fakta bahwa partikel pada permukaan mikrokristal yang dihasilkan jauh lebih reaktif dibandingkan partikel yang sama pada permukaan halus.
Dalam industri, untuk melakukan reaksi heterogen, unggun terfluidisasi digunakan untuk meningkatkan permukaan kontak zat yang bereaksi, suplai zat awal, dan penghilangan produk. Misalnya, dalam produksi asam sulfat, pirit dibakar menggunakan fluidized bed; dalam kimia organik, dengan menggunakan fluidized bed, dilakukan perengkahan katalitik produk minyak bumi dan regenerasi (restorasi) katalis yang gagal (coked).