Скорость химической реакции: условия, примеры. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Скорость реакции, ее зависимость от различных факторов

Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие.

К какому бы типу ни относились химические реакции, они осуществляются с различной скоростью. Например, геохимические превращения в недрах Земли (образование кристаллогидратов, гидролиз солей, синтез или разложение минералов) протекают тысячи, миллионы лет. А такие реакции, как горение пороха, водорода, селитр, бертолетовой соли происходят в течение долей секунд.

Под скоростью химической реакции понимается изменение количеств реагирующих веществ (или продуктов реакции) в единицу времени. Чаще всего используется понятие средней скорости реакции (Δc p) в интервале времени.

v ср = ± ∆C/∆t

Для продуктов ∆С > 0, для исходных веществ -∆С < 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Скорость каждой химической реакции зависит от многих факторов: от природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, изменении температуры реакции, степени измельчённости реагирующих веществ, изменении давления, введения в среду реакци катализатора.

Природа реагирующих веществ существенно влияет на скорость химической реакции. В качестве примера рассмотрим взаимодействие некоторых металлов с постоянным компонентом - водой. Определим металлы: Na, Са, Аl ,Аu . Натрий реагирует с водой при обычной температуре очень бурно, с выделением большого количества теплоты.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Q;

Менее энергично при обычной температуре реагирует с водой кальций:

Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + H 2 + Q;

Алюминий реагирует с водой уже при повышенной температуре:

2Аl + 6Н 2 О = 2Аl(ОН)з + ЗН 2 - Q;

А золото - один из неактивных металлов, с водой ни при обычной, ни при повышенной температуре не реагирует.

Скорость химической реакции находится в прямой зависимости от концентрации реагирующих веществ . Так, для реакции:

C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2Н 2 О;

Выражение скорости реакции имеет вид:

v = k**[О 2 ] 3 ;

Где k - константа скорости химической реакции, численно равная скорости данной реакции при условии, что концентрации реагирующих компонентов равны 1 г/моль; величины [С 2 Н 4 ] и [О 2 ] 3 соответствуют концентрациям реагирующих веществ, возведенные в степень их стехиометрических коэффициентов. Чем больше концентрация [С 2 Н 4 ] или [О 2 ], тем больше в единицу времени соударений молекул данных веществ, следовательно больше скорость химической реакции.

Скорости химических реакций, как правило, находятся также в прямой зависимости от температуры реакции . Естественно, при увеличении температуры кинетическая энергия молекул возрастает, что так же приводит к большим столкновением молекул в единицу времени. Многочисленные опыты показали, что при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа):

где V T 2 - скорость химической реакции при Т 2 ; V ti - скорость химической реакции при T 1 ; g- температурный коэффициент скорости реакции.

Влияние степени измельчённости веществ на скорость реакции так же находится в прямой зависимости. Чем в более мелком состоянии находятся частицы реагирующих веществ, тем в большей степени они соприкасаются друг с другом в единицу времени тем больше скорость химической реакции. Поэтому, как правило, реакции между газообразными веществами или растворами протекают быстрее, чем в твердом состоянии.

Изменение давления оказывает влияние на скорость реакции между веществами, находящимися в газообразном состоянии. Находясь в замкнутом объеме при постоянной температуре реакция протекает со скоростью V 1. Если в данной системе мы повысим давление (следовательно, уменьшим объем), концентрации реагирующих веществ возрастут, увеличится соударение их молекул в единицу времени, скорость реакции повысится до V 2 (v 2 > v 1).

Катализаторы - это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но остающиеся неизменными после того, как химическая реакция заканчивается. Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом, Катализаторы могут как ускорять химико-динамический процесс, так и замедлять его. Когда взаимодействующие вещества и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, то говорят о гомогенном катализе, а при гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях. Катализатор с реагентами образует промежуточный комплекс. Например, для реакции:

Катализатор (К) образует комплекс с А или В - АК, ВК, который высвобождает К при взаимодействии со свободной частицей А или В:

АК + В = АВ + К

ВК + А = ВА + К;

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Скорость химических реакций, ее зависимость от различных факторов

Гомогенные и гетерогенные химические реакции

Химические реакции протекают с различными скоростями: с малой скоростью — при образовании сталактитов и сталагмитов, со средней скоростью — при варке пищи, мгновенно — при взрыве. Очень быстро проходят реакции в водных растворах, практически мгновенно. Смешаем растворы хлорида бария и сульфата натрия — сульфат бария в виде осадка образуется немедленно. Быстро, но не мгновенно, горит сера, магний растворяется в соляной кислоте, этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, налет на медных и бронзовых изделиях, медленно гниет листва, разрушаются зубы.

Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение ее зависимости от условий проведения процесса — задача химической кинетики — науки о закономерностях протекания химических реакций во времени.

Если химические реакции происходят в однородной среде, например, в растворе или в газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объеме. Такие реакции, как вы знаете, называют гомогенными .

Скорость гомогенной реакции ($v_{гомог.}$) определяется как изменение количества вещества в единицу времени в единице объема:

$υ_{гомог.}={∆n}/{∆t·V},$

где $∆n$ — изменение числа молей одного вещества (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции); $∆t$ — интервал времени (с, мин.); $V$ — объем газа или раствора (л).

Поскольку отношение количества вещества к объему представляет собой молярную концентрацию $С$, то

${∆n}/{V}=∆C.$

Таким образом, скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации одного из веществ в единицу времени:

$υ_{гомог.}={∆C}/{∆t}[{моль}/{л·с}]$

если объем системы не меняется. Если реакция идет между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях (например, между твердым веществом и газом или жидкостью), или между веществами, неспособными образовывать гомогенную среду (например, между несмешивающимися жидкостями), то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называют гетерогенными .

Скорость гетерогенной реакции определяется как изменение количества вещества в единицу времени на единице поверхности:

$υ_{гомог.}={∆C}/{∆t·S}[{моль}/{c·м^2}]$

где $S$ — площадь поверхности соприкосновения веществ ($м^2, см^2$).

Если при какой-либо протекающей реакции экспериментально измерять концентрацию исходного вещества в разные моменты времени, то графически можно отобразить ее изменение с помощью кинетической кривой для этого реагента.

Скорость реакции не является постоянной величиной. Мы указывали лишь некоторую среднюю скорость данной реакции в определенном интервале времени.

Представьте себе, что мы определяем скорость реакции

$H_2+Cl_2→2HCl$

а) по изменению концентрации $Н_2$;

б) по изменению концентрации $HCl$.

Одинаковые ли мы получим значения? Ведь из $1$ моль $Н_2$ образуется $2$ моль $HCl$, поэтому и скорость в случае б) окажется больше в два раза. Следовательно, значение скорости реакции зависит и от того, по какому веществу ее определяют.

Изменение количества вещества, по которому определяют скорость реакции, — это внешний фактор, наблюдаемый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Очевидно, для того, чтобы какие-то частицы прореагировали, они прежде всего должны столкнуться, причем столкнуться эффективно: не разлететься, как мячики, в разные стороны, а так, чтобы в частицах разрушились или ослабли старые связи и смогли образоваться новые, а для этого частицы должны обладать достаточной энергией.

Расчетные данные показывают, что, например, в газах столкновения молекул при атмосферном давлении исчисляются миллиардами за $1$ секунду, т.е. все реакции должны были бы идти мгновенно. Но это не так. Оказывается, что лишь очень небольшая доля молекул обладает необходимой энергией, приводящей к эффективному соударению.

Минимальный избыток энергии, который должна иметь частица (или пара частиц), чтобы произошло эффективное соударение, называют энергией активации $E_a$.

Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется энергетический барьер, равный энергии активации $E_a$. Когда он мал, то находится много частиц, которые могут его преодолеть, и скорость реакции велика. В противном случае требуется толчок. Когда вы подносите спичку, чтобы зажечь спиртовку, вы сообщаете дополнительную энергию $E_a$, необходимую для эффективного соударения молекул спирта с молекулами кислорода (преодоление барьера).

В заключение сделаем вывод: многие возможные реакции практически не идут, т.к. высока энергия активации.

Это имеет огромное значение для нашей жизни. Представьте, что бы случилось, если бы все термодинамически разрешенные реакции могли идти, не имея никакого энергетического барьера (энергии активации). Кислород воздуха прореагировал бы со всем, что может гореть или просто окисляться. Пострадали бы все органические вещества, они превратились бы в углекислый газ $CO_2$ и воду $H_2O$.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Основными из них являются: природа и концентрация реагирующих веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов и поверхность реагирующих веществ в случае гетерогенных реакций. Рассмотрим влияние каждого из этих факторов на скорость химической реакции.

Температура

Вам известно, что при повышении температуры в большинстве случаев скорость химической реакции значительно возрастает. В XIX в. голландский химик Я. Х. Вант-Гофф сформулировал правило:

Повышение температуры на каждые $10°С$ приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурным коэффициентом реакции).

При повышении температуры средняя скорость молекул, их энергия, число столкновений увеличиваются незначительно, зато резко повышается доля активных молекул, участвующих в эффективных соударениях, преодолевающих энергетический барьер реакции.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

$υ_{t_2}=υ_{t_1}γ^{{t_2-t_1}/{10}},$

где $υ_{t_1}$ и $υ_{t_2}$ — скорости реакции соответственно при конечной $t_2$ и начальной $t_1$ температурах, а $γ$ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые $10°С$.

Однако для увеличения скорости реакции повышение температуры не всегда применимо, т.к. исходные вещества могут начать разлагаться, могут испаряться растворители или сами вещества.

Концентрация реагирующих веществ

Изменение давления при участии в реакции газообразных веществ также приводит к изменению концентрации этих веществ.

Чтобы осуществилось химическое взаимодействие между частицами, они должны эффективно столкнуться. Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений и, соответственно, выше скорость реакции. Например, в чистом кислороде ацетилен сгорает очень быстро. При этом развивается температура, достаточная для плавления металла. На основе большого экспериментального материала в 1867 г. норвежцами К. Гульденбергом и П. Вааге и независимо от них в 1865 г. русским ученым Н. И. Бекетовым был сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Этот закон называют также законом действующих масс.

Для реакции $А+В=D$ этот закон выражается так:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Для реакции $2А+В=D$ этот закон выражается так:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Здесь $С_А, С_В$ — концентрации веществ $А$ и $В$ (моль/л); $k_1$ и $k_2$ — коэффициенты пропорциональности, называемые константами скорости реакции.

Физический смысл константы скорости реакции нетрудно установить — она численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ равны $1$ моль/л или их произведение равно единице. В таком случае ясно, что константа скорости реакции зависит только от температуры и не зависит от концентрации веществ.

Закон действующих масс не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности, и их концентрации обычно являются постоянными.

Например, для реакции горения угля

выражение скорости реакции должно быть записано так:

$υ=k·C_{O_2}$,

т. е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.

Если же уравнение реакции описывает лишь суммарную химическую реакцию, проходящую в несколько стадий, то скорость такой реакции может сложным образом зависеть от концентраций исходных веществ. Эта зависимость определяется экспериментально или теоретически на основании предполагаемого механизма реакции.

Действие катализаторов

Можно увеличить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют механизм реакции и направляют ее по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации. Их называют катализаторами (от лат. katalysis — разрушение).

Катализатор действует как опытный проводник, направляющий группу туристов не через высокий перевал в горах (его преодоление требует много сил и времени и не всем доступно), а по известным ему обходным тропам, по которым можно преодолеть гору значительно легче и быстрее. Правда, по обходному пути можно попасть не совсем туда, куда ведет главный перевал. Но иногда именно это и требуется! Именно так действуют катализаторы, которые называют селективными . Ясно, что нет необходимости сжигать аммиак и азот, зато оксид азота (II) находит применение в производстве азотной кислоты.

Катализаторы — это вещества, участвующие в химической реакции и изменяющие ее скорость или направление, но по окончании реакции остающиеся неизменными количественно и качественно.

Изменение скорости химической реакции или ее направления с помощью катализатора называют катализом . Катализаторы широко используют в различных отраслях промышленности и на транспорте (каталитические преобразователи, превращающие оксиды азота выхлопных газов автомобиля в безвредный азот).

Различают два вида катализа.

Гомогенный катализ , при котором и катализатор, и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии (фазе).

Гетерогенный катализ , при котором катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Например, разложение пероксида водорода в присутствии твердого катализатора оксида марганца (IV):

$2H_2O_2{→}↖{MnO_2(I)}2H_2O_{(ж)}+O_2(г)$

Сам катализатор не расходуется в результате реакции, но если на его поверхности адсорбируются другие вещества (их называют каталитическими ядами ), то поверхность становится неработоспособной, требуется регенерация катализатора. Поэтому перед проведением каталитической реакции тщательно очищают исходные вещества.

Например, при производстве серной кислоты контактным способом используют твердый катализатор — оксид ванадия (V) $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

При производстве метанола используют твердый цинкохромовый катализатор ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_{(г)}+2H_{2(г)}⇄CH_3OH_{(г)}$

Очень эффективно работают биологические катализаторы — ферменты . По химической природе это белки. Благодаря им в живых организмах при невысокой температуре с большой скоростью протекают сложные химические реакции. Ферменты отличаются особой специфичностью, каждый из них ускоряет только свою реакцию, идущую в нужное время и в нужном месте с выходом, близким к $100%$. Создание аналогичных ферментам искусственных катализаторов — мечта химиков!

Вы, конечно, слышали и о других интересных веществах — ингибиторах (от лат. inhibere — задерживать). Они с высокой скоростью реагируют с активными частицами с образованием малоактивных соединений. В результате реакция резко замедляется и затем прекращается. Ингибиторы часто специально добавляют в разные вещества, чтобы предотвратить нежелательные процессы.

Например, с помощью ингибиторов стабилизируют растворы пероксида водорода, мономеры для предотвращения преждевременной полимеризации, соляную кислоту, чтобы была возможность ее транспортировки в стальной таре. Ингибиторы содержатся и в живых организмах, они подавляют различные вредные реакции окисления в клетках тканей, которые могут инициироваться, например, радиоактивным излучением.

Природа реагирующих веществ (их состав, строение)

Значение энергии активации является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

Если энергия активации мала ($< 40$ 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.

Если энергия активации велика ($> 120$ кДж/моль), то это означает, что лишь ничтожная часть столкновений между взаимодействующими частицами приводит к реакции. Скорость такой реакции поэтому очень мала. Например, протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заметить практически невозможно.

Если энергии активации имеют промежуточные значения ($40-120$ кДж/моль), то скорости таких реакций будут средними. К таким реакциям можно отнести взаимодействие натрия с водой или этиловым спиртом, обесцвечивание бромной воды этиленом, взаимодействие цинка с соляной кислотой и др.

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ

Скорость реакций, идущих на поверхности веществ, т.е. гетерогенных, зависит при прочих равных условиях от свойств этой поверхности. Известно, что растертый в порошок мел гораздо быстрее растворяется в соляной кислоте, чем равный по массе кусочек мела.

Увеличение скорости реакции объясняется, в первую очередь, увеличением поверхности соприкосновения исходных веществ, а также рядом других причин, например, разрушением структуры правильной кристаллической решетки. Это приводит к тому, что частицы на поверхности образующихся микрокристаллов значительно реакционноспособнее, чем те же частицы на гладкой поверхности.

В промышленности для проведения гетерогенных реакций используют кипящий слой, чтобы увеличить поверхность соприкосновения реагирующих веществ, подвод исходных веществ и отвод продуктов. Например, при производстве серной кислоты с помощью кипящего слоя проводят обжиг колчедана; в органической химии с применением кипящего слоя проводят каталитический крекинг нефтепродуктов и регенерацию (восстановление) вышедшего из строя (закоксованного) катализатора.

Скорость химических реакций. Химическое равновесие

План:

1. Понятие о скорости химической реакции.

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро протекают реакции в водных растворах. Например, если слить растворы хлорида бария и сульфата натрия, то тут же немедленно выпадает белый осадок сульфата бария. Быстро, но не мгновенно этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, появляется налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва.

Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.

Если реакции протекают в однородной среде, например, в растворе или газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объёме. Такие реакции называются гомогенными.

Если реакция идет между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях (например, между твердым веществом и газом или жидкостью) или между веществами, не способными образовывать гомогенную среду (например, между двумя несмешивающимися жидкостями), то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называются гетерогенными.

υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу в единице объёма:

υ =Δ n / Δt ∙V

где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);

V – объем газа или раствора (л)

Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то

υ =Δ С / Δt (моль/л∙ с)

υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.

υ =Δ n / Δt ∙ S

где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см 2 , м 2)

Почему скорость разных реакций не одинакова?

Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Е акт. Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).

Энергетический барьер (величина Е акт ) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.

2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).

1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации

▪ чем меньше Е акт , тем больше υ;

Если Е акт < 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.

Если Е акт > 120 кДж/моль, то это означает, что лишь ничтожная часть столкновений между взаимодействующим частицами приводит к реакции. Скорость таких реакций очень мала. Например, ржавление железа, или

протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заметить практически невозможно.

Если Е акт имеют промежуточные значения (40 – 120 кДж/моль), то скорость таких реакций будут средними. К таким реакциям можно отнести взаимодействие натрия с водой или этанолом, обесцвечивание этиленом бромной воды и др.

2) Температура : при t на каждые 10 0 С, υ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

При t, количество активных частиц (с Е акт ) и их активных соударений.

Задача 1. Скорость некоторой реакции при 0 0 С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 30 0 С?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙ч

3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ . При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)

Закон действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

З.д.м. не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности и их концентрации обычно остаются постоянными.

Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?

Решение:υ = k ∙ С A m ∙ C B n

υ = k ∙ С A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ в 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 в 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ в 2 / а ∙ 9 в 2 = 1/9

Ответ: увеличится в 9 раз

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.

4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Е акт => υ .

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ

5) Для гетерогенных реакций υ зависит также:

▪ от состояния поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Сравните: в 2 пробирки налили одинаковые объёмы раствора серной кислоты и одновременно опустили в одну – железный гвоздь, в другую – железные опилки.Измельчение твердого вещества приводит к увеличению числа его молекул, которые могут одновременно вступить в реакцию. Следовательно, во второй пробирке скорость реакции будет больше, чем в первой.

Основные изучаемые понятия:

Скорость химических реакций

Молярная концентрация

Кинетика

Гомогенные и гетерогенные реакции

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Катализатор, ингибитор

Катализ

Обратимые и необратимые реакции

Химическое равновесие

Химические реакции – это реакции, в результате которых из одних веществ получаются другие (из исходных веществ образуются новые вещества). Одни химические реакции протекают за доли секунды (взрыв), другие же – за минуты, дни, годы, десятилетия и т.д.

Например: мгновенно с воспламенением и взрывом происходит реакция горения пороха, а реакция потемнения серебра или ржавления железа (коррозия) идёт так медленно, что проследить за её результатом можно лишь по истечении длительного времени.

Для характеристики быстроты химической реакции используют понятие скорости химической реакции – υ.

Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ реакции в единицу времени.

Формула вычисления скорости химической реакции:

υ =	с 2 – с 1	=	∆ с
t 2 – t 1	∆ t

с 1 – молярная концентрация вещества в начальный момент времени t 1

с 2 – молярная концентрация вещества в начальный момент времени t 2

так как скорость химической реакции характеризуется изменением молярной концентрации реагирующих веществ (исходных веществ), то t 2 > t 1 , а с 2 > с 1 (концентрация исходных веществ убывает по мере протекания реакции).

Молярная концентрация (с) – это количество вещества в единице объёма. Единица измерения молярной концентрации - [моль/л].

Раздел химии, который изучает скорость химических реакций, называется химической кинетикой . Зная её законы, человек может управлять химическими процессами, задавать им определённую скорость.

При расчёте скорости химической реакции необходимо помнить, что реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные реакции – реакции, которые протекают в одной среде (т.е. реагирующие вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии; например: газ + газ, жидкость + жидкость ).

Гетерогенные реакции – это реакции, протекающие между веществами в неоднородной среде (есть поверхность раздела фаз, т.е. реагирующие вещества находятся в разном агрегатном состоянии; например: газ + жидкость, жидкость + твёрдое вещество ).

Данная выше формула расчёта скорости химической реакции справедлива только для гомогенных реакций. Если реакция гетерогенная, то она может идти только на поверхности разделе реагирующих веществ.

Для гетерогенной реакции скорость вычисляется по формуле:

∆ν – изменение количества вещества

S – площадь поверхности раздела фаз

∆ t – промежуток времени, за который проходила реакция

Скорость химических реакций зависит от разных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации веществ, температуры, катализаторов или ингибиторов.

Зависимость скорости реакций от природы реагирующих веществ.

Разберём данную зависимость скорости реакции на примере: опустим в две пробирки, в которых находится одинаковое количество раствора соляной кислоты (HCl), одинаковые по площади гранулы металлов: в первую пробирку гранулу железа (Fe), а во вторую – гранулу магния (Mg). В результате наблюдений, по скорости выделения водорода (Н 2), можно заметить, что с наибольшей скорость с соляной кислотой реагирует магний, чем железо . На скорость данной химической реакции оказывает влияние природа металла (т.е. магний более химически активный металл, чем железо, и поэтому он более энергично взаимодействует с кислотой).

Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ.

Чем выше концентрация реагирующего (исходного) вещества, тем быстрее протекает реакция. И наоборот, чем меньше концентрация реагирующего вещества, тем медленнее идёт реакция.

Например: нальём в одну пробирку концентрированный раствор соляной кислоты (HCl), а в другую – разбавленный раствор соляной кислоты. Положим в обе пробирки по грануле цинка (Zn). Пронаблюдаем, по скорости выделения водорода, что реакция быстрее пойдёт в первой пробирке, т.к. концентрация соляной кислоты в ней больше, чем во второй пробирке.

Для определения зависимости скорости химической реакции применяют закон действия (действующих) масс : скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, которые равны их коэффициентам.

Например, для реакции, протекающей по схеме : nA + mB → D , скорость химической реакции определяют по формуле:

υ х.р. = k · C (A) n · C (B) m , где

υ х.р - скорость химической реакции

C (A) – А

C (В) – молярная концентрация вещества В

n и m – их коэффициенты

k – константа скорости химической реакции (справочная величина).

Закон действия масс не распространяется на вещества, находящиеся в твёрдом состоянии, т.к. их концентрация постоянна (вследствие того, что они реагируют лишь на поверхности, которая остаётся неизменной).

Например: для реакции 2 Cu + O 2 = 2CuO скорость реакции определяют по формуле:

υ х.р. = k · C(O 2)

ЗАДАЧА: Константа скорости реакции 2А + В = D равна 0,005. вычислить скорость реакции при молярной концентрации вещества А = 0,6 моль/л, вещества В = 0,8 моль/л.

Зависимость скорости химической реакции от температуры .

Эта зависимость определяется правилом Вант – Гоффа (1884г.): при увеличении температура на каждые 10 С о скорость химической реакции увеличивается в среднем в 2 – 4 раза.

Так, взаимодействие водорода (Н 2) и кислорода (О 2) при комнатной температуре почти не происходит, так мала скорость этой химической реакции. Но при температуре 500 С о эта реакция протекает за 50 минут, а при температуре 700 С о – почти мгновенно.

Формула расчёта скорости химической реакции по правилу Вант – Гоффа:

где: υ t 1 и υ t 2 - скорости химических реакций при t 2 и t 1

γ – температурный коэффициент, который показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на 10 С о.

Изменение скорости реакции:

2. Подставим данные из условия задачи в формулу:

Зависимость скорости реакций от специальных веществ – катализаторов и ингибиторов.

Катализатор – вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но само в ней не участвует.

Ингибитор – вещество, замедляющее химическую реакцию, но само в ней не участвующие.

Пример: в пробирку с раствором 3% перекиси водорода (Н 2 О 2), которую нагрели, внесём тлеющую лучину – она не загорится, т.к. скорость реакции разложения перекиси водорода на воду (Н 2 О) и кислород (О 2) очень мала, и образовавшегося кислорода недостаточно для проведения качественной реакции на кислород (поддержание горения). Теперь внесём в пробирку немного чёрного порошка оксида марганца (IV) (MnO 2) и увидим, что началось бурное выделение пузырьков газа (кислорода), а внесённая в пробирку тлеющая лучина ярко вспыхивает. MnO 2 – катализатор данной реакции, он ускорил скорость реакции, но сам в ней не участвовал (это можно доказать взвесив катализатор до и после проведения реакции – его масса не изменится).

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, включая природу реагирующих веществ, концентрацию реагирующих веществ, температуру, наличие катализаторов. Рассмотрим эти факторы.

1). Природа реагирующих веществ . Если идёт взаимодействие между веществами с ионной связью, то реакция протекает быстрее, чем между веществами с ковалентной связью.

2.) Концентрация реагирующих веществ . Чтобы прошла химическая реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. То есть молекулы должны настолько близко подойти друг к другу, чтобы атомы одной частицы испытывали на себе действие электрических полей другой. Только в этом случае будут возможны переходы электронов и соответствующие перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ. Таким образом, скорость химических реакций пропорциональна числу столкновений, которое происходит между молекулами, а число столкновений, в свою очередь, пропорционально концентрации реагирующих веществ. На основании экспериментального материала норвежские учёные Гульдберг и Вааге и независимо от них русский учёный Бекетов в 1867 году сформулировали основной закон химической кинетики – закон действующих масс (ЗДМ): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для общего случая:

закон действующих масс имеет вид:

Запись закона действующих масс для данной реакции называют основным кинетическим уравнением реакции . В основном кинетическом уравнении k – константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Большинство химических реакций является обратимыми. В ходе таких реакций продукты их по мере накопления реагируют друг с другом с образованием исходных веществ:

Скорость прямой реакции:

Скорость обратной реакции:

В момент равновесия:

Отсюда закон действующих масс в состоянии равновесия примет вид:

,

где K – константа равновесия реакции.

3) Влияние температуры на скорость реакции . Скорость химических реакций, как правило, при превышении температуры возрастает. Рассмотрим это на примере взаимодействия водорода с кислородом.

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

При 20 0 С скорость реакции практически равна нулю и понадобилось бы 54 млрд.лет, чтобы взаимодействие прошло на 15%. При 500 0 С для образования воды потребуется 50 минут, а при 700 0 С реакция протекает мгновенно.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа : при увеличении температуры на 10 о скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Правило Вант-Гоффа записывается:

4) Влияние катализаторов . Скорость химических реакций можно регулировать с помощью катализаторов – веществ, изменяющих скорость реакции и остающихся после реакции в неизменном количестве. Изменение скорости реакции в присутствии катализатора называется катализом. Различают положительный (скорость реакции увеличивается) и отрицательный (скорость реакции уменьшается) катализ. Иногда катализатор образуется в ходе реакции, такие процессы называют автокаталитическими. Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе. Например:

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Например:

Гетерогенный катализ связан с ферментативными процессами. Все химические процессы, протекающие в живых организмах, катализируются ферментами, которые представляют собой белки с определёнными специализированными функциями. В растворах, в которых идут ферментативные процессы, нет типичной гетерогенной среды, в связи с отсутствием чётко выраженной поверхности раздела фаз. Такие процессы относят к микрогетерогенному катализу.