ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА РАЗДЕЛЕНИЕ ИЗОТОПОВ 9.2. По определению, изотопы элемента отличаются своими массами, но не химическими свойствами. Точнее говоря, хотя массы ядер изотопов и их строение различны, заряды ядер одинаковы, и поэтому наружные электронные оболочки

Осуществление цепной реакции деления ядер Теперь встал со всей силой вопрос о цепной реакции деления и о возможности получения разрушительной взрывной энергии деления. Этот вопрос роковым образом переплелся с мировой войной, развязанной фашистской Германией 1 сентября

И скорость относительна! Из принципа относительности движения следует, что говорить о прямолинейном и равномерном движении тела с некоторой скоростью, не указывая, относительно какой из покоящихся лабораторий измерена скорость, имеет столь же мало смысла, как говорить

Скорость звука Случалось ли вам наблюдать издали за дровосеком, рубящим дерево? Или, быть может, вы следили за тем, как вдали работает плотник, вколачивая гвозди? Вы могли заметить при этом очень странную вещь: удар раздается не тогда, когда топор врезается в дерево или

УПРАВЛЯЕМЫЕ ТЕРМОЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ Неуправляемые термоядерные реакции происходят при взрывах водородных бомб. Они приводят к высвобождению громадного количества ядерной энергии, сопровождающемуся крайне разрушительным взрывом. Теперь задача ученых - найти пути

В лабиринтах реакции деления В 1938 году немецкие ученые Отто Ган и Фриц Штрассман (1902–1980) сделали удивительное открытие. Они обнаружили, что при бомбардировке урана нейтронами иногда возникают ядра, примерно вдвое более легкие, чем исходное ядро урана. Дальнейшие

Скорость химической реакции

Тема «Скорость химической реакции», пожалуй, наиболее сложная и противоречивая в школьной программе. Это связано со сложностью самой химической кинетики – одного из разделов физической химии. Неоднозначно уже само определение понятия «скорость химической реакции» (см., например, статью Л.С.Гузея в газете «Химия», 2001, № 28,
с. 12). Еще больше проблем возникает при попытке применить закон действующих масс для скорости реакции к любым химическим системам, ведь круг объектов, для которых возможно количественное описание кинетических процессов в рамках школьной программы, очень узок. Хотелось бы особо отметить некорректность использования закона действующих масс для скорости химической реакции при химическом равновесии.
В то же время вообще отказаться от рассмотрения этой темы в школе было бы неверным. Представления о скорости химической реакции очень важны при изучении многих природных и технологических процессов, без них невозможно говорить о катализе и катализаторах, в том числе и о ферментах. Хотя при обсуждении превращений веществ используются в основном качественные представления о скорости химической реакции, введение простейших количественных соотношений все же желательно, особенно для элементарных реакций.
В публикуемой статье достаточно подробно рассматриваются вопросы химической кинетики, которые можно обсуждать на школьных уроках химии. Исключение из курса школьной химии спорных и противоречивых моментов этой темы особенно важно для тех учащихся, кто собирается продолжить свое химическое образование в вузе. Ведь полученные в школе знания нередко вступают в противоречие с научной реальностью.

Химические реакции могут существенно различаться по времени протекания. Смесь водорода и кислорода при комнатной температуре может долгое время оставаться практически без изменений, однако при ударе или поджигании произойдет взрыв. Железная пластина медленно ржавеет, а кусочек белого фосфора самовоспламеняется на воздухе. Важно знать, насколько быстро протекает та или иная реакция, чтобы иметь возможность контролировать ее ход.

Основные понятия

Количественной характеристикой того, насколько быстро протекает данная реакция, является скорость химической реакции, т. е. скорость расходования реагентов или скорость появления продуктов. При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществе идет речь, поскольку все они связаны между собой через уравнение реакции. По изменению количества одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях количеств всех остальных.

Скоростью химической реакции () называют изменение количества вещества реагента или продукта () за единицу времени () в единице объема (V ):

= /(V ).

Скорость реакции в данном случае обычно выражается в моль/(л с).

Приведенное выражение относится к гомогенным химическим реакциям, протекающим в однородной среде, например между газами или в растворе:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ,

BаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2НСl.

Гетерогенные химические реакции идут на поверхности соприкосновения твердого вещества и газа, твердого вещества и жидкости и т.п. К гетерогенным реакциям относятся, например, реакции металлов с кислотами:

Fе + 2НСl = FeСl 2 + Н 2 .

В этом случае скоростью реакции называют изменение количества вещества реагента или продукта () за единицу времени () на единице поверхности (S):

= /(S ).

Скорость гетерогенной реакции выражается в моль/(м 2 с).

Чтобы управлять химическими реакциями, важно не только уметь определять их скорости, но и выяснить, какие условия оказывают на них влияние. Раздел химии, изучающий скорость химических реакций и влияние на нее различных факторов, называется химической кинетикой .

Частота соударений реагирующих частиц

Важнейший фактор, определяющий скорость химической реакции, – концентрация .

При повышении концентрации реагирующих веществ скорость реакции, как правило, возрастает. Для того чтобы вступить в реакцию, две химические частицы должны сблизиться, поэтому скорость реакции зависит от числа столкновений между ними. Увеличение числа частиц в данном объеме приводит к более частым столкновениям и к возрастанию скорости реакции.

Для гомогенных реакций повышение концентрации одного или нескольких реагирующих веществ приведет к увеличению скорости реакции. При понижении концентрации наблюдается противоположный эффект. Концентрация веществ в растворе может быть изменена путем добавления или удаления из сферы реакции реагирующих веществ или растворителя. В газах концентрация одного из веществ может быть увеличена путем введения дополнительного количества этого вещества в реакционную смесь. Концентрации всех газообразных веществ можно увеличить одновременно, уменьшая объем, занимаемый смесью. При этом скорость реакции возрастет. Увеличение объема приводит к обратному результату.

Скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности соприкосновения веществ , т.е. от степени измельчения веществ, полноты смешивания реагентов, а также от состояния кристаллических структур твердых тел. Любые нарушения в кристаллической структуре вызывают увеличение реакционной способности твердых тел, т.к. для разрушения прочной кристаллической структуры требуется дополнительная энергия.

Рассмотрим горение древесины. Целое полено горит на воздухе сравнительно медленно. Если увеличить поверхность соприкосновения дерева с воздухом, расколов полено на щепки, скорость горения увеличится. Вместе с тем древесина горит в чистом кислороде значительно быстрее, чем на воздухе, который содержит лишь около 20% кислорода.

Для протекания химической реакции должно произойти столкновение частиц – атомов, молекул или ионов. В результате столкновений происходит перегруппировка атомов и возникают новые химические связи, что приводит к образованию новых веществ. Вероятность столкновения двух частиц достаточно высока, вероятность одновременного столкновения трех частиц существенно меньше. Одновременное столкновение четырех частиц чрезвычайно маловероятно. Поэтому большинство реакций протекает в несколько стадий, на каждой из которых происходит взаимодействие не более трех частиц.

Реакция окисления бромоводорода протекает с заметной скоростью при 400–600 °С:

4НВr + O 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

В соответствии с уравнением реакции одновременно должно столкнуться пять молекул. Однако вероятность такого события практически равна нулю. Более того, экспериментальные исследования показали, что повышение концентрации – либо кислорода, либо бромоводорода – увеличивает скорость реакции в одно и то же число раз. И это при том, что на каждую молекулу кислорода расходуется четыре молекулы бромоводорода.

Детальное рассмотрение данного процесса показывает, что он протекает в несколько стадий:

1) НBr + О 2 = НООВr (медленная реакция);

2) НООВr + НВr = 2НОВr (быстрая реакция);

3) НОВr + НВr = Н 2 О + Вr 2 (быстрая реакция).

Приведенные реакции, так называемые элементарные реакции , отражают механизм реакции окисления бромоводорода кислородом. Важно отметить, что в каждой из промежуточных реакций участвует только по две молекулы. Сложение первых двух уравнений и удвоенного третьего дает суммарное уравнение реакции. Общая же скорость реакции определяется наиболее медленной промежуточной реакцией, в которой взаимодействуют одна молекула бромоводорода и одна молекула кислорода.

Скорость элементарных реакций прямо пропорциональна произведению молярных концентраций с (с – это количество вещества в единице объема, с = /V ) реагентов, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам (закон действующих масс для скорости химической реакции). Это справедливо лишь для уравнений реакций, отражающих механизмы реальных химических процессов, когда стехиометрические коэффициенты перед формулами реагентов соответствуют числу взаимодействующих частиц.

По числу взаимодействующих в реакции молекул различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные. Например, диссоциация молекулярного йода на атомы: I 2 = 2I – мономолекулярная реакция.

Взаимодействие йода с водородом: I 2 + Н 2 = 2HI – бимолекулярная реакция. Закон действующих масс для химических реакций разной молекулярности записывается по-разному.

Мономолекулярные реакции:

А = В + С,

= kc A ,

где k – константа скорости реакции.

Бимолекулярные реакции:

= kc A c В.

Тримолекулярные реакции:

= kc 2 A c В.

Энергия активации

Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимодействие газообразных веществ, состоящих из молекул А 2 и В 2:

А 2 + В 2 = 2АВ.

В ходе химической реакции происходит перегруппировка атомов, сопровождающаяся разрывом химических связей в исходных веществах и образованием связей в продуктах реакции. При столкновении реагирующих молекул сначала образуется так называемый активированный комплекс , в котором происходит перераспределение электронной плотности, и лишь потом получается конечный продукт реакции:

Энергию, необходимую для перехода веществ в состояние активированного комплекса, называют энергией активации .

Активность химических веществ проявляется в низкой энергии активации реакций с их участием. Чем ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Например, в реакциях между катионами и анионами энергия активации очень мала, поэтому такие реакции протекают почти мгновенно. Если энергия активации велика, то очень малая часть соударений приводит к образованию новых веществ. Так, скорость реакции между водородом и кислородом при комнатной температуре практически равна нулю.

Итак, на скорость реакции оказывает влияние природа реагирующих веществ . Рассмотрим для примера реакции металлов с кислотами. Если опустить в пробирки с разбавленной серной кислотой одинаковые кусочки меди, цинка, магния и железа, можно увидеть, что интенсивность выделения пузырьков газообразного водорода, характеризующая скорость протекания реакции, для этих металлов существенно различается. В пробирке с магнием наблюдается бурное выделение водорода, в пробирке с цинком пузырьки газа выделяются несколько спокойнее. Еще медленнее протекает реакция в пробирке с железом (рис.). Медь вообще не вступает в реакцию с разбавленной серной кислотой. Таким образом, скорость реакции зависит от активности металла.

При замене серной кислоты (сильной кислоты) на уксусную (слабую кислоту) скорость реакции во всех случаях существенно замедляется. Можно сделать вывод, что на скорость реакции металла с кислотой влияет природа обоих реагентов – как металла, так и кислоты.

Повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии химических частиц, т.е. увеличивает число частиц, имеющих энергию выше энергии активации. При повышении температуры число столкновений частиц также увеличивается, что в некоторой степени увеличивает скорость реакции. Однако повышение эффективности столкновений за счет увеличения кинетической энергии оказывает большее влияние на скорость реакции, чем увеличение числа столкновений.

При повышении температуры на десять градусов скорость увеличивается в число раз, равное температурному коэффициенту скорости :

= T +10 /T .

При повышении температуры от T до T "
отношение скоростей реакций T " и T равно
температурному коэффициенту скорости в степени (T " – T )/10:

T " /T = (T "–T )/10.

Для многих гомогенных реакций температурный коэффициент скорости равен 24 (правило Вант-Гоффа). Зависимость скорости реакции от температуры можно проследить на примере взаимодействия оксида меди(II) с разбавленной серной кислотой. При комнатной температуре реакция протекает очень медленно. При нагревании реакционная смесь быстро окрашивается в голубой цвет за счет образования сульфата меди(II):

СuО + Н 2 SО 4 = СuSO 4 + Н 2 О.

Катализаторы и ингибиторы

Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на скорость реакции. Эти вещества изменяют механизм реакции (в том числе состав активированного комплекса) и понижают энергию активации, что обеспечивает ускорение химических реакций. Вещества – ускорители реакций называют катализаторами , а само явление такого ускорения реакции – катализом .

Многие реакции в отсутствие катализаторов протекают очень медленно или не протекают совсем. Одной из таких реакций является разложение пероксида водорода:

2Н 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2 .

Если опустить в сосуд с водным раствором пероксида водорода кусочек твердого диоксида марганца, то начнется бурное выделение кислорода. После удаления диоксида марганца реакция практически прекращается. Путем взвешивания нетрудно убедиться, что диоксид марганца в данном процессе не расходуется – он лишь катализирует реакцию.

В зависимости от того, в одинаковых или различных агрегатных состояниях находится катализатор и реагирующие вещества, различают гомогенный и гетерогенный катализ.

При гомогенном катализе катализатор может ускорить реакцию путем образования промежуточных веществ за счет взаимодействия с одним из исходных реагентов. Например:

При гетерогенном катализе химическая реакция обычно протекает на поверхности катализатора:

Катализаторы широко распространены в природе. Практически все превращения веществ в живых организмах протекают с участием органических катализаторов – ферментов.

Катализаторы используют в химическом производстве для ускорения тех или иных процессов. Кроме них применяют также вещества, замедляющие химические реакции, – ингибиторы . С помощью ингибиторов, в частности, защищают металлы от коррозии.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

ЗАДАНИЯ

1. Дайте определение скорости химической реакции. Напишите выражение кинетического закона действующих масс для следующих реакций:

а) 2С (тв.) + О 2 (г.) = 2СО (г.);

б) 2НI (г.) = Н 2 (г.) + I 2 (г.).

2. От чего зависит скорость химической реакции? Приведите математическое выражение зависимости скорости химической реакции от температуры.

3. Укажите, как влияет на скорость реакции (при постоянном объеме):

а) увеличение концентрации реагентов;

б) измельчение твердого реагента;
в) понижение температуры;
г) введение катализатора;
д) уменьшение концентрации реагентов;
е) повышение температуры;
ж) введение ингибитора;
з) уменьшение концентрации продуктов.

4. Рассчитайте скорость химической реакции

СО (г.) + Н 2 О (г.) = СО 2 (г.) + Н 2 (г.)

в сосуде емкостью 1 л, если через 1 мин 30 с после ее начала количество вещества водорода было 0,32 моль, а через 2 мин 10 с стало 0,44 моль. Как повлияет на скорость реакции увеличение концентрации СО?

5. В результате одной реакции за определенный промежуток времени образовалось 6,4 г йодоводорода, а в другой реакции в тех же условиях – 6,4 г диоксида серы. Сравните скорости этих реакций. Как изменятся скорости этих реакций при повышении температуры?

6. Определите скорость реакции

СО (г.) + Сl 2 (г.) = СОCl 2 (г.),

если через 20 с после начала реакции исходное количество вещества оксида углерода(II) уменьшилось c 6 моль в 3 раза (объем реактора равен 100 л). Как изменится скорость реакции, если вместо хлора использовать менее активный бром? Как изменится скорость реакции при введении
а) катализатора; б) ингибитора?

7. В каком случае реакция

СaО (тв.) + СО 2 (г.) = СaCO 3 (тв.)

протекает быстрее: при использовании крупных кусков или порошка оксида кальция? Рассчитайте:
а) количество вещества; б) массу карбоната кальция, образовавшегося за 10 с, если скорость реакции составляет 0,1 моль/(л с), объем реактора равен 1 л.

8. Взаимодействие образца магния с хлороводородной кислотой НСl позволяет получить 0,02 моль хлорида магния через 30 с после начала реакции. Определите, за какое время можно получить 0,06 моль хлорида магния.

Е) от 70 до 40 °С скорость реакции уменьшилась в 8 раз;
ж) от 60 до 40 °С скорость реакции уменьшилась в 6,25 раза;
з) от 40 до 10 °С скорость реакции уменьшилась в 27 раз.

11. Владелец автомашины покрасил ее новой краской, а затем обнаружил, что согласно инструкции она должна сохнуть 3 ч при 105 °С. За какое время высохнет краска при 25 °С, если температурный коэффициент реакции полимеризации, лежащей в основе этого процесса, равен: а) 2; б) 3; в) 4?

ОТВЕТЫ НА ЗАДАНИЯ

1. а) = kc (О 2); б) = kc (HI) 2 .

2. T +10 = T .

3. Скорость реакции увеличивается в случаях а, б, г, е; уменьшается – в, д, ж; не изменяется – з.

4. 0,003 моль/(л с). При увеличении концентрации СО скорость реакции возрастает.

5. Скорость первой реакции в 2 раза ниже.

6. 0,002 моль/(л с).

7. а) 1 моль; б) 100 г.

9. Увеличатся в 2 раза скорости реакций д, ж, з; в 4 раза – а, б, е; в 8 раз – в, г.

10. Температурный коэффициент:

2 для реакций б, е; = 2,5 – в, ж; = 3 – д, з; = 3,5 – а, г.

а) 768 ч (32 сут, т. е. более 1 месяца);
б) 19 683 ч (820 сут, т. е. более 2 лет);
в) 196 608 ч (8192 сут, т. е. 22 года).

7.1. Гомогенные и гетерогенные реакции

Химические вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, при этом их химические свойства в разных состояниях одинаковы, однако активность отличается (что на прошлой лекции было показано на примере теплового эффекта химической реакции).

Рассмотрим различные комбинации агрегатных состояний, в которых могут находиться два вещества А и Б.

Фазой называется область химической системы, в пределах которой все свойства системы постоянны (одинаковы) или непрерывно меняются от точки к точке. Отдельными фазами являются каждое из твердых веществ, кроме того существуют фазы раствора и газа.

Гомогенной называетсяхимическая система , в которой все вещества находятся в одной фазе (в растворе или в газе). Если фаз несколько, то система называется

гетерогенной.

Соответственно химическая реакция называетсягомогенной , еслиреагенты находятся в одной фазе. Еслиреагенты находятся в разных фазах, тохимическая реакция называетсягетерогенной .

Нетрудно понять, что поскольку для возникновения химической реакции требуется контакт реагентов, то гомогенная реакция происходит одновременно во всем объеме раствора или реакционного сосуда, тогда как гетерогенная реакция происходит на узкой границе между фазами - на поверхности раздела фаз. Таким образом, чисто теоретически гомогенная реакция происходит быстрее, чем гетерогенная.

Таким образом, мы переходим к понятию скорость химической реакции .

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

7.2. Скорость химической реакции

Раздел химии, который изучает скорости и механизмы химических реакций является разделом физической химии и называется химической кинетикой .

Скоростью химической реакции называется изменение количества вещества в единицу времени в единице объема реагирующей системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности (для гетерогенной реакции).

Отношение изменения количества вещества к объему системы можно интерпретировать как изменение концентрации данного вещества.

Отметим, что для реагентов в записи выражения для скорости химической реакции ставят знак «минус», так как концентрация реагентов уменьшается, а скорость химической реакции – вообще-то величина положительная.

Дальнейшие умозаключения базируются на простых физических соображениях, которые рассматривают химическую реакцию как следствие взаимодействия нескольких частиц.

Элементарной (или простой) называют химическую реакцию, происходящую в одну стадию. Если стадий несколько, то подобные реакции называют сложными, или составными, или брутто-реакциями.

В 1867 году для описания скорости химической реакции был предложен закон действующих масс : скорость элементарной химической реакции пропорциональная концентрациям реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов.n A +m B P,

A, B – реагенты, P – продукты, n ,m – коэффициенты.

W =k n m

Коэффициент k называется константой скорости химической реакции,

характеризует природу взаимодействующих частиц и не зависит от концентрации частиц.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Величины n иm называютсяпорядком реакции по веществу А и B соответственно, а

их сумма (n +m ) –порядком реакции .

Для элементарных реакций порядок реакции может быть 1, 2 и 3.

Элементарные реакции с порядком 1 называют мономолекулярными, с порядком 2 – бимолекулярными, с порядком 3 – тримолекулярными по числу участвующих молекул. Элементарных реакций выше третьего порядка неизвестно – расчеты показывают, что одновременная встреча четырех молекул в одной точке слишком невероятное событие.

Поскольку сложная реакция состоит из некоторой последовательности элементарных реакций, то её скорость может быть выражена через скорости отдельных стадий реакции. Поэтому для сложных реакций порядок может быть любым , в том числе, дробным или нулевым (нулевой порядок реакции говорит о том, что реакция происходит с постоянной скоростью и не зависит от концентрации реагирующих частицW =k ).

Самую медленную из стадий сложного процесса обычно называют лимитирующей стадией (скоростьлимитирующей стадией).

Представьте себе, что большое количество молекул пошли в бесплатный кинотеатр, но на входе стоит контролер, который проверяет возраст каждой молекулы. Поэтому в двери кинотеатра заходит поток вещества, а в кинозал молекулы проникают по одной, т.е. очень медленно.

Примерами элементарных реакций первого порядка являются процессы термического или радиоактивного распада, соответственно константа скорости k характеризует либо вероятность разрыва химической связи, либо вероятность распада в единицу времени.

Примеров элементарных реакций второго порядка очень много – это наиболее привычный нам способ течения реакций – частица А налетела на частицу B, произошло какое-то превращение и что-то там получилось (обратите внимание, что продукты в теории ни на что не влияют – все внимание уделяется только реагирующим частицам).

Напротив, элементарных реакций третьего порядка довольно мало, так как трём частицам одновременно встретиться удается довольно редко.

В качестве иллюстрации посмотрим предсказательную силу химической кинетики.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

Кинетическое уравнение первого порядка

(иллюстративный дополнительный материал)

Рассмотрим гомогенную реакцию первого порядка, константа скорости которой равна k , начальная концентрация вещества A равна [A]0 .

Для целей нашего курса данный вывод носит ознакомительный характер, для того чтобы продемонстрировать Вам применение математического аппарата для расчета хода химической реакции. Следовательно, грамотный химик не может не знать математику. Учите математику!

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. График зависимости концентрации реагентов и продуктов от времени может быть качественно изображен следующим образом (на примере необратимой реакции первого порядка)

Факторы, которые влияют на скорость реакции

1. Природа реагирующих веществ

Например, скорость реакции следующих веществ: H2 SO4 , CH3 COOH, H2 S, CH3 OH – с гидроксид-ионом будет различаться в зависимости от прочности связи H-O. Для оценки прочности данной связи можно использовать величину относительного положительного заряда на атоме водорода: чем больше заряд, тем легче будет идти реакция.

2. Температура

Жизненный опыт подсказывает нам, что скорость реакции от температуры зависит и увеличивается с ростом температуры. Например, процесс скисания молока быстрее происходит при комнатной температуре, а не в холодильнике.

Обратимся к математическому выражению закона действующих масс.

W =k n m

Раз левая часть этого выражения (скорость реакции) от температуры зависит, следовательно, правая часть выражения также зависит от температуры. При этом концентрация, разумеется, от температуры не зависит: например, молоко сохраняет свою жирность 2,5% и в холодильнике, и при комнатной температуре. Тогда, как говаривал Шерлок Холмс оставшееся решение и есть верное, каким бы странным оно ни казалось: от температуры зависит константа скорости!

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается посредством уравнения Аррениуса:

− E a

k = k0 eRT ,

в котором

R = 8,314 Дж·моль-1 ·К-1 – универсальная газовая постоянная,

E a – энергия активации реакции (см. ниже), её условно считают не зависящей от температуры;

k 0 – предэкспоненциальный множитель (т.е. множитель, который стоит перед экспонентойe ), величина которого тоже почти не зависит от температуры и определяется, в первую очередь, порядком реакции.

Так, величина k0 составляет примерно для реакции первого порядка 1013 с-1 , для реакции второго порядка – 10 -10 л·моль-1 ·с-1 ,

для реакции третьего порядка – 10 -33 л2 ·моль-2 ·с-1 . Эти значения запоминать не обязательно.

Точные значения k0 для каждой реакции определяют экспериментально.

Понятие энергии активации становится ясным из следующего рисунка. Фактически энергия активации представляет собой энергию, которой должна обладать реагирующая частица, для того, чтобы реакция произошла.

При этом если мы нагреваем систему, то энергия частиц повышается (пунктирный график), тогда как переходное состояние (≠) остается на прежнем уровне. Разница в энергии между переходным состоянием и реагентами (энергия активации) сокращается, а скорость реакции согласно уравнению Аррениуса возрастает.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Кроме уравнения Аррениуса, существует уравнение Вант-Гоффа, которое

характеризует зависимость скорости реакции от температуры посредством температурного коэффициента γ:

Температурный коэффициент γ показывает, во сколько раз вырастет скорость химической реакции при изменении температуры на 10o .

Уравнение Вант-Гоффа:

T 2− T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Обычно коэффициент γ находится в диапазоне от 2 до 4. По этой причине химики часто пользуются приближением, что увеличение температуры на 20o приводит к возрастанию скорости реакции на порядок (т.е. в 10 раз).

Мы постоянно сталкиваемся с различными химическими взаимодействиями. Сгорание природного газа, ржавление железа, скисание молока - далеко не все процессы, которые подробно изучаются в школьном курсе химии.

Для протекания одних реакций требуются доли секунд, а для некоторых взаимодействий нужны дни и недели.

Попробуем выявить зависимость скорости реакции от температуры, концентрации, иных факторов. В новом образовательном стандарте на данный вопрос отводится минимальное количество учебного времени. В тестах единого государственного экзамена есть задания на зависимость скорости реакции от температуры, концентрации и даже предлагаются расчетные задачи. Многие старшеклассники испытывают определенные сложности с поиском ответов на эти вопросы, поэтому подробно проанализируем данную тему.

Актуальность рассматриваемого вопроса

Информация о скорости реакции имеет важное практическое и научное значение. К примеру, в конкретном производстве веществ и продуктов от данной величины напрямую зависит производительность аппаратуры, стоимость товаров.

Классификация протекающих реакций

Существует прямая зависимость между агрегатным состоянием исходных компонентов и продуктов, образующихся в ходе гетерогенные взаимодействия.

Под системой принято подразумевать в химии вещество либо их совокупность.

Гомогенной считают такую систему, которая состоит из одной фазы (одинакового агрегатного состояния). В качестве ее примера можно упомянуть смесь газов, несколько различных жидкостей.

Гетерогенной является система, в которой реагирующие вещества находятся в виде газов и жидкостей, твердых тел и газов.

Существует не только зависимость скорости реакции от температуры, но и от того, в какой фазе используются компоненты, вступающие в анализируемое взаимодействие.

Для однородного состава характерно протекание процесса по всему объему, что существенно повышает его качество.

Если исходные вещества находятся в разных фазовых состояниях, в таком случае максимальное взаимодействие наблюдается на границе раздела фаз. К примеру, при растворении активного металла в кислоте, образование продукта (соли) наблюдается только на поверхности их соприкосновения.

Математическая зависимость между скоростью процесса и различными факторами

Как выглядит уравнение зависимости скорости химической реакции от температуры? Для гомогенного процесса скорость определяется количеством вещества, которое вступает во взаимодействие либо образуется в ходе реакции в объеме системы за единицу времени.

Для гетерогенного процесса скорость определяется через количество вещества, реагирующего либо получаемого в процессе на единице площади за минимальный промежуток времени.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Природа реагирующих веществ - одна из причин разной скорости протекания процессов. Например, щелочные металлы при комнатной температуре образуют с водой щелочи, причем процесс сопровождается интенсивным выделением газообразного водорода. Благородные металлы (золото, платина, серебро) не способны к подобным процессам ни при комнатной температуре, ни при нагревании.

Природа реагирующих веществ - тот фактор, который учитывают в химической промышленности, чтобы повысить рентабельность производства.

Выявлена зависимость между концентрацией реагентов и быстротой протекания химической реакции. Чем она будет выше, тем больше частиц будет сталкиваться, следовательно, процесс будет протекать быстрее.

Закон действующих масс в математическом виде описывает прямо пропорциональную зависимость между концентрацией исходных веществ и быстротой протекания процесса.

Он был сформулирован в середине девятнадцатого века русским химиком Н. Н. Бекетовым. Для каждого процесса определяется константа реакции, которая не связана ни с температурой, ни с концентрацией, ни с природой реагирующих веществ.

Для того чтобы ускорить реакцию, в которой участвует твердое вещество, нужно измельчить его до порошкообразного состояния.

При этом происходит возрастание площади поверхности, что позитивно сказывается на быстроте протекания процесса. Для дизельного топлива применяют специальную систему впрыска, благодаря чему при соприкосновении ее с воздухом скорость процесса сгорания смеси углеводородов существенно возрастает.

Нагревание

Зависимость скорости химической реакции от температуры объясняется молекулярно-кинетической теорией. Она позволяет провести расчет количества соударений между молекулами реагентов при определенных условиях. Если вооружиться подобной информацией, то при обычных условиях все процессы должны протекать мгновенно.

Но если рассмотреть конкретный пример зависимости скорости реакции от температуры, оказывается, что для взаимодействия необходимо сначала разорвать химические связи между атомами, чтобы из них образовались новые вещества. Это требует существенных затрат энергии. Какова зависимость скорости реакции от температуры? Энергия активации определяет возможность разрыва молекул, именно она характеризует реальность процессов. Ее единицами измерения является кДж/моль.

При недостаточном показателе энергии столкновение будет малоэффективным, поэтому оно не сопровождается образованием новой молекулы.

Графическое представление

Зависимость скорости химической реакции от температуры можно представить графически. При нагревании число столкновений между частицами возрастает, что способствует ускорению взаимодействия.

Как выглядит график зависимости скорости реакции от температуры? По горизонтали откладывается энергия молекул, а по вертикали указывается число частиц, имеющих высокий энергетический запас. Графиком является кривая, по которой можно судить о скорости протекания конкретного взаимодействия.

Чем больше будет отличие энергии от среднего показателя, тем дальше располагается от максимума точка кривой, и меньший процент молекул имеет такой запас энергии.

Важные аспекты

Можно ли записать уравнение зависимости константы скорости реакции от температуры? Ее повышение отражается на увеличении скорости процесса. Такая зависимость характеризуется определенной величиной, называемой температурным коэффициентом скорости процесса.

Для любого взаимодействия выявлена зависимость константы скорости реакции от температуры. В случае ее повышения на 10 градусов происходит увеличение скорости процесса в 2-4 раза.

Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры можно представить в математическом виде.

Для большинства взаимодействий при комнатной температуре коэффициент находится в диапазоне от 2 до 4. К примеру, при значении температурного коэффициента 2,9 рост температуры на 100 градусов ускоряет процесс почти в 50000 раз.

Зависимость скорости реакции от температуры легко можно объяснить разной величиной энергии активации. Минимальную величину она имеет при проведении ионных процессов, которые определяются только взаимодействием катионов и анионов. Многочисленные эксперименты свидетельствуют о мгновенном протекании подобных реакций.

При высоком значении энергии активации лишь незначительное количество столкновений между частицами будет приводить к осуществлению взаимодействия. При среднем значении энергии активации, реагенты будут взаимодействовать со средней скоростью.

Задания на зависимость скорости реакции от концентрации и температуры рассматриваются только на старшей ступени обучения, часто вызывают у ребят серьезные затруднения.

Измерение быстроты протекания процесса

Те процессы, которые нуждаются в существенной энергии активации, предполагают первоначальный разрыв либо ослабление связей между атомами в исходных веществах. При этом происходит их переход в некое промежуточное состояние, именуемое активированным комплексом. Он является неустойчивым состоянием, довольно быстро распадается на продукты реакции, процесс сопровождается выделением дополнительной энергии.

В простейшем варианте активированный комплекс является конфигурацией атомов с ослабленными старыми связями.

Ингибиторы и катализаторы

Проанализируем зависимость скорости ферментативной реакции от температуры среды. Такие вещества осуществляют функцию ускорителей процесса.

Сами они не являются участниками взаимодействия, их количество после завершения процесса остается без изменений. Если катализаторы способствуют увеличению скорости реакции, то ингибиторы, напротив, замедляют этот процесс.

Суть этого заключается в образовании промежуточных соединений, в результате чего и наблюдается изменение быстроты протекания процесса.

Заключение

В мире ежеминутно происходят разнообразные химические взаимодействия. Как установить зависимость скорости реакции от температуры? Уравнение Аррениуса является математическим объяснением связи константы скорости и температуры. Оно дает представление о тех значениях энергии активации, при которых возможно разрушение либо ослабление связей между атомами в молекулах, распределение частиц в новые химические вещества.

Благодаря молекулярно-кинетической теории можно предсказывать вероятность протекания взаимодействий между исходными компонентами, рассчитывать скорость протекания процесса. Среди тех факторов, которые оказывают воздействие на скорость реакции, особое значение имеет изменение температурного показателя, процентной концентрации взаимодействующих веществ, площадь поверхности соприкосновения, присутствие катализатора (ингибитора), а также природа взаимодействующих компонентов.