Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

Где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

• e -Ea/RT

где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.

Экзотермическая реакция	Эндотермическая реакция

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами . Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа ").

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

При гомогенных реакциях пространством реакции обозначается объем реакционного сосуда, а при гетерогенных — по­верхность, на которой протекает реакция. Концентрацию реагиру­ющих веществ обычно выражают в моль/л — количестве молей вещества в 1 литре раствора.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, давления, поверхности соприкосновения веществ и ее характера, присутствия катализаторов.

Увеличение концентрации веществ, вступающих в химическое взаимодействие, приводит к увеличению скорости химической реакции. Это происходит потому, что все химические реакции проходят между некоторым количеством реагирующих частицами (атомами, молекулами, ионами). Чем больше этих частичек в объеме реакционного пространства, тем чаще они соударяются и происходит химическое взаимодействие. Химическая реакция может протекать через один или несколько элементарных актов (соударений). На основании уравнения реакции можно записать выражение зависимости скорости реак­ции от концентрации реагирующих веществ. Если в элементарном акте участвует лишь одна молекула (при реакции разложения), зависи­мость будет иметь такой вид:

v = k*[A]

Это уравнение мономолекулярной реакции. Когда в элемен­тарном акте происходит взаимодействие двух разных моле­кул, зависимость имеет вид:

v = k*[A]*[B]

Реакция называется бимолекулярной. В случае соударения трех молекул справедливо выражение:

v = k*[A]*[B]*[C]

Реакция называется тримолекулярной. Обозначения коэффициентов:

v — скорость реакции;

[А], [В], [С] — концентрации реагирующих веществ;

k — коэффициент пропорциональности; называется кон­стантой скорости реакции.

Если концентрации реагирующих веществ равны единице (1 моль/л) или их произведение равно единице, то v = k.. Константа скорости зави­сит от природы реагирующих веществ и от температуры. Зависимость скорости простых реакций (т. е. реак­ций, протекающих через один элементарный акт) от кон­центрации описывается законом действующих масс: ско­рость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, воз­веденных в степень их стехиометрических коэффициен­тов.

Для примера разберем реакцию 2NO + O 2 = 2NO 2 .

В ней v = k* 2 *

В случае, когда уравнение химической реакции не соответствует элементарному акту взаимодействия, а отражает лишь связь между массой вступивших в реакцию и образовавшихся веществ, то степени у концентраций не будут равны коэффициентам, стоящим перед формулами соответствующих веществ в уравне­нии реакции. Для реакции, которая протекает в несколько стадий, скорость реакции оп­ределяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии.

Такая зависимость скорости реакции от кон­центрации реагирующих веществ справедлива для газов и реакций, проходящих в растворе. Реакции с участием твердых веществ не подчиняются закону действующих масс, так как взаимодействие молекул происходит лишь на поверх­ности раздела фаз. Следовательно, скорость гетерогенной реакции зависит еще и от величины и характера поверхности соприкоснове­ния реагирующих фаз. Чем больше поверхность – тем быстрее будет идти реакция.

Влияние температуры на скорость химической ре­акции

Влияние температуры на скорость химической ре­акции определяется правилом Вант-Гоффа: при повыше­нии температуры на каждые 10 ° C скорость реакции уве­личивается в 2-4 раза. Математически это правило пере­дается следующим уравнением:

v t2 = v t1 * g (t2-t1)/10

где v t1 и v t2 — скорости реакций при тем­пературах t2 и t1; g — температурный коэффициент реак­ции — число, показы­вающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 ° C. Такая значительная зависимость скорости химической реакции от температуры объясняется тем, что образование новых веществ происходит не при вся­ком столкновении реагирующих молекул. Взаимодействуют только те молекулы (активные молекулы), кото­рые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать связи в исходных частицах. Поэтому каждая реакция характеризуется энергетическим барьером. Для его преодо­ления молекуле необходима энергия активации — некоторая из­быточная энергия, которой должна обладать молекула для того, чтобы ее столкновение с другой молекулой привело к образованию нового вещества. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что приводит в резко­му возрастанию скорости реакции по правилу Вант-Гоффа. Энергия активации для каждой конкретной реакции зависит от природы реагирующих веществ.

Теория активных столкновений позволяет объяснить влияние некоторых факторов на скорость химической реакции. Основные положения этой теории:

• Реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
• Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
• К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
• Минимальный избыток энергии, необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Еа.
• 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

Влияние катализатора

Одно из наиболее эффективных средств воздействия на скорость химических реакций — использование катализаторов. Катализаторы — это вещества, которые изменяют скорость реакции, а сами к концу процесса остаются неизменными по составу и по массе. Иначе говоря, в момент самой реакции катализатор активно участвует в химическом про­цессе, но к концу реакции реагенты изменяют свой химический состав, превращаясь в продукты, а катализатор выделяется в перво­начальном виде. Обычно роль катализатора заключается в увеличении скорости реакции, хотя некоторые катализаторы не ускоряют, а замедляют процесс. Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию катализаторов носит название катализа, а замедления — ингибирования.

Некоторые вещества не обладают каталитическим действием, но их добавки резко увеличивают каталитическую способность катализаторов. Такие вещества называются промоторами . Другие вещества (каталитические яды) уменьшают или даже полностью блокируют действие катализаторов, этот процесс называется отравлением катализатора .

Существуют два вида катализа: гомогенный и гетерогенный . При гомогенном катализе реагенты, продукты и катализатор составляют одну фазу (газовую или жидкую). В этом случае отсутствует поверх­ность раздела между катализатором и реагентами.

Особенность гетерогенного катализа состоит в том, что катали­заторы (обычно твердые вещества) находятся в ином фазовом состоя­нии, чем реагенты и продукты реакции. Реакция развивается обычно на поверхности твердого тела.

При гомогенном катализе происходит образование промежуточных продуктов между катализатором и реагирующим веществом в результате реакции с меньшим значением энер­гии активации. При гетерогенном катализе увеличение скорости объясняется адсорбцией реагиру­ющих веществ на по­верхности катализатора. В результате этого их концентрация увеличивается и скорость реакции растет.

Особым случаем катализа является аутокатализ. Смысл его заключается в том, что химический процесс ускоряется одним из про­дуктов реакции.

Изучением скорости химической реакции и условиями, влияющими на ее изменение, занимается одно из направлений физической химии - химическая кинетика. Она также рассматривает механизмы протекания этих реакций и их термодинамическую обоснованность. Эти исследования важны не только в научных целях, но и для контроля взаимодействия компонентов в реакторах при производстве всевозможных веществ.

Понятие скорости в химии

Скоростью реакции принято называть некое изменение концентраций, вступивших в реакцию соединений (ΔС) в единицу времени (Δt). Математическая формула скорости химической реакции выглядит следующим образом:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Измеряют скорость реакции в моль/л∙с, если она происходит во всем объеме (то есть реакция гомогенная) и в моль/м 2 ∙с, если взаимодействие идет на поверхности, разделяющей фазы (то есть реакция гетерогенная). Знак «-» в формуле имеет отношение к изменению значений концентраций исходных реагирующих веществ, а знак «+» - к изменяющимся значениям концентраций продуктов той же самой реакции.

Примеры реакций с различной скоростью

Взаимодействия химических веществ могут осуществляться с различной скоростью. Так, скорость нарастания сталактитов, то есть образования карбоната кальция, составляет всего 0,5 мм за 100 лет. Медленно идут некоторые биохимические реакции, например, фотосинтез и синтез белка. С довольно низкой скоростью протекает коррозия металлов.

Средней скоростью можно охарактеризовать реакции, требующие от одного до нескольких часов. Примером может послужить приготовление пищи, сопровождающееся разложением и превращением соединений, содержащихся в продуктах. Синтез отдельных полимеров требует нагревания реакционной смеси в течение определенного времени.

Примером химических реакций, скорость которых довольно высока, могут послужить реакции нейтрализации, взаимодействие гидрокарбоната натрия с раствором уксусной кислоты, сопровождающееся выделением углекислого газа. Также можно упомянуть взаимодействие нитрата бария с сульфатом натрия, при котором наблюдается выделение осадка нерастворимого сульфата бария.

Большое число реакций способно протекать молниеносно и сопровождаются взрывом. Классический пример - взаимодействие калия с водой.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Стоит отметить, что одни и те же вещества могут реагировать друг с другом с различной скоростью. Так, например, смесь газообразных кислорода и водорода может довольно длительное время не проявлять признаков взаимодействия, однако при встряхивании емкости или ударе реакция приобретает взрывной характер. Поэтому химической кинетикой и выделены определенные факторы, которые имеют способность оказывать влияние на скорость химической реакции. К ним относят:

• природу взаимодействующих веществ;
• концентрацию реагентов;
• изменение температуры;
• наличие катализатора;
• изменение давления (для газообразных веществ);
• площадь соприкосновения веществ (если говорят о гетерогенных реакциях).

Влияние природы вещества

Столь существенное отличие в скоростях химических реакций объясняется разными значениями энергии активации (Е а). Под ней понимают некое избыточное количество энергии в сравнении со средним ее значением, необходимым молекуле при столкновении, для того чтобы реакция произошла. Измеряется в кДж/моль и значения обычно бывают в границах 50-250.

Принято считать, что если Е а =150 кДж/моль для какой-либо реакции, то при н. у. она практически не протекает. Эта энергия тратится на преодоление отталкивания между молекулами веществ и на ослабление связей в исходных веществах. Иными словами, энергия активации характеризует прочность химических связей в веществах. По значению энергии активации можно предварительно оценить скорость химической реакции:

• Е а < 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• Е а >120, только очень малая часть стол-кновений частиц приведет к реакции, и скорость ее будет низкой.

Влияние концентрации

Зависимость скорости реакции от концентрации вернее всего характеризуется законом действующих масс (ЗДМ), который гласит:

Скорость химической реакции имеет прямо пропорциональную зависимость от произведения концентраций, вступивших в реакцию веществ, значения которых взяты в степенях, соответствующих им стехиометрическим коэффициентам.

Этот закон подходит для элементарных одностадийных реакций, или же какой-либо стадии взаимодействия веществ, характеризующегося сложным механизмом.

Если требуется определить скорость химической реакции, уравнение которой можно условно записать как:

αА+ bB = ϲС, то,

в соответствии с выше обозначенной формулировкой закона, скорость можно найти по уравнению:

V=k·[A] a ·[B] b , где

a и b - стехиометрические коэффициенты,

[A] и [B] - концентрации исходных соединений,

k - константа скорости рассматриваемой реакции.

Смысл коэффициента скорости химической реакции заключается в том, что ее значение будет равно скорости, если концентрации соединений будут равны единицам. Следует отметить, что для правильного расчета по этой формуле стоит учитывать агрегатное состояние реагентов. Концентрацию твердого вещества принимают равной единице и не включают в уравнение, поскольку в ходе реакции она остается постоянной. Таким образом, в расчет по ЗДМ включают концентрации только жидких и газообразных веществ. Так, для реакции получения диоксида кремния из простых веществ, описываемой уравнением

Si (тв) + Ο 2(г) = SiΟ 2(тв) ,

скорость будет определяться по формуле:

Типовая задача

Как изменилась бы скорость химической реакции монооксида азота с кислородом, если бы концентрации исходных соединений увеличили в два раза?

Решение: Этому процессу соответствует уравнение реакции:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 .

Запишем выражения для начальной (ᴠ 1) и конечной (ᴠ 2) скоростей реакции:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] и

ᴠ 2 = k·(2·[ΝΟ]) 2 ·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ].

ᴠ 1 /ᴠ 2 = (k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ]) / (k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ]).

ᴠ 2 /ᴠ 1 = 4·2/1 = 8.

Ответ: увеличилась в 8 раз.

Влияние температуры

Зависимость скорости химической реакции от температуры была определена опытным путем голландским ученым Я. Х. Вант-Гоффом. Он установил, что скорость многих реакций возрастает в 2-4 раза с повышением температуры на каждые 10 градусов. Для этого правила имеется математическое выражение, которое имеет вид:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10 , где

ᴠ 1 и ᴠ 2 - соответствующие скорости при температурах Τ 1 и Τ 2 ;

γ - температурный коэффициент, равен 2-4.

Вместе с тем это правило не объясняет механизма влияния температуры на значение скорости той или иной реакции и не описывает всей совокупности закономерностей. Логично сделать вывод о том, что с повышением температуры, хаотичное движение частиц усиливается и это провоцирует большее число их столкновений. Однако это не особо влияет на эффективность соударения молекул, поскольку она зависит, главным образом, от энергии активации. Также немалую роль в эффективности столкновения частиц имеет их пространственное соответствие друг другу.

Зависимость скорости химической реакции от температуры, учитывающая природу реагентов, подчиняется уравнению Аррениуса:

k = А 0 ·е -Еа/RΤ , где

А о - множитель;

Е а - энергия активации.

Пример задачи на закон Вант-Гоффа

Как следует изменить температуру, чтобы скорость химической реакции, у которой температурный коэффициент численно равен 3, выроста в 27 раз?

Решение. Воспользуемся формулой

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10 .

Из условия ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27, а γ = 3. Найти нужно ΔΤ = Τ 2 -Τ 1 .

Преобразовав исходную формулу получаем:

V 2 /V 1 =γ ΔΤ/10 .

Подставляем значения: 27=3 ΔΤ/10 .

Отсюда понятно, что ΔΤ/10 = 3 и ΔΤ = 30.

Ответ: температуру следует повысить на 30 градусов.

Влияние катализаторов

В физической химии скорость химических реакций активно изучает также раздел, называемый катализом. Его интересует, как и почему сравнительно малые количества тех или иных веществ существенно увеличивают скорость взаимодействия других. Такие вещества, которые могут ускорять реакцию, но сами при этом в ней не расходуются, называются катализаторами.

Доказано, что катализаторы меняют механизм самого химического взаимодействия, способствуют появлению новых переходных состояний, для которых характерны меньшие высоты энергетического барьера. То есть они способствуют снижению энергии активации, а значит и увеличению количества эффективных ударений частиц. Катализатор не может вызвать реакцию, которая энергетически невозможна.

Так пероксид водорода способен разлагаться с образованием кислорода и воды:

Н 2 Ο 2 = Н 2 Ο + Ο 2 .

Но эта реакция очень медленная и в наших аптечках она существует в неизменном виде довольно долгое время. Открывая лишь очень старые флаконы с перекисью, можно заметить небольшой хлопок, вызванный давлением кислорода на стенки сосуда. Добавление же всего нескольких крупинок оксида магния спровоцирует активное выделение газа.

Та же реакция разложения перекиси, но уже под действием каталазы, происходит при обработке ран. В живых организмах находится много различных веществ, которые увеличивают скорость биохимических реакций. Их принято называть ферментами.

Противоположный эффект на протекание реакций оказывают ингибиторы. Однако это не всегда плохо. Ингибиторы используют для защиты металлической продукции от коррозии, для продления срока хранения пищи, например, для предотвращения окисления жиров.

Площадь соприкосновения веществ

В том случае, если взаимодействие идет между соединениями, имеющими разные агрегатные состояния, или же между веществами, которые не способны образовывать гомогенную среду (не смешивающиеся жидкости), то еще и этот фактор влияет на скорость химической реакции существенно. Связано это с тем, что гетерогенные реакции осуществляются непосредственно на границе раздела фаз взаимодействующих веществ. Очевидно, что чем обширнее эта граница, тем больше частиц имеют возможность столкнуться, и тем быстрее идет реакция.

Например, гораздо быстрее идет в виде мелких щепок, нежели в виде бревна. С той же целью многие твердые вещества растирают в мелкий порошок, прежде чем добавлять в раствор. Так, порошкообразный мел (карбонат кальция) быстрее действует с соляной кислотой, чем кусочек той же массы. Однако, помимо увеличения площади, данный прием приводит также к хаотичному разрыву кристаллической решетки вещества, а значит, повышает реакционную способность частиц.

Математически скорость гетерогенной химической реакции находят, как изменение количества вещества (Δν), происходящее в единицу вре-мени (Δt) на единице поверхности

(S): V = Δν/(S·Δt).

Влияние давления

Изменение давления в системе оказывает влияние лишь в том случае, когда в реакции принимают участие газы. Повышение давления сопровождается увеличением молекул вещества в единице объема, то есть концентрация его пропорционально возрастает. И наоборот, понижение давление приводит к эквивалентному уменьшению концентрации реагента. В этом случае подходит для вычисления скорости химической реакции формула, соответствующая ЗДМ.

Задача. Как возрастет скорость реакции, описываемой уравнением

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 ,

если объем замкнутой системы уменьшить в три раза (Т=const)?

Решение. При уменьшении объема пропорционально увеличивается давление. Запишем выражения для начальной (V 1) и конечной (V 2) скоростей реакции:

V 1 = k· 2 ·[Ο 2 ] и

V 2 = k·(3·) 2 ·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ].

Чтобы найти во сколько раз новая скорость больше начальной, следует разделить левые и правые части выражений:

V 1 /V 2 = (k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ]) / (k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ]).

Значения концентраций и константы скорости сокращаются, и остается:

V 2 /V 1 = 9·3/1 = 27.

Ответ: скорость возросла в 27 раз.

Подводя итог, нужно отметить, что на скорость взаимодействия веществ, а точнее, на количество и качество столкновений их частиц, влияет множество факторов. В первую очередь - это энергия активации и геометрия молекул, которые практически невозможно скорректировать. Что касается остальных условий, то для роста скорости реакции следует:

• увеличить температуру реакционной среды;
• повысить концентрации исходных соединений;
• увеличить давление в системе или уменьшить ее объем, если речь идет о газах;
• привести разнородные вещества к одному агрегатному состоянию (например, растворив в воде) или увеличить площадь их соприкосновения.

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).

Физическая химия: конспект лекций Березовчук А В

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Для гомогенных, гетерогенных реакций:

1) концентрация реагирующих веществ;

2) температура;

3) катализатор;

4) ингибитор.

Только для гетерогенных:

1) скорость подвода реагирующих веществ к поверхности раздела фаз;

2) площадь поверхности.

Главный фактор – природа реагирующих веществ – характер связи между атомами в молекулах реагентов.

NO 2 – оксид азота (IV) – лисий хвост, СО – угарный газ, монооксид углерода.

Если их окислить кислородом, то в первом случае реакция пойдет мгновенно, стоит приоткрыть пробку сосуда, во втором случае реакция растянута во времени.

Концентрация реагирующих веществ будет рассмотрена ниже.

Голубая опалесценция свидетельствует о моменте выпадения серы, чем выше концентрация, тем скорость выше.

Рис. 10

Чем больше концентрации Na 2 S 2 O 3 , тем меньше времени идет реакция. На графике (рис. 10) изображена прямо пропорциональная зависимость. Количественная зависимость скорости реакции от концент-рации реагирующих веществ выражается ЗДМ (законом действующих масс), который гласит: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Итак, основным законом кинетики является установленный опытным путем закон: скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ, пример: (т.е. для реакции)

Для этой реакции Н 2 + J 2 = 2НJ – скорость можно выразить через изменение концентрации любого из веществ. Если реакция протекает слева направо, то концентрация Н 2 и J 2 будет уменьшаться, концентрация НJ – увеличиваться по ходу реакции. Для мгновенной скорости реакций можно записать выражение:

квадратными скобками обозначается концентрация.

Физический смысл k– молекулы находятся в непрерывном движении, сталкиваются, разлетаются, ударяются о стенки сосуда. Для того, чтобы произошла химическая реакция образования НJ, молекулам Н 2 и J 2 надо столкнуться. Число же таких столкновений будет тем больше, чем больше молекул H 2 и J 2 содержится в объеме, т. е. тем больше будут величины [Н 2 ] и . Но молекулы движутся с разными скоростями, и суммарная кинетическая энергия двух сталкивающихся молекул будет различной. Если столкнутся самые быстрые молекулы Н 2 и J 2 , энергия их может быть такой большой, что молекулы разобьются на атомы йода и водорода, разлетающиеся и взаимодействующие затем с другими молекулами Н 2 + J 2 ? 2H+2J, далее будет H + J 2 ? HJ + J. Если энергия сталкивающихся молекул меньше, но достаточно велика для ослабления связей H – H и J – J, произойдет реакция образования йодоводорода:

У большинства же сталкивающихся молекул энергия меньше необходимой для ослабления связей в Н 2 и J 2 . Такие молекулы «тихо» столкнутся и также «тихо» разойдутся, оставшись тем, чем они были, Н 2 и J 2 . Таким образом, не все, а лишь часть столкновений приводит к химической реакции. Коэффициент пропорциональности (k) показывает число результативных, приводящих к реакции соударений при концентрациях [Н 2 ] = = 1моль. Величина k– const скорости . Как же скорость может быть постоянной? Да, скоростью равномерного прямолинейного движения называют постоянную векторную величину, равную отношению перемещения тела за любой промежуток времени к значению этого промежутка. Но молекулы движутся хаотически, тогда как же может быть скорость – const? Но постоянная скорость может быть только при постоянной температуре. С ростом температуры увеличивается доля быстрых молекул, столкновения которых приводят к реакции, т. е. увеличивается константа скорости. Но увеличение константы скорости не безгранично. При какой-то температуре энергия молекул станет столь большой, что практически все соударения реагентов будут результативными. При столкновении двух быстрых молекул будет происходить обратная реакция.

Настанет такой момент, когда скорости образования 2НJ из Н 2 и J 2 и разложения будут равны, но это уже химическое равновесие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ можно проследить, пользуясь традиционной реакцией взаимодействия раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты.

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

H 2 S 2 O 3 = S?+H 2 O+SO 2 ?. (2)

Реакция (1) протекает практически мгновенно. Скорость реакции (2) зависит при постоянной температуре от концентрации реагирующего вещества H 2 S 2 O 3 . Именно эту реакцию мы наблюдали – в этом случае скорость измеряется временем от начала сливания растворов до появления опалесценции. В статье Л. М. Кузнецовой описана реакция взаимодействия тиосульфата натрия с соляной кислотой. Она пишет, что при сливании растворов происходит опалесценция (помутнение). Но данное утверждение Л. М. Кузнецовой ошибочно так как опалесценция и помутнение – это разные вещи. Опалесценция (от опал и латинского escentia – суффикс, означающий слабое действие) – рассеяние света мутными средами, обусловленное их оптической неоднородностью. Рассеяние света – отклонение световых лучей, распространяющихся в среде во все стороны от первоначального направления. Коллоидные частицы способны рассеивать свет (эффект Тиндаля – Фарадея) – этим объясняется опалесценция, легкая мутноватость коллоидного раствора. При проведении этого опыта надо учитывать голубую опалесценцию, а затем коагуляцию коллоидной суспензии серы. Одинаковую плотность суспензии отмечают по видимому исчезновению какого-либо рисунка (например, сетки на дне стаканчика), наблюдаемого сверху через слой раствора. Время отсчитывают по секундомеру с момента сливания.

Растворы Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O и H 2 SO 4 .

Первый готовят путем растворения 7,5 г соли в 100 мл H 2 O, что соответствует 0,3 М концентрации. Для приготовления раствора H 2 SO 4 той же концентрации отмерить надо 1,8 мл H 2 SO 4 (к), ? = = 1,84 г/см 3 и растворить ее в 120 мл H 2 O. Приготовленный раствор Na 2 S 2 O 3 разлить в три стакана: в первый – 60 мл, во второй – 30 мл, в третий – 10 мл. Во второй стакан добавить 30 мл H 2 O дистиллированной, а в третий – 50 мл. Таким образом, во всех трех стаканах окажется по 60 мл жидкости, но в первом концентрация соли условно = 1, во втором – Ѕ, а в третьем – 1/6. После того, как будут подготовлены растворы, в первый стакан с раствором соли прилейте 60 мл раствора H 2 SO 4 и включите секундомер, и т. д. Учитывая, что скорость реакции падает с разбавлением раствора Na 2 S 2 O 3 , ее можно определить как величину, обратно пропорциональную времени v = 1/? и построить график, отложив на оси абсцисс концентрацию, а на оси ординат – скорость реакции. Из этого вывод – скорость реакции зависит от концентрации веществ. Полученные данные занесены в таблицу 3. Можно этот опыт выполнить с помощью бюреток, но это требует от выполняющего большой практики, потому что график бывает неправильным.

Таблица 3

Скорость и время реакции

Подтверждается закон Гульдберга-Вааге – профессора химии Гульдерга и молодого ученого Вааге).

Рассмотрим следующий фактор – температуру.

При увеличении температуры скорость большинства химических реакций повышается. Эта зависимость описана правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на каждые 10 °C скорость химических реакций увеличивается в 2 – 4 раза».

где ? – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °C;

v 1 – скорость реакции при температуре t 1 ;

v 2 – скорость реакции при температуре t 2 .

Например, реакция при 50 °С протекает за две минуты, за сколько времени закончится процесс при 70 °С, если температурный коэффициент ? = 2?

t 1 = 120 с = 2 мин; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °С.

Даже небольшое повышение температуры вызывает резкое увеличение скорости реакции активных соударений молекулы. Согласно теории активации, в процессе участвуют только те молекулы, энергия которых больше средней энергии молекул на определенную величину. Эта избыточная энергия – энергия активации. Физический смысл ее – это та энергия, которая необходима для активного столкновения молекул (перестройки орбиталей). Число активных частиц, а следовательно, скорость реакции возрастает с температурой по экспоненциальному закону, согласно уравнению Аррениуса, отражающему зависимость константы скорости от температуры

где А – коэффициент пропорциональности Аррениуса;

k– постоянная Больцмана;

Е А – энергия активации;

R – газовая постоянная;

Т– температура.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость реакции, которое само при этом не расходуется.

Катализ – явление изменения скорости реакции в присутствии катализатора. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный – если реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии. Гетерогенный – если реагенты и катализатор в различных агрегатных состояниях. Про катализ см. отдельно (дальше).

Ингибитор – вещество, замедляющее скорость реакции.

Следующий фактор – площадь поверхности. Чем больше поверхность реагирующего вещества, тем больше скорость. Рассмотрим на примере влияние степени дисперсности на скорость реакции.

CaCO 3 – мрамор. Плиточный мрамор опустим в соляную кислоту HCl, подождем пять минут, он растворится полностью.

Порошкообразный мрамор – с ним проделаем ту же процедуру, он растворился через тридцать секунд.

Уравнение обоих процессов одинаково.

CaCO 3 (тв) + HCl(г) = CaCl 2 (тв) + H 2 O(ж) + CO 2 (г) ?.

Итак, при добавлении порошкообразного мрамора время меньше, чем при добавлении плиточного мрамора, при одинаковой массе.

С увеличением поверхности раздела фаз скорость гетерогенных реакций увеличивается.

Из книги Физическая химия: конспект лекций автора Березовчук А В

2. Уравнение изотермы химической реакции Если реакция протекает обратимо, то?G= 0.Если реакция протекает необратимо, то?G? 0 и можно рассчитать изменение?G. где? – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует

Из книги Новейшая книга фактов. Том 3 [Физика, химия и техника. История и археология. Разное] автора Кондрашов Анатолий Павлович

3. Уравнения изохоры, изобары химической реакции Зависимость К от температуры Уравнение изобары: Уравнение изохоры: По ним судят о направлении протекания

Из книги Нейтрино - призрачная частица атома автора Азимов Айзек

1. Понятие химической кинетики Кинетика – наука о скоростях химических реакций.Скорость химической реакции – число элементарных актов химического взаимодействия, протекающих в единицу времени в единицу объема (гомогенные) или на единице поверхности

Из книги Атомная энергия для военных целей автора Смит Генри Деволф

8. Факторы, влияющие на перенапряжение водорода. Перенапряжение кислорода Факторы, влияющие на?Н2:1) ?тока (плотность тока). Зависимость от плотности тока описывается уравнением Тафеля;2) природа материала катода – ряд по возрастанию?, ?– перенапряжение.В уравнении Тафеля

Из книги Курс истории физики автора Степанович Кудрявцев Павел

Из книги Что такое теория относительности автора Ландау Лев Давидович

Ядерные реакции и электрический заряд Когда в 90-х годах прошлого века физики стали яснее представлять себе структуру атома, они обнаружили, что, по крайней мере, некоторые его части несут электрический заряд. Например, электроны, заполняющие внешние области атома,

Из книги Физика на каждом шагу автора Перельман Яков Исидорович

ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ МЕТОДЫ БОМБАРДИРОВКИ ЯДЕР1.40. Кокрофт и Уолтон получали протоны с достаточно большой энергией путем ионизации газообразного водорода и последующего ускорения ионов высоковольтной установкой с трансформатором и выпрямителем. Подобный же метод можно

Из книги 50 лет советской физики автора Лешковцев Владимир Алексеевич

ПРОБЛЕМА ЦЕПНОЙ РЕАКЦИИ 2.3. Принцип действия атомных бомб или силовой установки, использующей деление урана, достаточно прост. Если один нейтрон вызывает деление, которое приводит к освобождению нескольких новых нейтронов, то число делений может чрезвычайно быстро

Из книги Новый ум короля [О компьютерах, мышлении и законах физики] автора Пенроуз Роджер

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ И ПРОБЛЕМА РАЗДЕЛЕНИЯ 8.16. В хэнфордской установке процесс производства плутония разделяется на две главных части: собственно получение его в котле и выделение его из блоков урана, в которых он образуется. Переходим к рассмотрению второй части процессу

Из книги На кого упало яблоко автора Кессельман Владимир Самуилович

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

Из книги автора

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

Из книги автора

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

Из книги автора

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

Из книги автора

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

Из книги автора

Из книги автора

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