что такое скорость химического превращения

Что такое скорость химического превращения

MedBioGoogle

Навигация

Основные понятия химической кинетики. Химическая реакция.

Химической реакцией можно считать любое изменение вещества, при котором образуется или разрывается химическая связь между атомами. Химическая реакция характеризуется механизмом ее протекания и глубиной протекания.

Химические реакции, как правило, не происходят путем непосредственного взаимодействия исходных молекул с прямым переходом их в молекулы продуктов реакции. В большинстве случаев реакции протекают в несколько стадий. Например, окисление ионов двухвалентного железа в кислом растворе молекулярным кислородом состоит из ряда стадий:

Этот сложный путь оказывается тем не менее неизмеримо более выгодным,. Так как на одном из семи этапов не требуется встречи более чем двух частиц, и ни на одном из этапов не требуется соударение одноименно заряженных частиц. Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, носит название механизма химической реакции.

Исходные, конечные и промежуточные вещества.

Вещества, вступающие в процесс химического превращения, называются исходными веществами. Вещества, образующиеся в процессе химического превращения и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений, называются продуктами реакции. Вещества, образующиеся в одних стадиях процесса химического превращения и расходующегося в других стадиях этого же процесса, называют промежуточными веществами.

Глубина превращения реакции.

Характеризует степень превращения исходных веществ в конечные продукты реакции. Проведенные измерения привели химиков к убеждению, что, во-первых, все мыслимые реакции в какой-то степени происходят, и во вторых, не существует реакций, идущих полностью до конца. Однако, часто удобнее говорить, что одни реакции совсем не идут, другие идут в ограниченной степени, а третьи потребляют исходные вещества полностью.

Гомогенные и гетерогенные реакции.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией.

Химическая реакция, протекающая на границах раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией.

Примером гомогенных реакции может служить любая реакция в растворе. Примером гетерогенной реакции может служить любая из реакций, идущих не поверхности твердого катализатора (гетерогенная каталитическая реакция).

Скорость химической реакции.

Важнейшей количественной характеристикой процесса химического превращения является скорость процесса. Понятие скорости характеризует количество вещества, вступающего в реакцию в единицу времени. Это определение однако, не совсем однозначно, ак как в реакции принимают участие в качестве исходных и промежуточных веществ и в качестве продуктов реакции также несколько веществ. Поэтому строго можно говорить не о скорости химического процесса вообще, а о скорости по некоторому компоненту. Изменение количества этого компонента принято выражать в числе молей N. Таким образом, для гомофазного химического процесса, идущего веществу называется изменение концентрации этого вещества в единицу времени. Пусть концентрация одного из реагирующих веществ 1 момент времени t₁ равна С₁, а в момент времени t₂ равна С₂. Тогда средняя скорость реакции ( ` V ) за промежуток времени t₂ – t₁ равна

Поскольку концентрация вещества (исходного) в процессе реакции убивает, то

dt мгновенную (истинную) скорость химической реакции:

Скорость химической реакции всегда является величиной положительной, отношение же dC/dt может иметь и положительное и отрицательное значение в зависимости от того представляет ли С концентрацию одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции. В первом случае dC/dt 0, но так как скорость должна быть положительной, перед производной ставят минус; во втором случае dc/dt > 0 и чтобы скорость реакции имела положительное значение берут производную со знаком плюс. В общем случае кинетическое уравнение имеет вид

dt разным веществам скорости не равны, а пропорциональны одна другой. Например, в реакции синтеза аммиака

на каждый исчезающий моль N₂ расходуется 3 моля H₂ и образуется 2 моля аммиака. Соответствующие скорости реакции соотносятся, как 1: 3: 2.

8.6. Измерение скорости реакции

Часто под кинетическими кривыми понимают и другие зависимости изменения какого-либо изменяющегося параметра в ходе химической реакции (изменение рН, электропроводности, показателя преломления, оптической плотности и т.д.). Однако расссчитывать скорость накопления или расходования какого-либо из компонентов реакции, исходя из такой кривой, можно лишь в том случае, если существует и известна однозначная зависимость, связывающая концентрация этого компонента с измеряемым свойством системы.

Порядок реакции и константа скорости реакции

Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов. При заданных внешних условиях (температура, давление, среда в которой проходит процесс скорость является функцией концентрации реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих вещества описывается основным постулатом химической кинетики: скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, имеющихся в данный момент времени, возведенных в некоторые степени. Этот постулат вытекает из физически очевидного предположения о том, что реагируют те молекулы, которые сталкиваются. Известно, что число столкновений зависит от концентрации молекул, поэтому и скорость химической реакции должна определяться теми же факторами. Итак, можно записать для реакции:

Следует подчеркнуть, что величины n₁ и n₂ определяются только экспериментальным путем, т.к. для подавляющего большинства реакций порядки реакции по веществу не равнозначны стехиометрическим коэффициентом.

Порядок реакции – величина формальная. Он может быть положительным или отрицательным, целым или дробным, а также нулевым числом. Как было уже указано, порядок реакции определяется опытным путем, и его нельзя предсказать заранее, даже для формально простых реакций. Например, скорость реакции H₂ + I₂ = 2HI Согласно опытным данным может быть записана следующим образом: V = k[H₂][I₂], где порядок реакции по водороду и йоду равен единице, а порядок реакции в целом равен 1 + 1 = 2. В этом случае стехиометрическое уравнение правильно изображает элементарный акт реакции.

Однако, в большинстве сложных реакций, протекающих через несколько стадий, когда общее стехиометрическое уравнение не отражает действительного хода реакции показатели степени в уравнении скорости реакции не будут соответствовать стехиометрическим коэффициентам, т.е. закон действия масс для химических реакций выполняется лишь в некоторых частных случаях.

Можно утверждать, что стехиометрическое уравнение реакции устанавливающее пропорции реагентов и продуктов, не определяет механизма протекания этой реакции во времени. Это является причиной, по которой экспериментально найденный порядок не всегда согласуется с уравнением, описывающим реакцию.

Множитель k в уравнении, показывает с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ, равных

1 моль/л, называют константой скорости химического процесса. Она не зависит от концентрации и характеризует лишь влияние природы реагирующих веществ на скорость их взаимодействия друг, с другом, т.е. константа скорости реакции является мерой реакционной способности молекул.

Размерность констант скорости реакции различного порядка легко получить из выражения для скорости реакции.

Константы скорости реакций разных порядков имеют разные размерности и, поэтому их сравнение не имеет смысла. Хотя скорость некоторых химических реакций описывается кинетическим уравнением третьего порядка, однако это еще не значит, что они являются тримолекулярными. Все же укажем

Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременно сталкивающихся и приводящим к химическим превращениям. Взаимодействие подобного рода носят название элементарного акта химического превращения, т.е. молекулярность реакции, в отличие от порядка реакции имеет вполне определенный физический смысл. Например, реакция: I₂ = 2I – мономолекулярная, т.к. в ее основе лежит распад исходного вещества; реакция H₂ + I₂ = 2HI – бимолекулярная. Реакция 2NO + H₂ = N₂O + H₂O является примером тримолекулярной реакции. Молекулярность более высокого порядка не встречается, т.к. одновременное столкновение четырех частиц почти невероятно.

В случае сложных реакций, протекающих в несколько стадий, нет смысла говорить о молекулярности реакции в целом, поскольку это понятие имеет отношение применимо только к отдельным стадиям.

Различие между молекулярностью и порядком реакции можно свести к следующему:

1) молекулярность реакции имеет вполне определенный физический смысл, а порядок реакции – величина формальная;

2) порядок реакции может принимать любые значения: целые, дробные и даже отрицательные, численные значения молекулярности ограничены лишь тремя цифрами 1,2,3.

3) Порядок реакции можно использовать для характеристики любых реакций (как сложных, так и простых), понятие “молекулярность” применимо только к элементарным актам химических превращений.

Количественные, соотношения между скоростью реакции и концентрации реагента.

В реакции первого порядка скорость реакции пропорциональна концентрации одного реагента

Для нахождения С в каждый момент времени t это уравнение необходимо проинтегрировать:

— ¾¾¾ = k c ¾¾¾ = k dt или после интегрирования:

Особенность реакции первого порядка заключается в том, что равным промежуткам времени отвечают равные доли С_о/С прореагировавшего вещества. Время t, нужное для того, чтобы прореагировала половина С_о, называется периодом полупревращения: подставляя в уравнение t_1/2 = t и

K полупревращения t_1/2 не зависит от начальной концентрации и служит характеристикой скорости таких реакций.

Реакция второго порядка

Период полупревращения для реакции второго порядка не остается постоянным, а обратно пропорционален начальной концентрации:

Уравнение скорости реакции третьего порядка.

Хотя скорость некоторых химических реакций описывается кинетическим уравнением третьего порядка, тем не менее это еще не значит, что они действительно тримолекулярные. Однако оно удобно для вывода кинетического уравнения:

С 2 С_о 2 ( а-х) 2 а 2

концентрация, (а-х) – количество вещества оставшегося ко времени t. Если реакция протекает по уравнению: 2А + В ® продукты и если [B] не равна [A], то интегрирование выражения для скорости реакции третьего порядка значительно усложняется

Уравнение скорости реакции нулевого порядка.

Если в уравнении скоростми отсутствуют члены, содержащие концентрацию реагирующих веществ, то скорость такой реакции выражается уравнением нулевого порядка.

Реакция нулевого порядка представляет особый интерес в каталитических процессах, когда катализатор, взятый в определенном количестве, может служить фактором, лимитирующим скорость реакции. Такая ситуация встречается в ферментативной кинетике и будет рассмотрена на следующей лекции.

Определение порядка реакции.

Порядок реакции играет существенную роль при изучении и раскрытии механизма реакции. Он в значительной степени зависит от механизма реакции. Порядок реакции определяется опытным путем и его нельзя предсказать заранее, даже для реакции формально похожих.

а) Для определения порядка реакции часто используют способ подстановки. Он заключается в выборе уравнения кинетики реакции (нулевого, первого, второго порядка) при подстановке в которое экспериментальных данных, получается постоянное значение константы скорости реакции.

б) Существует и графический способ определения порядка реакции. Например, для реакции нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации. Для реакции первого порядка прямолинейной является зависимость ln C от времени. Для реакции второго порядка линейной будет зависимость 1/С от времени.

в) Используется также определение зависимости от концентрации константы полупревращения и т.д.

Теоретические основы химической кинетики.

В основе современной химической кинетики лежат две теории: теория активных соударений и теория активного комплекса.

Теория активных соударений была сформулирована С.Аррениусом в 1889 году. В основе этой теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул, т.е. зависит от температуры. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению: к нему приводит лишь активное соударение. Тот минимальный запас энергии, которым должны обладать молекулы исходных веществ для того, чтобы их соударение было активным, называют энергетическим барьером реакции. Наглядное представление об энергетическом барьере реакции дает графическое изображение энергетики химической реакции.

В качестве абсциссы в этих диаграммах используется так называемая координата реакции. Вообще говоря, она является сложной функцией межатомных расстояний. Но для практических целей и простых молекул можно считать, что она характеризует изменение в межатомных расстояниях, которые происходят при сближении исходных молекул, образующих активированный комплекс, и взаимном удалении продуктов реакции при распаде активированного комплекса. По оси ординат откладывается потенциальная энергия всей системы.

То дополнительное количество энергии, которое нужно добавить к средней энергии молекул исходных веществ, чтобы соударение стало активным, называется энергией активации.

Для того, чтобы простое соударение дало две молекулы йодистого водорода, надо, чтобы ориентация молекулы была сходна с той, которая изображена на рис.

Энергия активации этой реакции невелика, но скорость мала. Это связано с довольно жесткими требованиями, предъявляемыми к ориентации реагирующих молекул. Тогда А = РZ, т.е. А характеризует чсло соударений С благоприятной ориентацией и называется предэкспоненциальным множителем.

Используя уравнение Аррениуса, можно определить энергию активации Еа. Для этого уравнение Аррениуса удобно применять в логарифмической форме:

Менее строгую зависимость константы скорости реакции от температуры в отличие от уравнения Аррениуса дает правило Вант-Гоффа, которое носит эмпирический характер. В 1884 г. Вант-Гофф установил, что при повышении температуры на 10 о С скорость большинства реакций увеличиатся в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением:

8.17. Теория активированного (переходного) комплекса (переходного состояния

Эта теория – простейший и исторический первый вариант статистической теории химических реакций. Она разработана Э.Вагнером, М.Поляни, Г.Эйрнингом и М.Эвансом в 30-ых годах двадцатого века.

8.18. Вывод основного уравнения теории переходного состояния.

1) Основной постулат теории переходного состояния состоит в том, что исходные вещества всегда находятся в равновесии с переходным комплексом.

В этом случае k химического равновесия переходного комплекса равна:

k * _x.p. = ¾¾¾¾ и концентрация

Затем ПК распадается необратимо с образованием продукта С. (характеристикой (количественной) распада будет частота распада ПК – Р. Из статистической механики известно, что Р зависит только от температуры. Эта зависимость имеет вид: Р = kТ/h, где – постоянная Больцмана; h – постоянная Планка; Т – абсолютная температура. Значит, для данной температуры число Р одинаково для всех переходных состояний, а скорость любой химической реакции определяется лишь концентрации определяется лишь концентрации ПК:

Концентрация ПК связана с концентрацией реагентов и поэтому, подставив их выражения, получим:

К обычной реакции взаимодействия применим закон действия масс:

V = k_v[А][B], символ k_v употребляется для константы скорости в отличие от константы Больцмана. Приравняем правые части уравнений и получим:

Из уравнения видно, что при данной температуре константа скорости реакции зависит от константы химического равновесия образования ПК и от частоты распада ПК. Уравнение называется основным уравнением теории переходного состояния.

8.19. Термодинамическая форма основного уравнения теории переходного состояния.

Тогда для константы скорости химической реакции можно записать

или по теории переходного состояния k_v равна:

т.е. мы получили термодинамическую форму основного уравнения теории переходного состояния.

8.20. Сравнение термодинамической формы основного уравнения теории переходного состояния с уравнением Аррениуса.

При сравнении уравнения для ТПС с уравнением Аррениуса видно, что

Таким образом, скорость реакции, согласно теории переходного состояния, зависит от двух факторов.

Учет энтропийного фактора для кинетики реакций во многих отношениях оказался плодотворным и впервые позволил установить связь константы скорости со строением молекул реагирующих веществ. При этом теория ПС оперирует, в частности, величинами расстояний между атомами в молекулах, взаимной ориентацией молекул. Т.е. параметрами геометрического характера.

Теория активных соударений позволяет при знании энергии активации рассчитать общее число эффективных соударений и отсюда скорость реакции, не объясняя механизма реакции. В отличие от теории активных соударений теория ПК сопоставляет различные возможные комплексы, выявляет большую или меньшую их достижимость и определяет в результате энергетически наиболее выгодный путь реакции.

Для вычисления скоростей взаимодействие двух атомов две теории дают одинаковые результаты. В случае нелинейных многоатомных молекул теория ПК дает значение скоростей отличных от значений, даваемой теорией соударений. Если известна конфигурация реагирующих молекул и активного комплекса, теория ПК позволяет рассчитать предэкспоненциальный множитель. К сожалению, в большинстве случаев строение активированного комплекса и его свойства неизвестны и это затрудняет расчеты.

Таким образом две теории дополняют друг друга. Теория ПК применяется для вычисления абсолютных скоростей электродных процессов, процессов диффузии и т.д. Теория активных соударений хорошо описывает, как правило, реакции в газовой среде.

Источник

Скорость химических реакций в химии

Содержание:

Скорость химической реакции — это величина, показывающая как изменяются концентрации исходных веществ или продуктов реакции за единицу времени.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Скорость химических реакций

Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению новых связей в продуктах реакции. При этом общее число атомов каждого элемента до и после реакции остается постоянным. Поскольку образование связей происходит с выделением, а разрыв связей — с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами. Очевидно, если разрушаемые связи в исходных веществах менее прочны, чем образующиеся в продуктах реакции, то энергия выделяется, и наоборот. Обычно энергия выделяется и поглощается в форме теплоты.

Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении веществ, а также экономическая эффективность их получения в промышленных масштабах. Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществе идет речь: все они связаны между собой уравнением реакции, и по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентраций всех остальных. Обычно концентрацию выражают в моль/л, а время — в секундах или минутах. Если, например, исходная концентрация одного из реагирующих веществ составляла 1 моль/л, а через 4 с от начала реакции она стала 0,6 моль/л, то средняя скорость реакции будет равна (1—0,6)/4= 0,1 моль/(лс).

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению

По мере расходования вещества А скорость реакции уменьшается (как это показано на рис. 4.1).

Отсюда следует, что скорость реакции может быть определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как концентрация вещества А в момент времени измеряется величиной , а в момент — величиной , то за промежуток времени изменение концентрации вещества составит , откуда определится средняя скорость реакции :

Знак минус ставится потому, что, несмотря на убывание концентрации вещества А и, следовательно, на отрицательное значение разности , скорость реакции может быть только положительной величиной. Можно также следить за изменением концентрации одного из продуктов реакции — веществ С или D; она в ходе реакции будет возрастать, и потому в правой части уравнения нужно ставить знак плюс.

Поскольку скорость реакции все время изменяется, то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость реакции , т. е. скорость в данный момент времени.

Факторы, влияющие на скорость реакции

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации С, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления — для газовых реакций, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ

Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда иа основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции (I) этот закон выразится уравнением

где и — концентрации веществ А и В, моль/л; — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Из уравнения (4.2) нетрудно установить физический смысл константы скорости : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение (4.2), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Основной закон химической кинетики не учитывает реагирующие вещества, находящиеся в твердом состоянии, ибо их концентрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Так, например, для реакции горения угля: кинетическое уравнение реакции имеет вид: , где — константа скорости, — концентрация твердого вещества; S — площадь поверхности. Это величины постоянные. Обозначив произведение постоянных величин через , получим , т. е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10° скорость большинства реакций увеличивается в 2—4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением

где , — скорости реакции соответственно при начальной и конечной температурах, а — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

Энергия активации

Сильное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теории в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, — этот процесс называется активацией. Один из способов активации — увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации.

Ее определяют опытным путем, обозначают буквой и обычно выражают в кДж/моль. Так, например, для соединения водорода и иода = 167,4 кДж/моль, а для распада иодоводорода = 186,2 кДж/моль.

Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции. Эти представления поясняются рис. 4.2 на примере реакции в общем виде: . Ось ординат характеризует потенциальную энергию системы, ось абсцисс — ход реакции: исходное состояние переходное состояние конечное состояние. Чтобы реагирующие вещества и образовали продукт реакции АВ, они должны преодолеть энергетический барьер С (рис. 4.2). На это затрачивается энергия активации , на значение которой возрастает энергия системы. При этом в ходе реакции из частиц реагирующих веществ образуется промежуточная неустойчивая группировка, называемая переходным состоянием или активированным комплексом (в точке С), последующий распад которого приводит к образованию конечного продукта АВ. Механизм реакции можно изобразить схемой

Если при распаде активированного комплекса выделяется больше энергии, чем это необходимо для активации частиц, то реакция экзотермическая. Примером эндотермической реакции служит обратный процесс — образование из вещества АВ веществ и : . В этом случае процесс протекает также через образование активированного комплекса , однако энергия активации больше, чем для прямого процесса: ( —тепловой эффект реакции). Для протекания эндотермических реакций требуется подвод энергии извне.

Как видно из рис. 4.2, разность энергий конечного состояния системы () и начального () равна тепловому эффекту реакции (см. § 1.8):

Скорость реакции непосредственно зависит от значения энергии активации: если оно мало, то за определенное время протекания реакции энергетический барьер преодолеет большое число частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция идет медленно.

При взаимодействии ионов энергия активации очень мала и ионные реакции протекают с очень большой скоростью (практически мгновенно).

Понятие о катализе и катализаторах

Увеличить скорость реакции можно с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций.

Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию — положительный катализ, или просто катализ, другие — замедляют — отрицательный катализ. Примерами положительного катализа могут служить получение серной кислоты, окисление аммиака в азотную кислоту с помощью платинового катализатора и др. Примерами отрицательного катализа являются замедление взаимодействия раствора сульфита натрия с кислородом воздуха в присутствии этилового спирта или уменьшение скорости разложения пероксида водорода в присутствии небольших количеств серной кислоты (0,0001 мае. частей) и др. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, — ингибиторами (механизм действия последних отличен от действия катализаторов).

Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими.

Каталитическое воздействие может быть оказано на большинство химических реакций. Число катализаторов очень велико, а их каталитическая активность весьма различна. Она определяется изменением скорости реакции, вызываемым катализатором.

Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

Различают два вида катализа — гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему — газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела. Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза). Для гомогенного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор — твердое вещество, а реагирующие вещества — газы или жидкости. Примерами могут служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза) или разложение пероксида водорода (жидкая фаза) в присутствии угля или оксида марганца (IV) (твердая фаза). Все реакции при гетерогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность твердого катализатора зависит и от свойств его поверхности (размера, химического состава, строения и состояния).

Действие положительных катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции, другими словами, — к снижению высоты энергетического барьера (см. рис. 4.2, пунктирная кривая). При этом образуется активированный комплекс с более низким уровнем энергии и скорость реакции сильно возрастает.

Механизм действия катализаторов обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ. Так, если медленно протекающую реакцию А+В = АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение:

Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействуете другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается:

Энергия активации этого процесса также мала, а потому реакция протекает с достаточной скоростью. Если теперь оба процесса, протекающие одновременно, суммировать, то получим окончательное уравнение быстро протекающей реакции:

Приведем конкретный пример — окисление в с участием катализатора :

Эта реакция протекает медленно. Но при введении катализатора образуется промежуточное соединение:

Поверхность катализатора неоднородна. На ней имеются так называемые активные центры, на которых главным образом и протекают каталитические реакции. Реагирующие вещества адсорбируются на этих центрах, в результате чего увеличивается концентрация их на поверхности катализатора. А это отчасти приводит к ускорению реакции. Но главной причиной возрастания скорости реакции является сильное повышение химической активности адсорбированных молекул. Под действием катализатора у адсорбированных молекул ослабляются связи между атомами и они становятся более реакционноспособными. И в этом случае реакция ускоряется благодаря снижению энергии активации (в том числе за счет образования поверхностных промежуточных соединений).

Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность твердого катализатора. Такие вещества называются каталитическими ядами. В качестве примера можно привести соединения мышьяка, ртути, свинца, цианистые соединения, к которым особенно чувствительны платиновые катализаторы. В производственных условиях реагирующие вещества подвергают очистке от каталитических ядов, а уже отравленные катализаторы регенерируют.

Однако имеются и такие вещества, которые усиливают действие катализаторов данной реакции, хотя сами катализаторами не являются. Эти вещества называются промоторами (промотирование платиновых катализаторов добавками железа, алюминия и др.).

Следует особо отметить, что действие катализаторов избирательно, поэтому, применяя разные катализаторы, можно получить из одного и того же вещества разные продукты. Так, например, в присутствии катализатора оксида алюминия при 300 С из этилового спирта получают воду и этилен:

При той же температуре, но в присутствии мелко раздробленной меди, из этилового спирта образуются водород и уксусный альдегид:

Опыт показывает, что для каждой реакции имеется свой оптимальный катализатор.

Роль катализаторов в химическом производстве исключительно велика. Получение серной кислоты, синтез аммиака, получение из твердого угля жидкого топлива, переработка нефти и природного газа, получение искусственного каучука, пластмасс, гидрогенизация жиров — вот далеко не полный перечень важнейших производств, где применяются катализаторы. Очевидно, поиски новых, все более совершенных катализаторов будут способствовать повышению производительности труда и снижению себестоимости продукции.

Особую роль играют биологические катализаторы — ферменты. При их участии протекают сложные химические процессы в растительных и животных организмах.

Необратимые и обратимые реакции

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми.

Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота:

В технике обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменение температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции — выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например

2) образуется малодиссоциированное (см. § 5.10) соединение, например вода:

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.

Химическое равновесие

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Например, в реакции синтеза аммиака (§ 10.4) равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород. Следовательно,

химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием. И поскольку действие обеих реакций взаимно уничтожается, то в реагирующей смеси видимых изменений не происходит: концентрации всех реагирующих веществ — как исходных, так и образующихся — остаются строго постоянными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. Они обычно обозначаются формулами реагирующих веществ, заключенными в квадратные скобки, например , , , тогда как неравновесные концентрации обозначают так: , , .

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия. Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образования.

Принцип Ле Шателье

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Поясним это на примере реакции синтеза аммиака:

Если внешнее воздействие выражается в увеличении концентрации азота или водорода, то оно благоприятствует реакции, вызывающей уменьшение концентрации этих веществ, и, следовательно, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Соответственно увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Поскольку прямая реакция, как видно из уравнения, протекает с выделением теплоты, повышение температуры смеси благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, и равновесие сместится в сторону исходных веществ; понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону продукта реакции.

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. В приведенном примере в левой части уравнения содержится две молекулы, а в правой — одна. Поскольку увеличение давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению числа молекул, то в данном случае равновесие сместится в сторону продукта реакции. Очевидно, уменьшение давления сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, например

то изменение, давления не вызывает смещения химического равновесия.

Следует заметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

Способы смещения равновесия в желаемом направлении, основанные на принципе Лe Шателье, играют огромную роль в химии. Синтез аммиака и многие другие промышленные процессы были освоены благодаря применению способов смещения равновесия в направлении, обеспечивающем высокий выход получаемого вещества.

Во многих процессах смещение химического равновесия в сторону продуктов реакции достигается путем вывода образующихся веществ из сферы реакции. Так, например, чтобы сместить равновесие в реакции этерификации

в сторону образования метилацетата, в систему вводят серную кислоту, поглощающую воду.

Скорость химических реакций очень кратко и подробно

Вы знаете, что химия изучает не только свойства и строение веществ, но и процессы превращения веществ друг в друга — химические реакции. На практике вы встречались с реакциями, которые протекают медленно, месяцами, как, например, коррозия железа. Многие реакции в растворах (между основаниями и кислотами, между солями) заканчиваются очень быстро, а некоторые реакции происходят мгновенно, например, взрывы. Следовательно, различные химические реакции происходят с самыми разными скоростями. Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называют химической кинетикой. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции. Для количественной характеристики скорости реакции используют изменение количества вещества или концентрации либо реагента, либо продукта химической реакции.

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагента или продукта химической реакции во времени. Пусть для реакции концентрация вещества А в момент времени в момент времени равна Тогда математическое выражение для средней скорости V следующее:

Знак «минус» ставят по следующей причине. По мере протекания реакции концентрация вещества А убывает, следовательно,

будет иметь отрицательное значение, а скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует ставить знак «минус». Скорость реакции измеряют в

Существуют гомогенные и гетерогенные химические реакции.

Гомогенными называют химические реакции, протекающие в однородной среде (например, в жидком растворе или газовой фазе).

Гетерогенными называют реакции, происходящие между веществами, находящимися в разных фазах (например, газовой и жидкой, твердой и жидкой и др.).

Скорость гомогенной реакции определяется изменением количества одного из реагирующих веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени в единице объема:

Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:

где — площадь поверхности твердой фазы, — изменение количества вещества. В гетерогенных реакциях скорость не выражают через концентрацию, поскольку вещества реагируют не в объеме, а на поверхности.

Химическая реакция является результатом столкновения частиц (атомы, молекулы, ионы) исходных веществ; чем чаще столкновения, тем быстрее осуществляется химическая реакция.

Химические реакции происходят с самыми разными скоростями. Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называют химической кинетикой. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции. Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагента или продукта химической реакции во времени. Химическая реакция является результатом столкновения частиц реагирующих веществ; чем чаще столкновения, тем быстрее осуществляется химическая реакция.

Существуют гомогенные и гетерогенные химические реакции. Гомогенными называют химические реакции, протекающие в однородной среде. Гетерогенными называют реакции, происходящие между веществами, находящимися в разных фазах.

Факторы влияющие на скорость химической реакции

Скорость химической реакции зависит от ряда факторов, из которых важнейшими являются химическая природа реагирующих веществ, их концентрация, температура и присутствие катализатора. Рассмотрим факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Природа реагирующих веществ

Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость реакции. Например, водород с фтором реагирует очень энергично (со взрывом) уже при комнатной температуре, а реакция водорода с йодом — только при нагревании до Говоря о влиянии природы реагирующих веществ на скорость химической реакции, следует отметить, что в ходе реакции химические связи частиц реагентов разрушаются и образуются новые связи между частицами продукта реакции. Реакции в газовой фазе протекают с более высокой скоростью, чем в растворах, а в растворах — быстрее, чем в твердой фазе.

Влияние концентрации реагентов

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. Известно, что химическое взаимодействие осуществляется при столкновении частиц, поэтому чем больше их концентрация, тем чаще сталкиваются молекулы реагирующих веществ во время своего хаотического движения. Влияние концентрации взаимодействующих веществ распространяется на газовые смеси и растворы.

На скорость реакций с участием газов также влияет давление, потому что оно непосредственно определяет их концентрации.

Гомогенные реакции протекают во всем объеме, и скорость гомогенных реакций зависит от концентраций реагентов.

Гетерогенные реакции протекают на поверхности твердых веществ.

Скорость гетерогенной реакции зависит от поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Так, например, кусочек мела с соляной кислотой реагирует с замедленной скоростью, а мелко измельченный мел реагирует достаточно бурно. При размельчении мела поверхность соприкосновения увеличивается, следовательно, увеличивается количество молекул, соответственно возрастает и скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от темпера туры

Большое влияние на скорость химической реакции оказывает температура. С повышением температуры скорость химической реакции, как правило, возрастает. При повышении температуры на Ю С скорость реакции увеличивается в 2—4 раза, потому что при повышении температуры возрастает скорость движения молекул веществ, и соответственно увеличивается число столкновений между ними. Таким образом, скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, концентрации (от давления газа), температуры и др.

На скорость химических реакций влияет природа реагирующих веществ, концентрация (от давления газа), температура и др. Влияние концентрации взаимодействующих веществ распространяется на газовые смеси и растворы. С повышением температуры скорость химической реакции, как правило, возрастает. При повышении температуры на скорость реакции увеличивается в 2—4 раза.

Катализаторы и ингибиторы

Большое влияние на скорость реакции оказывает присутствие в реагирующей системе катализатора.

Вещества которые изменяют химические реакции» но сами в итоге не расходуются» называют катализаторами.

Например, добавка небольшого количества диоксида марганца к раствору пероксида водорода значительно увеличивает скорость ее разложения на кислород и воду.

Реакции, протекающие под действием катализаторов, называют каталитическими. Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом. Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенным называют катализ» при котором реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии (газообразном или жидком). Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания.

Гетерогенным называют катализ при котором реагенты и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях: чаще всего катализатор — в твердом, а реагирующие — в жидком или газообразном. В качестве гетерогенных катализаторов применяют металлы, их оксиды и др.

Катализ широко распространен в природе, он играет огромную роль в жизнедеятельности организмов. Особенно сильно воздействуют на скорость реакции биологические катализаторы — ферменты. Превращения в организме белков, жиров и углеводов происходят с участием ферментов, поэтому биохимические процессы идут с очень большой скоростью. Следовательно, катализаторы способствуют более быстрому переходу системы из начального в конечное состояние. Наряду с катализаторами существуют вещества, которые замедляют химические процессы.

Вещества которые замедляют скорость химических реакций, называют ингибиторами.

Ингибиторы служат человеку: уменьшают скорость коррозии металлов, продлевают сохранность пищевых продуктов, предотвращают случайные взрывы чувствительных к сотрясениям, но необходимых в промышленности веществ, замедляют некоторые вредные для живого организма процессы, вызывающие заболевания, и поэтому используются в виде лекарств.

Таким образом, одним из важнейших факторов, влияющих на скорость химических реакций, является присутствие катализаторов.

На скорость химических реакций влияет присутствие катализаторов. Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами в итоге не расходуются называют катализаторами.

Реакции, протекающие под действием катализаторов, называют каталитическими. Влияние катали-____заторов на скорость реакции называется катализом.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенным называют катализ, при котором и реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии.

Гетерогенным называют катализ, при котором реагенты и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях. Наряду с катализаторами существуют вещества, которые замедляют химические процессы. Вещества. которые замедляют скорость химических реакций называют ингибиторами.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник