Скорость химических реакций. При практическом использовании химических реакций, особенно в промышленности, очень важно знать как быстро они протекают в данных условиях

При практическом использовании химических реакций, особенно в промышленности, очень важно знать как быстро они протекают в данных условиях, и как нужно изменить условия для увеличения скорости реакции. Этими вопросами занимается специальный раздел химии – химическая кинетика.

Рассмотрение вопроса о скорости химических реакций требует различать гомогенные и гетерогенные реакции. Приведём несколько определений.

Системой в химии называют рассматриваемое вещество или совокупность веществ.

Фаза – это часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком.

Гомогенная система из одной фазы, в гомогенных системах протекают гомогенные реакции.

Гетерогенные системы состоят из нескольких фаз, в них протекают гетерогенные реакции.

Под скоростью гомогенной реакции понимают количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы.

v_гомог = Δn /(V∙Δτ), где Δ n – изменение количества одного из реагирующих веществ (в молях); Δτ – интервал времени (с); V - объём системы (л).

n/V = C – молярная концентрация, значит v_гомог = ΔC/Δτ.

Таким образом, скорость реакции в гомогенной системе – это изменение молярной концентрации одного из реактантов в единицу времени.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций и внешних условий.

Для того, чтобы частицы исходных веществ прореагировали, необходимо чтобы они столкнулись друг с другом, поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений частиц. Число соударений, в свою очередь определяется концентрациями реагирующих веществ.

Эта закономерность была замечена учёными в 19 веке, а в 1867 году оформлена в закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге, Норвегия): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

H_2(г) + I_2(г) = 2 HI_(г) v = k ∙ C(H₂) ∙ C(I₂)

2 NO_(г) + O_2(г) = 2 NO_2(г) v = k ∙ C(NO₂)² ∙ C(O₂),

k – коэффициент пропорциональности, который получил название константа скорости реакции. Её величина зависит от природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентраций веществ.

Современные физико-химические исследования показывают, что далеко не все столкновения частиц результативны. Для того, чтобы произошла реакция и образовались её продукты, необходимо разорвать химические связи в исходных веществах. На это нужна некоторая избыточная энергия. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными.

При реакции система проходит три состояния: А_2(г) + В_2(г) = 2 АВ_(г)

А ─ А А----А А А

+ → ¦ ¦ → │ │

В ─ В В----В В В

Начальное переходное конечное

(исх. вещ-ва) (активированный комплекс, t = 10^-13с) (продукты)

В переходном состоянии происходит перераспределение электронной плотности, одновременно рвутся старые связи и образуются новые.

Энергия, необходимая для перехода веществ в состояние активированного комплекса, называется энергией активации Е_а.

Таким образом, энергия активации – это своеобразный энергетический барьер, который отделяет исходные вещества от продуктов реакции. Многие в принципе возможные реакции из-за таких энергетических барьеров практически не протекают. Например, дерево, бумага, уголь, нефть способны окисляться и гореть в воздухе, но они при обычных температурах не загораются сами собой.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации выражается уравнением Аррениуса: k = z∙P∙e^-E/RT , где z – число столкновений молекул в секунду в единице объёма; e = 2,718; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль∙К); T – температура, К; Р – стерический множитель.

Стерический множитель Р < 1, он вводится для учёта взаимной ориентации сталкивающихся частиц. Не все столкновения активных молекул приводят к образованию продуктов, а только те, когда имеет место определённая их ориентация в пространстве. Р значительно сказывается на скорости реакций с участием больших органических молекул.

Нагревание приводит к тому, что становится больше активных молекул, температура является наиболее важным внешним фактором. В уравнении Аррениуса Т входит в показатель степени, значит скорость реакции очень чувствительна к изменению температуры. Например, для реакции

H_2(г) + I_2(г) = 2 HI_(г) при повышении температуры на 100 градусов скорость реакции возрастает в 1000 раз.

Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10˚ скорость реакции увеличивается примерно в 2 – 4 раза. Математическая запись:

v(T₂) = v(T₁) ∙ γ^{(T – T )/10}, γ – температурный коэффициент реакции.

Как мы уже говорили, кроме гомогенных бывают ещё и гетерогенные реакции, протекающие на границе раздела фаз.

Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося за единицу времени на единице площади поверхности фазы: v_{гетерог} = Δn /(S∙Δτ).

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят только концентрации веществ, находящихся в газовой или жидкой фазах. С_(к) + О_2(г) = СО_2(г), v = k ∙ C(С) ∙ C(O₂) = k ∙ C(O₂).

Катализ

Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ.

Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после этого свой состав.

А + В → А---В → АВ ΔG < 0, но скорость мала.

А + К → А---К → АК

В + АК → В---АК → АВ + К

А + В + К → АВ + К

В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирующих веществ различают катализ гомогенный и гетерогенный. Примеры гомогенного катализа: окисление СО кислородом, катализатор – пары воды; биологические процессы в живых организмах в жидкой фазе, катализаторы – ферменты. Примеры гетерогенного катализа: синтез аммиака, катализатор – железо; окисление SO₂, катализатор – платина или V₂O₅.

Кроме применения катализаторов, для ускорения химических реакций используют и другие физические способы. Среди них можно отметить воздействие света (видимого и ультрафиолетового), использование ионизирующего излучения (гамма-излучение, рентгеновские и лазерные лучи). Например, превращение кислорода О₂ в озон О₃, алмаза – в графит, разложение воды с образованием Н₂ и О₂, перекиси водорода Н₂О₂.