Кінетика- Наука про швидкості хімічних реакцій.

Швидкість хімічної реакції- Число елементарних актів хімічної взаємодії, що протікають в одиницю часу в одиницю об'єму (гомогенні) або на одиниці поверхні (гетерогенні).

Справжня швидкість реакції:

Для гомогенних, гетерогенних реакцій:

1) концентрація реагуючих речовин;

2) температура;

3) каталізатор;

4) інгібітор.

Тільки для гетерогенних:

1) швидкість підведення реагуючих речовин до поверхні поділу фаз;

2) площа поверхні.

Головний фактор – природа реагуючих речовин – характер зв'язку між атомами у молекулах реагентів.

NO 2 – оксид азоту (IV) – лисий хвіст, СО – чадний газ, монооксид вуглецю.

Якщо їх окислити киснем, то першому випадку реакція піде миттєво, варто відкрити пробку судини, у другому випадку реакція розтягнута у часі.

Концентрацію реагуючих речовин буде розглянуто нижче.

Блакитна опалесценція свідчить про момент випадання сірки, що вища концентрація, то швидкість вища.

Рис. 10

Чим більше концентрації Na 2 S 2 O 3 тим менше часу йде реакція. На графіці (рис. 10) зображено прямо пропорційна залежність. Кількісна залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин виражається ЗДМ (законом діючих мас), який говорить: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Отже, основним законом кінетикиє встановлений дослідним шляхом закон: швидкість реакції пропорційна концентрації речовин, що реагують, приклад: (тобто для реакції)

Для цієї реакції Н 2 + J 2 = 2НJ – швидкість можна виразити через зміну концентрації будь-якої речовини. Якщо реакція протікає ліворуч, то концентрація Н 2 і J 2 буде зменшуватися, концентрація НJ - збільшуватися по ходу реакції. Для миттєвої швидкості реакцій можна записати вираз:

квадратними дужками позначається концентрація.

Фізичний зміст k-молекули перебувають у безперервному русі, зіштовхуються, розлітаються, ударяються об стінки судини. Для того щоб відбулася хімічна реакція утворення НJ, молекулам Н 2 і J 2 треба зіткнутися. Число таких зіткнень буде тим більше, чим більше молекул H 2 і J 2 міститься в обсязі, тобто тим більше будуть величини [Н 2 ] і . Але молекули рухаються з різними швидкостями, і сумарна кінетична енергія двох зіштовхуються молекул буде різною. Якщо зіткнуться найшвидші молекули Н 2 і J 2 , енергія їх може бути такою великою, що молекули розіб'ються на атоми йоду і водню, що потім розлітаються і взаємодіють з іншими молекулами Н 2 + J 2 > 2H+2J, далі буде H + J 2 > HJ + J. Якщо енергія молекул, що зіштовхуються, менша, але досить велика для ослаблення зв'язків H – H і J – J, відбудеться реакція утворення йодоводороду:

У більшості ж молекул, що зіштовхуються, енергія менше необхідної для ослаблення зв'язків в Н 2 і J 2 . Такі молекули "тихо" зіткнуться і також "тихо" розійдуться, залишившись тим, чим вони були, Н2 і J2. Таким чином, не все, а лише частина зіткнень призводить до хімічної реакції. Коефіцієнт пропорційності (k) показує число результативних, що призводять до реакції зіткнень при концентраціях [Н2] = = 1моль. Величина k-const швидкості. Яка ж швидкість може бути постійною? Так, швидкістю рівномірного прямолінійного руху називають постійну векторну величину, що дорівнює відношенню переміщення тіла за будь-який проміжок часу до значення цього проміжку. Але молекули рухаються хаотично, тоді як може бути швидкість – const? Але постійна швидкість може бути лише за постійної температури. Зі зростанням температури збільшується частка швидких молекул, зіткнення яких призводять до реакції, тобто збільшується константа швидкості. Але збільшення константи швидкості не безмежне. За якоїсь температури енергія молекул стане настільки великою, що практично всі зіткнення реагентів будуть результативними. При зіткненні двох швидких молекул відбуватиметься зворотна реакція.

Настане такий момент, коли швидкості освіти 2НJ з Н 2 і J 2 і розкладання дорівнюватимуть, але це вже хімічна рівновага. Залежність швидкості реакції від концентрації речовин, що реагують, можна простежити, користуючись традиційною реакцією взаємодії розчину тіосульфату натрію з розчином сірчаної кислоти.

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 = Sv+H 2 O+SO 2 ^. (2)

Реакція (1) протікає майже миттєво. Швидкість реакції (2) залежить при постійній температурі від концентрації реагуючої речовини H 2 S 2 O 3 . Саме цю реакцію ми спостерігали – у цьому випадку швидкість вимірюється часом від початку зливання розчинів до появи опалесценції. у статті Л. М. Кузнєцової описана реакція взаємодії тіосульфату натрію з соляною кислотою. Вона пише, що при зливанні розчинів відбувається опалесценція (помутніння). Але це твердження Л. М. Кузнєцової помилково оскільки опалесценція і помутніння – це різні речі. Опалесценція (від опал та латинського escentia– суфікс, що означає слабку дію) – розсіювання світла каламутними середовищами, зумовлене їхньою оптичною неоднорідністю. Розсіювання світла- Відхилення світлових променів, що поширюються в середовищі на всі боки від початкового напрямку. Колоїдні частинки здатні розсіювати світло (ефект Тіндаля – Фарадея) – цим пояснюється опалесценція, легка мутність колоїдного розчину. При проведенні цього досвіду треба враховувати блакитну опалесценцію, а потім коагуляцію суспензії колоїдної сірки. Однакову щільність суспензії відзначають за видимим зникненням будь-якого малюнка (наприклад, сітки на дні стаканчика), що спостерігається зверху через шар розчину. Час відраховують по секундоміру з зливання.

Розчини Na ​​2 S 2 O 3 x 5H 2 O та H 2 SO 4 .

Перший готують шляхом розчинення 7,5 г солі 100 мл H 2 O, що відповідає 0,3 М концентрації. Для приготування розчину H 2 SO 4 тієї ж концентрації треба відміряти 1,8 мл H 2 SO 4 (к), ? = = 1,84 г/см 3 і розчинити її в 120 мл H 2 O. Приготовлений розчин Na 2 S 2 O 3 розлити в три склянки: у першу – 60 мл, у другу – 30 мл, в третю – 10 мл. У другу склянку додати 30 мл H 2 O дистильованої, а в третій - 50 мл. Таким чином, у всіх трьох склянках виявиться по 60 мл рідини, але в першій концентрація солі умовно = 1, у другій - Ѕ, а в третій - 1/6. Після того, як будуть підготовлені розчини, в першу склянку з розчином солі прилийте 60 мл розчину H 2 SO 4 і увімкніть секундомір, і т. д. Враховуючи, що швидкість реакції падає з розведенням розчину Na 2 S 2 O 3 її можна визначити як величину, обернено пропорційну часу v = 1/? і побудувати графік, відклавши на осі абсцис концентрацію, але в осі ординат – швидкість реакції. З цього висновок швидкість реакції залежить від концентрації речовин. Отримані дані занесені в таблицю 3. Можна цей досвід виконати за допомогою бюреток, але це вимагає від великої практики, тому що графік буває неправильним.

Таблиця 3

Швидкість та час реакції

Підтверджується закон Гульдберга-Вааге – професора хімії Гульдерга та молодого вченого Ваазі).

Розглянемо наступний фактор – температуру.

У разі збільшення температури швидкість більшості хімічних реакцій підвищується. Ця залежність описана правилом Вант-Гоффа: «У разі підвищення температури на кожні 10 °C швидкість хімічних реакцій збільшується у 2 – 4 рази».

де ? – температурний коефіцієнт, що показує, скільки разів збільшується швидкість реакції при підвищенні температури на 10 °C;

v 1 – швидкість реакції при температурі t 1;

v 2 –швидкість реакції при температурі t 2 .

Наприклад, реакція при 50 °С протікає за дві хвилини, за скільки часу закінчиться процес при 70 °С, якщо температурний коефіцієнт ? = 2?

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

Навіть невелике підвищення температури викликає різке збільшення швидкості реакції активних зіткнень молекули. Відповідно до теорії активації, у процесі беруть участь ті молекули, енергія яких більше середньої енергії молекул на певну величину. Ця надмірна енергія – енергія активації. Фізичний зміст її – це та енергія, яка необхідна активного зіткнення молекул (перебудови орбіталей). Число активних частинок, а отже, швидкість реакції зростає з температурою за експоненційним законом, відповідно до рівняння Арреніуса, що відображає залежність константи швидкості від температури

де А –коефіцієнт пропорційності Арреніуса;

k-постійна Больцмана;

Е А –енергія активації;

R –газова постійна;

Т-Температура.

Каталізатор - речовина, що прискорює швидкість реакції, яка сама при цьому не витрачається.

Каталіз– явище зміни швидкості реакції у присутності каталізатора. Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз. Гомогений– якщо реагенти та каталізатор знаходяться в одному агрегатному стані. Гетерогенний– якщо реагенти та каталізатор у різних агрегатних станах. Для каталізу див. окремо (далі).

Інгібітор- Речовина, що уповільнює швидкість реакції.

Наступний фактор – площа поверхні. Чим більша поверхня реагуючої речовини, тим більша швидкість. Розглянемо з прикладу вплив ступеня дисперсності на швидкість реакції.

CaCO 3 – мармур. Плитковий мармур опустимо в соляну кислоту HCl, зачекаємо на п'ять хвилин, він розчиниться повністю.

Порошкоподібний мармур - з ним проробимо ту ж саму процедуру, він розчинився через тридцять секунд.

Рівняння обох процесів однаково.

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

Отже, при додаванні порошкоподібного мармуру час менше, ніж при додаванні мармуру плиткового, при однаковій масі.

Зі збільшенням поверхні поділу фаз швидкість гетерогенних реакцій збільшується.

Системи. Але дана величина не відображає реальну можливість перебігу реакції, її швидкістьта механізм.

Для повноцінного уявлення хімічної реакції, треба знати у тому, які існують тимчасові закономірності під час її здійсненні, тобто. швидкість хімічної реакціїта її детальний механізм. Швидкість та механізм реакції вивчає хімічна кінетика- Наука про хімічний процес.

З точки зору хімічної кінетики, реакції можна класифікувати на прості та складні.

Прості реакції– процеси, які відбуваються без утворення проміжних сполук. За кількістю частинок, що беруть у ній участь, вони поділяються на мономолекулярні, бімолекулярні, тримолекулярні.Зіткнення більшого ніж 3 числа частинок малоймовірне, тому тримолекулярні реакції досить рідкісні, а чотиримолекулярні - невідомі. Складні реакції– процеси, які з кількох елементарних реакцій.

Будь-який процес протікає з властивою йому швидкістю, яку можна визначити за змінами, що відбуваються за певний відрізок часу. Середню швидкість хімічної реакціївиражають зміною кількості речовини nвитраченої чи отриманої речовини в одиниці об'єму V за одиницю часу t.

υ = ± dn/ dt· V

Якщо речовина витрачається, то ставимо знак "-", якщо накопичується - "+"

При постійному обсязі:

υ = ± dC/ dt,

Одиниця виміру швидкості реакції моль/л·с

В цілому, υ — величина постійна і не залежить від того, за якою речовиною, що бере участь у реакції, ми стежимо.

Залежність концентрації реагенту або продукту від часу протікання реакції подають у вигляді кінетичної кривої, яка має вигляд:

Обчислювати з експериментальних даних зручніше, якщо зазначені вище вирази перетворити на наступний вираз:

Закон чинних мас. Порядок та константа швидкості реакції

Одне з формулювань закону чинних масзвучить так: Швидкість елементарної гомогенної хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагентів.

Якщо досліджуваний процес подати у вигляді:

а А + b В = продукти

то швидкість хімічної реакції можна виразити кінетичним рівнянням:

υ = k · [A] a · [B] bабо

υ = k·C a A ·C b B

Тут [ A] та [B] (C A іC B)- концентрації реагентів,

а іb– стехіометричні коефіцієнти простої реакції,

k- Константа швидкості реакції.

Хімічний зміст величини k- це швидкість реакціїпри поодиноких концентраціях. Тобто якщо концентрації речовин А і В дорівнюють 1, то υ = k.

Треба враховувати, що у складних хімічних процесах коефіцієнти а іbне збігаються зі стехіометричними.

Закон діючих мас виконується за дотримання низки умов:

• Реакція активується теплово, тобто. енергією теплового руху.
• Концентрація реагентів розподілена рівномірно.
• Властивості та умови середовища під час процесу не змінюються.
• Властивості середовища не повинні впливати на k.

До складних процесів закон дії мас застосувати не можна. Це можна пояснити тим, що складний процес складається з декількох елементарних стадій, і його швидкість визначатиметься не сумарною швидкістю всіх стадій, лише однією найповільнішою стадією, яка називається лімітує.

Кожна реакція має свій порядок. Визначають приватний (парціальний) порядокпо реагенту та загальний (повний) порядок. Наприклад, у вираженні швидкості хімічної реакції для процесу

а А + b В = продукти

υ = k·[ A] a·[ B] b

a- Порядок по реагенту А

b — порядок по реагенту У

Загальний порядок a + b = n

Для простих процесівпорядок реакції вказує на кількість частинок, що реагують (збігається зі стехіометричними коефіцієнтами) і приймає цілочисельні значення. Для складних процесівпорядок реакції не збігається зі стехіометричними коефіцієнтами і може бути будь-яким.

Визначимо чинники, що впливають швидкість хімічної реакції υ.

1. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин

   визначається законом діючих мас: υ = k[ A] a·[ B] b

Очевидно, що зі збільшенням концентрацій реагуючих речовин υ збільшується, т.к. збільшується кількість зіткнень між речовинами, що беруть участь у хімічному процесі. Причому важливо враховувати порядок реакції: якщо це n = 1щодо деякого реагенту, то її швидкість прямо пропорційна концентрації цієї речовини. Якщо за якимось реагентом n = 2, то подвоєння його концентрації призведе до зростання швидкості реакції в 22 = 4 рази, а збільшення концентрації в 3 рази прискорить реакцію в 32 = 9 разів.

Швидкість хімічних реакцій, її залежність від різних факторів

Гомогенні та гетерогенні хімічні реакції

Хімічні реакції протікають з різними швидкостями: з малою швидкістю – при утворенні сталактитів і сталагмітів, із середньою швидкістю – при варінні їжі, миттєво – при вибуху. Дуже швидко проходять реакції у водних розчинах практично миттєво. Змішаємо розчини хлориду барію та сульфату натрію - сульфат барію у вигляді осаду утворюється негайно. Швидко, але не миттєво горить сірка, магній розчиняється в соляній кислоті, етилен знебарвлює бромну воду. Повільно утворюється іржа на залізних предметах, наліт на мідних та бронзових виробах, повільно гниє листя, руйнуються зуби.

Передбачення швидкості хімічної реакції, а також з'ясування її залежності від умов проведення процесу – завдання хімічної кінетики- Науки про закономірності протікання хімічних реакцій у часі.

Якщо хімічні реакції відбуваються в однорідному середовищі, наприклад, у розчині або газовій фазі, то взаємодія реагуючих речовин відбувається у всьому обсязі. Такі реакції, як ви знаєте, називають гомогенними.

Швидкість гомогенної реакції ($v_(гомог.)$) визначається як зміна кількості речовини в одиницю часу в одиниці об'єму:

$υ_(гомог.)=(∆n)/(∆t·V),$

де $∆n$ - зміна числа молей однієї речовини (найчастіше вихідної, але може бути і продукту реакції); $∆t$ - інтервал часу (с, хв.); $V$ - обсяг газу або розчину (л).

Оскільки відношення кількості речовини до обсягу є молярною концентрацією $С$, то

$(∆n)/(V)=∆C.$

Таким чином, швидкість гомогенної реакціївизначається як зміна концентрації однієї з речовин в одиницю часу:

$υ_(гомог.)=(∆C)/(∆t)[(моль)/(л·с)]$

якщо об'єм системи не змінюється. Якщо реакція йде між речовинами, що знаходяться в різних агрегатних станах (наприклад, між твердою речовиною і газом або рідиною), або між речовинами, нездатними утворювати гомогенне середовище (наприклад, між рідинами, що не змішуються), то вона проходить тільки на поверхні зіткнення речовин. Такі реакції називають гетерогенними.

Швидкість гетерогенної реакціївизначається як зміна кількості речовини в одиницю часу на одиниці поверхні:

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

де $ S $ - площа поверхні дотику речовин ($ м ^ 2, см ^ 2 $).

Якщо при будь-якій реакції експериментально вимірювати концентрацію вихідної речовини в різні моменти часу, то графічно можна відобразити її зміна за допомогою кінетичної кривої для цього реагенту.

Швидкість реакції перестав бути постійної величиною. Ми вказували лише деяку середню швидкість цієї реакції у певному інтервалі часу.

Уявіть собі, що ми визначаємо швидкість реакції

$H_2+Cl_2→2HCl$

а) щодо зміни концентрації $Н_2$;

б) щодо зміни концентрації $HCl$.

Чи однакові ми отримаємо значення? Адже з $1$ моль $Н_2$ утворюється $2$ моль $HCl$, тому й швидкість у разі б) виявиться більшою вдвічі. Отже, значення швидкості реакції залежить і від того, якою речовиною її визначають.

Зміна кількості речовини, за якою визначають швидкість реакції, - це зовнішній фактор, що спостерігається дослідником. По суті всі процеси здійснюються на мікрорівні. Очевидно, для того, щоб якісь частинки прореагували, вони передусім мають зіткнутися, причому зіткнутися ефективно: не розлетітися, як м'ячики, в різні боки, а так, щоб у частках зруйнувалися чи ослабли старі зв'язки та змогли утворитися нові, а для цього частинки повинні мати достатню енергію.

Розрахункові дані показують, що, наприклад, газах зіткнення молекул при атмосферному тиску обчислюються мільярдами за $1$ секунду, тобто. всі реакції мали б йти миттєво. Але це не так. Виявляється, що лише дуже невелика частка молекул має необхідну енергію, що призводить до ефективного зіткнення.

Мінімальний надлишок енергії, який повинна мати частка (або пара частинок), щоб відбулося ефективне зіткнення, називають енергією активації$E_a$.

Таким чином, на шляху всіх частинок, що вступають у реакцію, є енергетичний бар'єр, що дорівнює енергії активації $E_a$. Коли він малий, то є багато частинок, які можуть його подолати, і швидкість реакції велика. В іншому випадку потрібен поштовх. Коли ви підносите сірник, щоб запалити спиртування, ви повідомляєте додаткову енергію $E_a$, необхідну для ефективного зіткнення молекул спирту з молекулами кисню (подолання бар'єру).

На закінчення зробимо висновок: багато можливих реакцій практично не йдуть, т.к. Висока енергія активації.

Це має велике значення для нашого життя. Уявіть, що сталося б, якби всі термодинамічно дозволені реакції могли йти, не маючи жодного енергетичного бар'єру (енергії активації). Кисень повітря прореагував би з усім, що може горіти чи просто окислюватися. Постраждали б усі органічні речовини, вони перетворилися б на вуглекислий газ $CO_2$ і воду $H_2O$.

Швидкість хімічної реакції залежить багатьох чинників. Основними з них є: природа та концентрація реагуючих речовин, тиск (у реакціях за участю газів), температура, дія каталізаторів та поверхня реагуючих речовин у разі гетерогенних реакцій. Розглянемо вплив кожного із цих чинників на швидкість хімічної реакції.

Температура

Вам відомо, що при підвищенні температури у більшості випадків швидкість хімічної реакції значно зростає. У ХІХ ст. голландський хімік Я. Х. Вант-Гофф сформулював правило:

Підвищення температури кожні $10°С$ призводить до збільшення швидкості реакції в 2-4 разу (цю величину називають температурним коефіцієнтом реакції).

При підвищенні температури середня швидкість молекул, їх енергія, кількість зіткнень збільшуються незначно, зате різко підвищується частка активних молекул, що беруть участь у ефективних зіткненнях, що долають енергетичний бар'єр реакції.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

де $υ_(t_1)$ і $υ_(t_2)$ — швидкості реакції відповідно при кінцевій $t_2$ і початковій $t_1$ температурах, а $γ$ — температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на кожні $10°С$.

Проте збільшення швидкості реакції підвищення температури який завжди застосовно, т.к. вихідні речовини можуть почати розкладатися, можуть випаровуватись розчинники або самі речовини.

Концентрація реагуючих речовин

Зміна тиску за участю реакції газоподібних речовинтакож призводить до зміни концентрації цих речовин.

Щоб здійснилася хімічна взаємодія між частинками, вони мають ефективно зіткнутися. Чим більша концентрація реагуючих речовин, тим більше зіткнень і, відповідно, вища швидкість реакції. Наприклад, у чистому кисні ацетилен згоряє дуже швидко. У цьому розвивається температура, достатня плавлення металу. На основі великого експериментального матеріалу в 1867 р. норвежцями К. Гульденбергом і П. Вааге і незалежно від них у 1865 р. російським вченим Н. І. Бекетовим був сформульований основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації речовин, що реагують.

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам рівняння реакції.

Цей закон називають також законом чинних мас.

Для реакції $А+В=D$ цей закон виражається так:

$υ_1=k_1·C_A·C_B$

Для реакції $2А+В=D$ цей закон виражається так:

$υ_2=k_2·C_A^2·C_B$

Тут $С_А, С_В$ концентрації речовин $А$ і $В$ (моль/л); $k_1$ і $k_2$ - коефіцієнти пропорційності, звані константами швидкості реакції.

Фізичний зміст константи швидкості реакції неважко встановити - вона чисельно дорівнює швидкості реакції, в якій концентрації реагуючих речовин дорівнюють $1$ моль/л або їх добуток дорівнює одиниці. У такому разі ясно, що константа швидкості реакції залежить тільки від температури і залежить від концентрації речовин.

Закон діючих мас не враховує концентрації речовин, що реагують, що знаходяться в твердому стані, т.к. вони реагують поверхні, та його концентрації зазвичай є постійними.

Наприклад, для реакції горіння вугілля

вираз швидкості реакції має бути записано так:

$υ=k·C_(O_2)$,

т. е. швидкість реакції пропорційна лише концентрації кисню.

Якщо ж рівняння реакції описує лише сумарну хімічну реакцію, яка проходить у кілька стадій, швидкість такої реакції може складним чином залежати від концентрацій вихідних речовин. Ця залежність визначається експериментально чи теоретично виходячи з передбачуваного механізму реакції.

Дія каталізаторів

Можна збільшити швидкість реакції, використовуючи спеціальні речовини, які змінюють механізм реакції і направляють її енергетично більш вигідному шляху з меншою енергією активації. Їх називають каталізаторами(Від лат. katalysis- руйнування).

Каталізатор діє як досвідчений провідник, що спрямовує групу туристів не через високий перевал у горах (його подолання вимагає багато сил і часу і не всім доступно), а відомими йому обхідними стежками, якими можна подолати гору значно легше і швидше. Щоправда, обхідним шляхом можна потрапити не зовсім туди, куди веде головний перевал. Але іноді саме це потрібно! Саме так діють каталізатори, які називають селективними. Зрозуміло, що немає необхідності спалювати аміак та азот, зате оксид азоту (II) знаходить застосування у виробництві азотної кислоти.

Каталізатори - це речовини, що беруть участь у хімічній реакції і змінюють її швидкість або напрямок, але після закінчення реакції залишаються незмінними кількісно і якісно.

Зміну швидкості хімічної реакції або її спрямування за допомогою каталізатора називають каталізом. Каталізатори широко використовують у різних галузях промисловості та на транспорті (каталітичні перетворювачі, що перетворюють оксиди азоту вихлопних газів автомобіля на нешкідливий азот).

Розрізняють два види каталізу.

Гомогенний каталіз, при якому і каталізатор, і речовини, що реагують знаходяться в одному агрегатному стані (фазі).

Гетерогенний каталіз, при якому каталізатор та реагуючі речовини знаходяться в різних фазах. Наприклад, розкладання пероксиду водню у присутності твердого каталізатора оксиду марганцю (IV):

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

Сам каталізатор не витрачається в результаті реакції, але якщо на його поверхні адсорбуються інші речовини (їх називають каталітичними отрутами), то поверхня стає непрацездатною, потрібна регенерація каталізатора. Тому перед проведенням каталітичної реакції ретельно очищають вихідні речовини.

Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти контактним способом використовують твердий каталізатор - оксид ванадію (V).

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

При виробництві метанолу використовують твердий цинкохромовий каталізатор ($8ZnO·Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((г))+2H_(2(г))⇄CH_3OH_((г))$

Дуже ефективно працюють біологічні каталізатори. ферменти. за хімічної природице білки. Завдяки їм у живих організмах за невисокої температури з великою швидкістю протікають складні хімічні реакції. Ферменти відрізняються особливою специфічністю, кожен з них прискорює лише свою реакцію, що йде в потрібний часі в потрібному місці з виходом, близьким до $100%. Створення аналогічних ферментів штучних каталізаторів – мрія хіміків!

Ви, звичайно, чули і про інші цікаві речовини. інгібіторах(Від лат. inhibere- Затримувати). Вони швидко реагують з активними частинками з утворенням малоактивних сполук. В результаті реакція різко уповільнюється і потім припиняється. Інгібітори часто спеціально додають у різні речовини, щоб запобігти небажаним процесам.

Наприклад, за допомогою інгібіторів стабілізують розчини пероксиду водню, мономери для запобігання передчасній полімеризації, соляну кислоту, щоб була можливість її транспортування сталевої тарі. Інгібітори містяться і в живих організмах, вони пригнічують різні шкідливі реакції окиснення в клітинах тканин, які можуть ініціюватися, наприклад, радіоактивним випромінюванням.

Природа речовин, що реагують (їх склад, будова)

Значення енергії активації є тим чинником, з якого позначається вплив природи реагують речовин на швидкість реакції.

Якщо енергія активації мала ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Якщо енергія активації велика ($> 120 $ кДж/моль), це означає, що лише нікчемна частина зіткнень між взаємодіючими частинками призводить до реакції. Швидкість такої реакції тому дуже мала. Наприклад, перебіг реакції синтезу аміаку за нормальної температури помітити практично неможливо.

Якщо енергії активації мають проміжні значення($40-120$ кДж/моль), то швидкості таких реакцій будуть середніми. До таких реакцій можна віднести взаємодію натрію з водою або етиловим спиртом, знебарвлення бромної води етиленом, взаємодія цинку з соляною кислотою та ін.

Поверхня дотику реагуючих речовин

Швидкість реакцій, що йдуть поверхні речовин, тобто. гетерогенних, залежить за інших рівних умов від властивостей цієї поверхні. Відомо, що розтерта на порошок крейда набагато швидше розчиняється в соляній кислоті, ніж рівний по масі шматочок крейди.

Збільшення швидкості реакції пояснюється, в першу чергу, збільшенням поверхні дотику вихідних речовин, а також рядом інших причин, наприклад, руйнуванням структури правильної кристалічної решітки. Це призводить до того, що частинки на поверхні мікрокристалів, що утворюються значно реакційноздатніше, ніж ті ж частинки на гладкій поверхні.

У промисловості для проведення гетерогенних реакцій використовують киплячий шар, щоб збільшити поверхню зіткнення реагуючих речовин, підведення вихідних речовин та відведення продуктів. Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти за допомогою киплячого шару проводять випал колчедану; в органічній хімії із застосуванням киплячого шару проводять каталітичний крекінг нафтопродуктів і регенерацію (відновлення) каталізатора, що вийшов з ладу (закоксованого).

При визначенні поняття швидкості хімічної реакціїнеобхідно розрізняти гомогенні та гетерогенні реакції. Якщо реакція протікає в гомогенній системі, наприклад, в розчині або суміші газів, то вона йде у всьому обсязі системи. Швидкістю гомогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється в результаті реакції за одиницю часу в одиниці об'єму системи. Оскільки відношення числа молей речовини до об'єму, в якому вона розподілена, є молярною концентрацією речовини, швидкість гомогенної реакції можна також визначити як зміна концентрації в одиницю часу будь-якої речовини: вихідного реагенту або продукту реакції. Щоб результат розрахунку завжди був позитивним, незалежно від того, виробляється він за реагентом або продуктом, у формулі використовується знак «±»:

Залежно від характеру реакції час може бути виражений у секундах, як вимагає система СІ, але й у хвилинах чи годинах. У результаті реакції величина її швидкості не стала, а безперервно змінюється: зменшується, оскільки зменшуються концентрації вихідних речовин. Наведений вище розрахунок дає середнє значення швидкості реакції за деякий інтервал часу Δτ = τ 2 – τ 1 . Справжня (миттєва) швидкість визначається як межа якого прагне відношення Δ З/ Δτ при Δτ → 0, тобто справжня швидкість дорівнює похідній концентрації за часом.

Для реакції, у рівнянні якої є стехіометричні коефіцієнти, що відрізняються від одиниці, значення швидкості, виражені за різними речовинами, неоднакові. Наприклад, для реакції А + 3В = D + 2Е витрата речовини А дорівнює одному молю, речовини В – трьом молям, прихід речовини Е – двом молям. Тому υ (А) = ⅓ υ (В) = υ (D) =½ υ (Е) або υ (Е). = ⅔ υ (В).

Якщо реакція протікає між речовинами, що у різних фазах гетерогенної системи, вона може йти тільки поверхні розділу цих фаз. Наприклад, взаємодія розчину кислоти та шматка металу відбувається лише на поверхні металу. Швидкістю гетерогенної реакціїназивається кількість речовини, що вступає в реакцію або утворюється в результаті реакції за одиницю часу на одиниці поверхні поділу фаз:

.

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації речовин, що реагують, виражається законом діючих мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин, зведених у ступені, рівні коефіцієнтам при формулах цих речовин у рівнянні реакції. Тоді для реакції

2А + В → продукти

справедливе співвідношення υ ~ · ЗА 2 · ЗВ, а для початку рівності вводиться коефіцієнт пропорційності kзваний константою швидкості реакції:

υ = k· ЗА 2 · ЗВ = k· [А] 2 · [В]

(молярні концентрації у формулах можуть позначатися як буквою Зз відповідним індексом, і формулою речовини, укладеної в квадратні дужки). Фізичний зміст константи швидкості реакції – швидкість реакції при концентраціях всіх речовин, що реагують, рівних 1 моль/л. Розмірність константи швидкості реакції залежить від числа співмножників у правій частині рівняння і може бути з -1; з -1 · (Л / моль); з –1 ·(л 2 /моль 2) тощо, тобто такий, щоб у будь-якому випадку при обчисленнях швидкість реакції виражалася в моль·л -1 ·с -1 .

Для гетерогенних реакцій до рівняння закону дії мас входять концентрації лише тих речовин, які перебувають у газовій фазі чи розчині. Концентрація речовини, що знаходиться в твердій фазі, представляє постійну величину і входить до константи швидкості, наприклад, для процесу горіння вугілля С + О 2 = СО 2 закон дії мас записується:

υ = k I·const··= k·,

де k= k IВ· const.

У системах, де одна або кілька речовин є газами, швидкість реакції залежить також від тиску. Наприклад, при взаємодії водню з парами йоду H 2 + I 2 =2HI швидкість хімічної реакції визначатиметься виразом:

υ = k··.

Якщо збільшити тиск, наприклад, в 3 рази, то в стільки ж разів зменшиться об'єм, який займає система, і, отже, у стільки ж разів збільшаться концентрації кожної з реагуючих речовин. Швидкість реакції у цьому випадку зросте у 9 разів

Залежність швидкості реакції від температуриописується правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакції збільшується у 2-4 рази. Це означає, що при підвищенні температури в арифметичної прогресіїшвидкість хімічної реакції зростає в геометричній прогресії. Підставою у формулі прогресії є температурний коефіцієнт швидкості реакціїγ, що показує, у скільки разів збільшується швидкість цієї реакції (або, що те саме – константа швидкості) при зростанні температури на 10 градусів. Математично правило Вант-Гоффа виражається формулами:

або

де і - швидкості реакції відповідно при початковій t 1 та кінцевої t 2 температурах. Правило Вант-Гоффа може бути також виражено такими співвідношеннями:

; ; ; ,

де і – відповідно швидкість та константа швидкості реакції при температурі t; і – ті самі величини при температурі t +10n; n- Число «десятиградусних» інтервалів ( n =(t 2 –t 1)/10), куди змінилася температура (може бути числом цілим чи дробовим, позитивним чи негативним).

Приклади розв'язання задач

приклад 1.Як зміниться швидкість реакції 2СO + О 2 = 2СО 2 , що протікає в закритій посудині, якщо збільшити тиск у 2 рази?

Рішення:

Швидкість зазначеної хімічної реакції визначається виразом:

υ поч = k· [ЗІ] 2 · [Про 2].

Збільшення тиску призводить до збільшення концентрації обох реагентів у 2 рази. З огляду на це перепишемо вираз закону діючих мас:

υ 1 = k· 2 · = k·2 2 [ЗІ] 2 ·2[Про 2 ] = 8 k· [ЗІ] 2 · [Про 2] = 8 υ поч.

Відповідь:Швидкість реакції збільшиться у 8 разів.

приклад 2.Обчислити, скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо підвищити температуру системи від 20 °С до 100 °С, прийнявши значення температурного коефіцієнта швидкості реакції рівним 3.

Рішення:

Відношення швидкостей реакції при двох різних температурах пов'язане з температурним коефіцієнтом та зміною температури формулою:

Обчислення:

Відповідь:Швидкість реакції збільшиться у 6561 раз.

приклад 3.При вивченні гомогенної реакції А + 2В = 3D встановлено, що протягом 8 хвилин протікання реакції кількість речовини А в реакторі зменшилася з 56 моль до 44 моль. Об'єм реакційної маси становив 56 л. Обчислити середню швидкість хімічної реакції за досліджений проміжок часу речовин А, В і D.

Рішення:

Використовуємо формулу відповідно до визначення поняття «середня швидкість хімічної реакції» і підставляємо чисельні значення, отримуючи середню швидкість за реагентом А:

З рівняння реакції випливає, що порівняно зі швидкістю втрат речовини А швидкість впали речовини В вдвічі більше, а швидкість збільшення кількості продукту D - втричі більше. Отже:

υ (А) = ½ υ (В) =⅓ υ (D)

і тоді υ (В) = 2 υ (А) = 2 · 2,68 · 10 -3 = 6, 36 · 10 -3 моль · л -1 · хв -1;

υ (D) = 3 υ (А) = 3 · 2,68 · 10 -3 = 8, 04 · 10 -3 моль · л -1 · хв -1

Відповідь: υ(А) = 2,68 · 10 -3 моль · л -1 · хв -1; υ (В) = 6, 36 · 10 -3 моль · л -1 · хв -1; υ (D) = 8, 04 · 10 -3 моль · л -1 · хв -1 .

приклад 4.Для визначення константи швидкості гомогенної реакції А + 2В → продукти було проведено два досліди при різних концентраціях речовини та виміряна швидкість реакції.

Поняття «швидкість» часто зустрічається у літературі. З фізики відомо, що більша відстань подолає матеріальне тіло (людина, поїзд, космічний корабель) за певний відрізок часу, тим вища швидкість цього тіла.

А як виміряти швидкість хімічної реакції, яка нікуди «не йде» і ніякої відстані не долає? Для того, щоб відповісти на це питання, слід з'ясувати, а що завждизмінюється в будь-якийхімічної реакції? Оскільки будь-яка хімічна реакція - це процес зміни речовини, то вихідна речовина в ній зникає, перетворюючись на продукти реакції. Таким чином, у ході хімічної реакції завжди змінюється кількість речовини, зменшується кількість частинок вихідних речовин, а отже, і її концентрація (С).

Завдання ЄДІ.Швидкість хімічної реакції пропорційна зміні:

1. концентрації речовини за одиницю часу;
2. кількості речовини в одиниці об'єму;
3. маси речовини в одиниці обсягу;
4. обсягу речовини під час реакції.

А тепер порівняйте свою відповідь із правильною:

швидкість хімічної реакції дорівнює зміні концентрації реагуючої речовини в одиницю часу

де З 1і З 0- концентрації реагуючих речовин, кінцева та початкова, відповідно; t 1і t 2- час експерименту, кінцевий та початковий відрізок часу, відповідно.

Запитання.Як ви вважаєте, яка величина більша: З 1або З 0? t 1або t 0?

Оскільки реагуючі речовини завжди витрачаються у цій реакції, то

Отже, ставлення цих величин завжди негативно, а швидкість може бути величиною негативною. Тому у формулі з'являється знак «мінус», який одночасно говорить про те, що швидкість будь-якийреакції з часом (за незмінних умов) завжди зменшується.

Отже, швидкість хімічної реакції дорівнює:

Виникає питання, в яких одиницях слід вимірювати концентрацію речовин, що реагують (С) і чому? Для того щоб відповісти на нього, потрібно зрозуміти, яка умова є головнимдля протікання будь-якої хімічної реакції.

Для того, щоб частинки прореагували, необхідно, щоб вони, як мінімум, зіткнулися. Тому Чим вище число частинок* (число молів) в одиниці об'єму, тим частіше вони стикаються, тим вища ймовірність хімічної реакції.

* Про те, що таке "моль", читай в уроці 29.1.

Тому при вимірі швидкостей хімічних процесів використовують молярну концентраціюречовин у реагуючих сумішах.

Молярна концентрація речовини показує, скільки молей його міститься в 1 літрі розчину

Отже, що більше молярна концентрація реагуючих речовин, то більше вписувалося частинок в одиниці об'єму, то частіше вони стикаються, то вище (за інших рівних умов) швидкість хімічної реакції. Тому основним законом хімічної кінетики (це наука про швидкість хімічних реакцій) є закон чинних мас.

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції типу А+В →… математично цей закон можна виразити так:

Якщо реакція складніша, наприклад, 2A + B → або, що те саме А + А + В → …, то

Таким чином, у рівнянні швидкості з'явився показник ступеня « два» , який відповідає коефіцієнту 2 у рівнянні реакції. Для більш складних рівняньвеликі показники ступенів, зазвичай, не використовують. Це з тим, що ймовірність одночасного зіткнення, скажімо, трьох молекул А і двох молекул В дуже мала. Тому багато реакцій протікають у кілька стадій, в ході яких стикається не більше трьох частинок, і кожна стадія процесу протікає з певною швидкістю. Цю швидкість та кінетичне рівняння швидкості для неї визначають експериментально.

Вищенаведені рівняння швидкості хімічної реакції (3) або (4) справедливі тільки для гомогеннихреакцій, т. е. таких реакцій, коли реагуючі речовини не розділяє поверхню. Наприклад, реакція відбувається у водному розчині, і обидві реагуючі речовини добре розчиняються у воді або для будь-якої суміші газів.

Інша справа, коли відбувається гетерогеннареакція. У цьому випадку між реагуючими речовинами є поверхня розділу, наприклад, вуглекислий газреагує з водним розчиномлуги. В цьому випадку будь-яка молекула газу з рівною ймовірністю може вступити в реакцію, оскільки ці молекули швидко та хаотично рухаються. А частинки рідкого розчину? Ці частинки рухаються надзвичайно повільно, і ті частинки луги, які знаходяться «на дні», практично не мають шансів вступити в реакцію з вуглекислим газом, якщо розчин не постійно перемішувати. Реагуватимуть лише ті частинки, які «лежать на поверхні». Значить, для гетерогеннихреакцій -

швидкість реакції залежить від величини площі поверхні розділу, що збільшується при подрібненні.

Тому дуже часто реагують подрібнюють (наприклад, розчиняють у воді), їжу ретельно пережовують, а в процесі приготування - розтирають, пропускають через м'ясорубку і т. д. Не подрібнений харчовий продукт практично не засвоюється!

Таким чином, з максимальною швидкістю(за інших рівних умов) протікають гомогенні реакції в розчинах і між газами, (якщо ці гази реагують при н. у.), причому в розчинах, де молекули розташовуються «поряд», а подрібнення таке ж, як у газах (і навіть більше !), - Швидкість реакції вище.

Завдання ЄДІ.Яка з реакцій протікає з найбільшою швидкістю за кімнатної температури:

1. вуглецю з киснем;
2. заліза із соляною кислотою;
3. заліза з розчином оцтової кислоти
4. розчинів луги та сірчаної кислоти.

У разі потрібно визначити, який процес є гомогенним.

Слід зазначити, що швидкість хімічної реакції між газами або гетерогенної реакції, в якій бере участь газ, залежить від тиску, оскільки при збільшенні тиску гази стискаються, і концентрація частинок збільшується (див. формулу 2). На швидкість реакцій, у яких гази беруть участь, зміна тиску впливу не робить.

Завдання ЄДІ.На швидкість хімічної реакції між розчином кислоти та залізом не впливає

1. концентрація кислоти;
2. подрібнення заліза;
3. температура реакції;
4. збільшення тиску.

І нарешті, швидкість реакції залежить від реакційної здатності речовин. Наприклад, якщо з речовиною реагує кисень, то за інших рівних умов швидкість реакції буде вищою, ніж при взаємодії цієї ж речовини з азотом. Справа в тому, що реакційна здатність кисню помітно вища, ніж у азоту. Причину цього явища ми розглянемо у наступній частині Самовчителя (урок 14).

Завдання ЄДІ.З більшою швидкістю йде хімічна реакція між соляною кислотою та

1. міддю;
2. залізом;
3. магнієм;
4. цинком.

Слід зазначити, що далеко не кожне зіткнення молекул призводить до їхньої хімічної взаємодії (хімічної реакції). У газовій суміші водню та кисню за звичайних умов відбувається кілька мільярдів зіткнень на секунду. Але перші ознаки реакції (крапельки води) з'являться у колбі лише за кілька років. У таких випадках кажуть, що реакція практично не йде. Але вона можлива, інакше ніж пояснити той факт, що при нагріванні цієї суміші до 300 ° C колба швидко пітніє, а при температурі 700 ° C прогримить страшний вибух! Недарма суміш водню та кисню називають «гримким газом».

Запитання.Як ви вважаєте, чому швидкість реакції так різко зростає під час нагрівання?

Швидкість реакції зростає тому, що, по-перше, збільшується кількість зіткнень частинок, а по-друге, збільшується число активнихзіткнень. Саме активні зіткнення частинок призводять до їхньої взаємодії. Для того щоб сталося таке зіткнення, частинки повинні мати певний запас енергії.

Енергія, якою повинні мати частинки, щоб відбулася хімічна реакція, називається енергією активації.

Ця енергія витрачається подолання сил відштовхування між зовнішніми електронами атомів і молекул і руйнування «старих» хімічних зв'язків.

Виникає питання: як підвищити енергію частинок, що реагують? Відповідь проста - підвищити температуру, оскільки при підвищенні температури зростає швидкість руху частинок, а отже, їхня кінетична енергія.

Правило Вант-Гоффа*:

у разі підвищення температури на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає у 2–4 рази.

ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрік(30.08.1852–1.03.1911) – голландський хімік. Один із засновників фізичної хімії та стереохімії. Нобелівська преміяз хімії №1 (1901).

Слід зазначити, що це правило (не закон!) було встановлено експериментально для реакцій, «зручних» для вимірювання, тобто для таких реакцій, які протікали не надто швидко і не дуже повільно і при температурах, доступних експериментатору (не надто високих і не надто низьких).

Питання. Як ви вважаєте, якнайшвидше приготувати картоплю: відварити її або обсмажити в шарі олії?

Для того щоб як слід усвідомити сенс описуваних явищ, можна порівняти реагуючі молекули з групою учнів, яким належить стрибати у висоту. Якщо їм поставлений бар'єр заввишки 1 м, то учням доведеться як слід розбігтися (підвищити свою «температуру»), щоб подолати бар'єр. Проте завжди знайдуться учні (неактивні молекули), які взяти цей бар'єр не зможуть.

Що робити? Якщо дотримуватися принципу: «Розумний у гору не піде, розумний гору обійде», слід просто опустити бар'єр, скажімо, до 40 см. Тоді будь-який учень зможе подолати бар'єр. На молекулярному рівні це означає: для того, щоб збільшити швидкість реакції, потрібно зменшити енергію активації в даній системі.

У реальних хімічних процесах цю функцію виконує каталізатор.

Каталізатор- це речовина, яка змінює швидкість хімічної реакції, залишаючись при цьому незміннимдо кінця хімічної реакції.

Каталізатор бере участьу хімічній реакції, взаємодіючи з однією або декількома вихідними речовинами. При цьому утворюються проміжні сполуки і змінюється енергія активації. Якщо проміжне з'єднання активніше (активний комплекс), то енергія активації знижується, а швидкість реакції збільшується.

Наприклад, реакція між SO 2 і О 2 відбувається дуже повільно, при нормальних умовах практично не йде. Але у присутності NO швидкість реакції різко зростає. Спочатку NO дуже швидкореагує з O 2:

отриманий діоксид азоту швидкореагує з оксидом сірки (IV):

Завдання 5.1.Покажіть цьому прикладі, яка речовина є каталізатором, а яке - активним комплексом.

І навпаки, якщо утворюються більш пасивні сполуки, то енергія активації може зрости настільки, що реакція за цих умов практично не відбуватиметься. Такі каталізатори називаються інгібіторами.

На практиці застосовуються обидва типи каталізаторів. Так особливі органічні каталізатори - ферменти- беруть участь абсолютно у всіх біохімічних процесах: перетравленні їжі, скороченні м'язів, диханні. Без ферментів неможливе існування життя!

Інгібітори необхідні для того, щоб захистити металеві вироби від корозії, жировмісні харчові продукти від окислення (прогоркання). Деякі ліки містять інгібітори, які пригнічують життєві функції мікроорганізмів і тим самим знищують їх.

Каталіз може бути гомогенним та гетерогенним. Прикладом гомогенного каталізу служить дія NO (це каталізатор) на окислення діоксиду сірки. Прикладом гетерогенного каталізу може бути дія нагрітої міді на спирт:

Ця реакція йде у дві стадії:

Завдання 5.2.Визначте, яка речовина у цьому випадку є каталізатором? Чому цей вид каталізу називається гетерогенним?

Насправді найчастіше використовується гетерогенний каталіз, де каталізаторами служать тверді речовини: метали, їх оксиди та інших. На поверхні цих речовин є спеціальні точки (вузли кристалічних ґрат), де, власне, і відбувається каталітична реакція. Якщо ці точки закрити сторонньою речовиною, то каталізація припиняється. Ця речовина, згубна для каталізатора, називається каталітичною отрутою. Інші речовини - промотори- Навпаки, посилюють каталітичну активність.

Каталізатор може змінити напрям хімічної реакції, тобто змінюючи каталізатор, можна отримувати різні продукти реакції. Так, зі спирту C 2 H 5 OH у присутності оксидів цинку та алюмінію можна отримати бутадієн, а у присутності концентрованої сірчаної кислоти – етилен.

Отже, під час хімічної реакції змінюється енергія системи. Якщо в ході реакції енергія виділяєтьсяу вигляді теплоти Q, такий процес називається екзотермічним:

Для ендотермічних процесів теплота поглинається, тобто тепловий ефект Q< 0 .

Завдання 5.3.Визначити, який із запропонованих процесів екзотермічний, а який – ендотермічний:

Рівняння хімічної реакції, в якому зазначено тепловий ефектназивається термохімічним рівнянням реакції. Для того щоб скласти таке рівняння, необхідно розрахувати тепловий ефект на 1 моль речовини, що реагує.

Завдання.При спалюванні 6 г магнію виділилося 153,5 кДж теплоти. Скласти термохімічне рівняння цієї реакції.

Рішення.Складемо рівняння реакції та вкажемо НАД формулами, що дано:

Склавши пропорцію, знайдемо потрібний тепловий ефект реакції:

Термохімічне рівняння цієї реакції:

Такі завдання наведено у завданнях більшості варіантів ЄДІ! Наприклад.

Завдання ЄДІ.Відповідно до термохімічного рівняння реакції

кількість теплоти, що виділилася при спалюванні 8 г метану, дорівнює:

Оборотність хімічних процесів. Принцип Ле-Шательє

* ЛЕ ШАТЕЛЬ Анрі Луї(8.10.1850–17.09.1936) - французький фізико-хімік та металознавець. сформулював загальний законусунення рівноваги (1884).

Реакції бувають оборотними та незворотними.

Необоротниминазивають такі реакції, котрим немає умов, у яких можливий зворотний процес.

Прикладом таких реакцій можуть бути реакції, що відбуваються при скисанні молока, або коли згоріла смачна котлета. Як неможливо пропустити м'ясний фарш назад через м'ясорубку (і знову отримати шматок м'яса), також неможливо «реанімувати» котлету або зробити свіжим молоко.

Але поставимо собі просте питання: чи є незворотнім процес:

Щоб відповісти на це питання, спробуємо згадати, чи можна здійснити зворотний процес? Так! Розкладання вапняку (крейди) з метою отримати негашене вапно СаО використовується в промисловому масштабі:

Таким чином реакція є оборотною, тому що існують умови, за яких з відчутною швидкістю протікають обидвапроцесу:

Більше того, існують умови, за яких з швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції.

У умовах встановлюється хімічна рівновага. У цей час реакція не припиняється, але кількість отриманих частинок дорівнює числу частинок, що розклалися. Тому в стані хімічної рівновагиконцентрації реагуючих частинок не змінюються. Наприклад, для нашого процесу в момент хімічної рівноваги

знак означає рівноважна концентрація.

Виникає питання, що станеться з рівновагою, якщо підвищити чи знизити температуру, чи змінити інші умови? Відповісти на подібне запитання можна, знаючи принцип Ле-Шательє:

якщо змінити умови (t, p, c), за яких система перебуває у стані рівноваги, то рівновага зміститься у бік того процесу, який протидіє зміні.

Іншими словами, рівноважна система завжди чинить опір будь-якому впливу ззовні, як противиться волі батьків примхлива дитина, яка робить «все навпаки».

Розглянемо приклад. Нехай встановилася рівновага реакції отримання аміаку:

Запитання.Чи однакова кількість молів реагуючих газів до і після реакції? Якщо реакція йде у замкнутому обсязі, коли тиск більший: до або після реакції?

Очевидно, що цей процес відбувається зі зменшенням числа молекул газів, отже, тискпід час прямої реакції зменшується. У зворотнійреакції - навпаки, тиск у суміші збільшується.

Задамо собі питання, що станеться, якщо у цій системі підвищититиск? За принципом Ле-Шательє піде та реакція, що «робить навпаки», тобто. знижуєтиск. Це – пряма реакція: менше молекул газу – менший тиск.

Отже, припідвищенні тиску рівновага зміщується у бік прямого процесу, детиск знижується, оскільки зменшується число молекулгазів.

Завдання ЄДІ.При підвищеннітиску рівновагу зміщується праворучв системі:

Якщо в результаті реакції число молекулгазів не змінюється, то зміна тиску на положення рівноваги не впливає.

Завдання ЄДІ.Зміна тиску впливає зміщення рівноваги у системі:

Положення рівноваги цієї та будь-якої іншої реакції залежить від концентрації реагуючих речовин: збільшуючи концентрацію вихідних речовин та зменшуючи концентрацію отриманих речовин, ми завжди зміщуємо рівновагу у бік прямої реакції (вправо).

Завдання ЄДІ.

зміститься вліво при:

1. підвищення тиску;
2. зниження температури;
3. підвищення концентрації ЗІ;
4. зниження концентрації СО.

Процес синтезу аміаку екзотермічний, тобто супроводжується виділенням теплоти, тобто підвищенням температуриу суміші.

Запитання.Як зміститься рівновага в цій системі при зниженні температури?

Розмірковуючи аналогічно, робимо висновок: при зниженні температури рівновага зміститься у бік утворення аміаку, тому що в цій реакції теплота виділяється, а температурапідвищується.

Запитання.Як зміниться швидкість хімічної реакції при зниженні температури?

Очевидно, що при зниженні температури різко знизиться швидкість обох реакцій, тобто доведеться дуже довго чекати, коли встановиться бажана рівновага. Що робити? В цьому випадку необхідний каталізатор. Він хоч і не впливає на положення рівновагиале прискорює настання цього стану.

Завдання ЄДІ.Хімічне рівновагу у системі

зміщується у бік утворення продукту реакції при:

1. підвищення тиску;
2. підвищення температури;
3. зниженні тиску;
4. застосування каталізатора.

Висновки

Швидкість хімічної реакції залежить від:

• природи частинок, що реагують;
• концентрації або площі поверхні розділу речовин, що реагують;
• температури;
• наявності каталізатора.

Рівновага встановлюється, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотного процесу. У цьому випадку рівноважна концентрація речовин, що реагують, не змінюється. Стан хімічної рівноваги залежить від умов і підпорядковується принципу Ле-Шательє.