Что скорость ее реакции на. Скорость химических реакций

Разделы: Химия

Цель урока

• обучающая: продолжить формирование понятия«скорость химических реакций», вывести формулы для вычисления скорости гомогенных и гетерогенных реакций, рассмотреть от каких факторов зависит скорость химических реакций;
• развивающая: учить обрабатывать и анализировать экспериментальные данные; уметь выяснять взаимосвязь между скоростью химических реакций и внешними факторами;
• воспитательная: продолжитьразвитие коммуникативных умений в ходе парной и коллективной работы; акцентировать внимание учащихся на важности знаний о скорости химической реакции протекающих в быту (коррозия металла, прокисание молока, гниение и др.)

Средства обучения: Д. мультимедийный проектор, компьютер, слайды по основным вопросам урока, CD-диск «Кирилл и Мефодий», таблицы на столах, протоколы лабораторной работы, лабораторное оборудование и реактивы;

Методы обучения: репродуктивный, исследовательский, частично поисковый;

Форма организации занятий: беседа, практическая работа, самостоятельная работа, тестирование;

Форма организации работы учащихся: фронтальная, индивидуальная, групповая, коллективная.

1. Организация класса

Готовность класса к работе.

2. Подготовка к основному этапу усвоения учебного материала. Активизация опорных знаний и умений (Слайд 1, см. презентацию к уроку).

Тема урока «Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции».

Задача: выяснить, что есть скорость химической реакции, и от каких факторов она зависит. В ходе урока познакомимся с теорией вопроса по вышеназванной теме. На практике подтвердим некоторые наши теоретические предположения.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активная работа учащихся показывает их готовность к восприятию темы урока. Нужны знания учащихся о скорости химической реакции из курса 9 класса (внутрипредметная связь).

Обсудим следующие вопросы (фронтально, слайд 2):

1. Зачем нужны знания о скорости химических реакций?
2. Какими примерами можно подтвердить то, что химические реакции протекают с различными скоростями?
3. Как определяют скорость механического движения? Какова единица измерения этой скорости?
4. Как определяют скорость химической реакции?
5. Какие условия необходимо создать, чтобы началась химическая реакция?

Рассмотрим два примера (эксперимент проводит учитель).

На столе – две пробирки, в одной раствор щелочи (КOH), в другой – гвоздь; в обе пробирки приливаем раствор CuSO4. Что мы наблюдаем?

Прогнозируемая деятельность учеников

На примерах учащиеся судят о скорости реакций и делают соответствующие выводы. Запись на доске проделанных реакций (двое учащихся).

В первой пробирке реакция произошла мгновенно, во второй – видимых изменений пока нет.

Составим уравнения реакций (два ученика записывают на доске уравнения):

1. CuSO 4 + 2КOH = Cu(OH) 2 + К 2 SO 4 ; Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2
2. Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu ; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

Какой вывод по проведённым реакциям мы можем сделать? Почему одна реакция идёт мгновенно, другая медленно? Для этого необходимо вспомнить, что есть химические реакции, которые протекают во всём объёме реакционного пространства (в газах или растворах), а есть другие, протекающие лишь на поверхности соприкосновения веществ (горение твёрдого тела в газе, взаимодействие металла с кислотой, солью менее активного металла).

Прогнозируемая деятельность учеников

По результатам демонстрированного эксперимента учащиеся делают вывод: реакция 1 – гомогенная, а реакция

2– гетерогенная.

Скорости этих реакций будут математически определяться по-разному.

Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

3. Усвоение новых знаний и способов действий (Слайд 3)

Скорость реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени

В единице V

(для гомогенной)

На единице поверхности соприкосновения веществ S (для гетерогенной)

Очевидно, что при таком определении величина скорости реакции не зависит от объёма в гомогенной системе и от площади соприкосновения реагентов – в гетерогенной.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активные действия учащихся с объектом изучения. Занесение таблицы в тетрадь.

Из этого следуют два важных момента (слайд 4):

2) рассчитанная величина скорости будет зависеть от того, по какому веществу её определяют, а выбор последнего зависит от удобства и лёгкости измерения его количества.

Например, для реакции 2Н 2 +О 2 = 2Н 2 О: υ (по Н 2) = 2 υ (по О 2) = υ (по Н 2 О)

4. Закрепление первичных знаний о скорости химической реакции

Для закрепления рассмотренного материала решим расчетную задачу.

Прогнозируемая деятельность учеников

Первичное осмысление полученных знаний о скорости реакции. Правильность решения задачи.

Задача (слайд 5). Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: А+В = С. Исходные концентрации: вещества А – 0,80 моль/л, вещества В – 1,00 моль/л. Через 20 минут концентрация вещества А снизилась до 0, 74 моль/л. Определите: а) среднюю скорость реакции за этот промежуток времени;

б) концентрацию вещества В через 20 мин. Решение (приложение 4 , слайд 6).

5. Усвоение новых знаний и способов действий (проведение лабораторной работы в ходе повторения и изучения нового материала, поэтапно, приложение 2).

Нам известно, что на скорость химической реакции влияют разные факторы. Какие?

Прогнозируемая деятельность учеников

Опора на знания 8-9 классов, запись в тетради по ходу изучения материала. Перечисляют (слайд 7):

Природа реагирующих веществ;

Температура;

Концентрация реагирующих веществ;

Действие катализаторов;

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях).

Влияние всех перечисленных факторов на скорость реакции можно объяснить, используя простую теорию – теорию столкновений (слайд 8). Основная идея её такова: реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.

Отсюда можно сделать выводы:

1. Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
2. К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Но для этого частицы должны обладать достаточной энергией.

Минимальный избыток энергии (над средней энергией частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Е а.

Прогнозируемая деятельность учеников

Осмысливание понятия и запись определения в тетрадь.

Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется некоторый энергетический барьер, равный энергии активации. Если он маленький, то находится много частиц, которые успешно его преодолевают. При большом энергетическом барьере необходима дополнительная энергия для его преодоления, иногда достаточно хорошего «толчка». Я зажигаю спиртовку – я сообщаю дополнительную энергию Е а, необходимую для преодоления энергетического барьера в реакции взаимодействия молекул спирта с молекулами кислорода.

Рассмотрим факторы , которые влияют на скорость реакции.

1) Природа реагирующих веществ (слайд 9).Под природой реагирующих веществ понимают их состав, строение, взаимное влияние атомов в неорганических и органических веществах.

Величина энергии активации веществ – это фактор, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

Инструктаж.

Самостоятельная формулировка выводов (приложение 3 дома)

Основные изучаемые понятия:

Скорость химических реакций

Молярная концентрация

Кинетика

Гомогенные и гетерогенные реакции

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Катализатор, ингибитор

Катализ

Обратимые и необратимые реакции

Химическое равновесие

Химические реакции – это реакции, в результате которых из одних веществ получаются другие (из исходных веществ образуются новые вещества). Одни химические реакции протекают за доли секунды (взрыв), другие же – за минуты, дни, годы, десятилетия и т.д.

Например: мгновенно с воспламенением и взрывом происходит реакция горения пороха, а реакция потемнения серебра или ржавления железа (коррозия) идёт так медленно, что проследить за её результатом можно лишь по истечении длительного времени.

Для характеристики быстроты химической реакции используют понятие скорости химической реакции – υ.

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

Формула вычисления скорости химической реакции:

υ =	с 2 – с 1	=	∆ с
t 2 – t 1	∆ t

с 1 – молярная концентрация вещества в начальный момент времени t 1

с 2 – молярная концентрация вещества в начальный момент времени t 2

так как скорость химической реакции характеризуется изменением молярной концентрации реагирующих веществ (исходных веществ), то t 2 > t 1 , а с 2 > с 1 (концентрация исходных веществ убывает по мере протекания реакции).

Молярная концентрация (с) – это количество вещества в единице объёма. Единица измерения молярной концентрации - [моль/л].

Раздел химии, который изучает скорость химических реакций, называется химической кинетикой . Зная её законы, человек может управлять химическими процессами, задавать им определённую скорость.

При расчёте скорости химической реакции необходимо помнить, что реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные реакции – реакции, которые протекают в одной среде (т.е. реагирующие вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии; например: газ + газ, жидкость + жидкость ).

Гетерогенные реакции – это реакции, протекающие между веществами в неоднородной среде (есть поверхность раздела фаз, т.е. реагирующие вещества находятся в разном агрегатном состоянии; например: газ + жидкость, жидкость + твёрдое вещество ).

Данная выше формула расчёта скорости химической реакции справедлива только для гомогенных реакций. Если реакция гетерогенная, то она может идти только на поверхности разделе реагирующих веществ.

Для гетерогенной реакции скорость вычисляется по формуле:

∆ν – изменение количества вещества

S – площадь поверхности раздела фаз

∆ t – промежуток времени, за который проходила реакция

Скорость химических реакций зависит от разных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации веществ, температуры, катализаторов или ингибиторов.

Зависимость скорости реакций от природы реагирующих веществ.

Разберём данную зависимость скорости реакции на примере: опустим в две пробирки, в которых находится одинаковое количество раствора соляной кислоты (HCl), одинаковые по площади гранулы металлов: в первую пробирку гранулу железа (Fe), а во вторую – гранулу магния (Mg). В результате наблюдений, по скорости выделения водорода (Н 2), можно заметить, что с наибольшей скорость с соляной кислотой реагирует магний, чем железо . На скорость данной химической реакции оказывает влияние природа металла (т.е. магний более химически активный металл, чем железо, и поэтому он более энергично взаимодействует с кислотой).

Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ.

Чем выше концентрация реагирующего (исходного) вещества, тем быстрее протекает реакция. И наоборот, чем меньше концентрация реагирующего вещества, тем медленнее идёт реакция.

Например: нальём в одну пробирку концентрированный раствор соляной кислоты (HCl), а в другую – разбавленный раствор соляной кислоты. Положим в обе пробирки по грануле цинка (Zn). Пронаблюдаем, по скорости выделения водорода, что реакция быстрее пойдёт в первой пробирке, т.к. концентрация соляной кислоты в ней больше, чем во второй пробирке.

Для определения зависимости скорости химической реакции применяют закон действия (действующих) масс : скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, которые равны их коэффициентам.

Например, для реакции, протекающей по схеме : nA + mB → D , скорость химической реакции определяют по формуле:

υ х.р. = k · C (A) n · C (B) m , где

υ х.р - скорость химической реакции

C (A) – А

C (В) – молярная концентрация вещества В

n и m – их коэффициенты

k – константа скорости химической реакции (справочная величина).

Закон действия масс не распространяется на вещества, находящиеся в твёрдом состоянии, т.к. их концентрация постоянна (вследствие того, что они реагируют лишь на поверхности, которая остаётся неизменной).

Например: для реакции 2 Cu + O 2 = 2CuO скорость реакции определяют по формуле:

υ х.р. = k · C(O 2)

ЗАДАЧА: Константа скорости реакции 2А + В = D равна 0,005. вычислить скорость реакции при молярной концентрации вещества А = 0,6 моль/л, вещества В = 0,8 моль/л.

Зависимость скорости химической реакции от температуры .

Эта зависимость определяется правилом Вант – Гоффа (1884г.): при увеличении температура на каждые 10 С о скорость химической реакции увеличивается в среднем в 2 – 4 раза.

Так, взаимодействие водорода (Н 2) и кислорода (О 2) при комнатной температуре почти не происходит, так мала скорость этой химической реакции. Но при температуре 500 С о эта реакция протекает за 50 минут, а при температуре 700 С о – почти мгновенно.

Формула расчёта скорости химической реакции по правилу Вант – Гоффа:

где: υ t 1 и υ t 2 - скорости химических реакций при t 2 и t 1

γ – температурный коэффициент, который показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на 10 С о.

Изменение скорости реакции:

2. Подставим данные из условия задачи в формулу:

Зависимость скорости реакций от специальных веществ – катализаторов и ингибиторов.

Катализатор – вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но само в ней не участвует.

Ингибитор – вещество, замедляющее химическую реакцию, но само в ней не участвующие.

Пример: в пробирку с раствором 3% перекиси водорода (Н 2 О 2), которую нагрели, внесём тлеющую лучину – она не загорится, т.к. скорость реакции разложения перекиси водорода на воду (Н 2 О) и кислород (О 2) очень мала, и образовавшегося кислорода недостаточно для проведения качественной реакции на кислород (поддержание горения). Теперь внесём в пробирку немного чёрного порошка оксида марганца (IV) (MnO 2) и увидим, что началось бурное выделение пузырьков газа (кислорода), а внесённая в пробирку тлеющая лучина ярко вспыхивает. MnO 2 – катализатор данной реакции, он ускорил скорость реакции, но сам в ней не участвовал (это можно доказать взвесив катализатор до и после проведения реакции – его масса не изменится).

Химические реакции протекают с различными скоростями: с малой скоростью - при образовании сталактитов и сталагмитов, со средней скоростью - при варке пищи, мгновенно - при взрыве. Очень быстро проходят реакции в водных растворах.

Определение скорости хи­мической реакции, а также выяснение ее зависимости от условий проведения про­цесса - задача химической кинетики - науки о законо­мерностях протекания хими­ческих реакций во времени.

Если химические реакции происходят в однородной сре­де, например в растворе или в газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объеме. Такие реак­ции называют гомогенными .

(v гомог) определя­ется как изменением количества вещества в еди­ницу времени в единице объема:

где Δn - изменение числа молей одного вещества (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции); Δt - интервал времени (с, мин); V - объем газа или раствора (л).

Поскольку отношение количества вещества к объему представляет собой молярную концентра­цию С, то

Таким образом, скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации одного из веществ в единицу времени:

если объем системы не меняется.

Если реакция идет между веществами, находя­щимися в разных агрегатных состояниях (напри­мер, между твердым веществом и газом или жид­костью), или между веществами, неспособными образовывать гомогенную среду (например, между несмешивающимися жидкостями), то она прохо­дит только на поверхности соприкосновения ве­ществ. Такие реакции называют гетерогенными .

Определяется как изменение количества вещества в единицу вре­мени на единице поверхности.

где S - площадь поверхности соприкосновения ве­ществ (м 2 , см 2).

Изменение количества ве­щества, по которому опреде­ляют скорость реакции, - это внешний фактор, наблюда­емый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Очевидно, для того, чтобы какие-то частицы прореагировали, они прежде всего должны столкнуться, причем столкнуться эффективно: не раз­лететься, как мячики, в разные стороны, а так, чтобы в частицах разрушились или ослабли «старые связи» и смогли образоваться «новые», а для этого частицы должны обладать достаточной энергией.

Расчетные данные показывают, что, например, в газах столкновения молекул при атмосферно давлении исчисляются миллиардами за 1 секунду, то есть все реакции должны были бы идти мгновен­но. Но это не так. Оказывается, что лишь очень не­большая доля молекул обладает необходимой энер­гией, приводящей к эффективному соударению.

Минимальный избыток энергии, который долж­на иметь частица (или пара частиц), чтобы произо­шло эффективное соударение, называют энергией активации E a .

Таким образом, на пути всех частиц, вступаю­щих в реакцию, имеется энергетический барьер, равный энергии активации E a . Когда он малень­кий, то находится много частиц, которые могут его преодолеть, и скорость реакции велика. В против­ном случае требуется «толчок». Когда вы подноси­те спичку, чтобы зажечь спиртовку, вы сообщаете дополнительную энергию E a , необходимую для эф­фективного соударения молекул спирта с молеку­лами кислорода (преодоление барьера).

Скорость химической реакции зависит от мно­гих факторов. Основными из них являются: при­рода и концентрация реагирующих веществ, дав­ление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов и поверхность реагирую­щих веществ в случае гетерогенных реакций .

Температура

При повышении температуры в большинстве случаев скорость химической реакции значительно возрастает. В XIX в. голландский химик Я. X. Вант- Гофф сформулировал правило:

Повышение темпе­ратуры на каждые 10 °С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину назы­вают температурным коэффициентом реакции).

При повышении темпе­ратуры средняя скорость молекул, их энергия, число столкновений увеличиваются незначительно, зато резко по­вышается доля «активных» молекул, участвующих в эф­фективных соударениях, пре­одолевающих энергетичес­кий барьер реакции. Математически эта зависимость выражается со­отношением:

где v t 1 и v t 2 - скорости реакции соответственно при конечной t 2 и начальной t 1 температурах, а γ - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 10 °С.

Однако для увеличения скорости реакции повы­шение температуры не всегда применимо, т. к. ис­ходные вещества могут начать разлагаться, могут испаряться растворители или сами вещества и т. д.

Эндотермические и экзотермические реакции

Реакция метана с кислородом воздуха, как известно, сопровождается выделением большого количества тепла. Поэтому ее используют в быту для приготовления пищи, нагревания воды и отопления. Природный газ, поступающий в дома по трубам, на 98% состоит именно из метана. Реакция оксида кальция (СаО) с водой тоже сопровождается выделением большого количества тепла.

О чем могут говорить эти факты? При образовании новых химических связей в продуктах реакции выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв химических связей в реагентах. Избыток энергии выделяется в виде тепла, а иногда и света.

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + Q (энергия (свет, тепло));

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 + Q (энергия (тепло)).

Такие реакции должны протекать легко (как легко катится под гору камень).

Реакции, в которых энергия выделяется, называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского «экзо» – наружу).

Например, многие окислительно-восстановительные реакции являются экзотермическими. Одна из таких красивых реакций — внутримолекулярное окисление-восстановление, протекающее внутри одной и той же соли — дихромата аммония (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (энергия).

Другое дело – обратные реакции. Они аналогичны закатыванию камня в гору. Получить метан из CO 2 и воды до сих пор не удается, а для получения негашеной извести СаО из гидроксида кальция Са(ОН) 2 требуются сильное нагревание. Такая реакция идет только при постоянном притоке энергии извне:

Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О — Q (энергия (тепло))

Это говорит о том, что разрыв химических связей в Ca(OH) 2 требует большей энергии, чем может выделиться при образовании новых химических связей в молекулах CaO и H 2 O.

Реакции, в которых энергия поглощается, называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от «эндо» – внутрь).

Концентрация реагирующих веществ

Изменение давления при участии в реакции га­зообразных веществ также приводит к изменению концентрации этих веществ.

Чтобы осуществилось химическое взаимодей­ствие между частицами, они должны эффективно столкнуться. Чем больше концентрация реагирую­щих веществ, тем больше столкновений и, соответ­ственно, выше скорость реакции. Например, в чи­стом кислороде ацетилен сгорает очень быстро. При этом развивается температу­ра, достаточная для плавле­ния металла. На основе боль­шого экспериментального материала в 1867 г. норвеж­цами К. Гульденбергом и П. Вааге и независимо от них в 1865 г. русским ученым Н. И. Бекетовым был сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Скорость химической реакции пропорциональ­на произведению концентраций реагирующих ве­ществ, взятых в степенях, равных их коэффици­ентам в уравнении реакции.

Этот закон называют также законом действую­щих масс.

Для реакции А + В = D этот закон выразится так:

Для реакции 2А + В = D этот закон выразится так:

Здесь С А, С В - концентрации веществ А и В (моль/л); k 1 и k 2 - коэффициенты пропорцио­нальности, называемые константами скорости ре­акции.

Физический смысл константы скорости реак­ции нетрудно установить - она численно равна скорости реакции, в которой концентрации реаги­рующих веществ равны 1 моль/л или их произ­ведение равно единице. В таком случае ясно, что константа скорости реакции зависит только от тем­пературы и не зависит от концентрации веществ.

Закон действующих масс не учитывает кон­центрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии , т. к. они реагируют на по­верхности и их концентрации обычно являются постоянными.

Например, для реакции горения угля выражение скорости реакции должно быть запи­сано так:

т. е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.

Если же уравнение реакции описывает лишь суммарную химическую реакцию, проходящую в несколько стадий, то скорость такой реакции мо­жет сложным образом зависеть от концентраций исходных веществ. Эта зависимость определяется экспериментально или теоретически на основании предполагаемого механизма реакции.

Действие катализаторов

Можно увеличить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют меха­низм реакции и направляют ее по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией актива­ции. Их называют катализаторами (от лат. katalysis - разрушение).

Катализатор действует как опытный провод­ник, направляющий группу туристов не через вы­сокий перевал в горах (его преодоление требует много сил и времени и не всем до­ступно), а по известным ему обходным тропам, по кото­рым можно преодолеть гору значительно легче и быстрее.

Правда, по обходному пу­ти можно попасть не совсем туда, куда ведет главный перевал. Но иногда именно это и требуется! Именно так действуют катализаторы, ко­торые называют селективны­ми. Ясно, что нет необходи­мости сжигать аммиак и азот, зато оксид азота (II) находит использование в производстве азотной кислоты.

Катализаторы - это вещества, участвующие в химической реакции и изменяющие ее скорость или направление, но по окончании реакции остаю­щиеся неизменными количественно и качественно.

Изменение скорости химической реакции или ее направления с помощью катализатора называ­ют катализом. Катализаторы широко использу­ют в различных отраслях промышленности и на транспорте (каталитические преобразователи, пре­вращающие оксиды азота выхлопных газов авто­мобиля в безвредный азот).

Различают два вида катализа.

Гомогенный катализ , при котором и катализа­тор, и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии (фазе).

Гетерогенный катализ , при котором катализа­тор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Например, разложение пероксида водорода в присутствии твердого катализатора оксида мар­ганца (IV):

Сам катализатор не рас­ходуется в результате реак­ции, но если на его поверх­ности адсорбируются другие вещества (их называют каталитическими ядами), то поверхность становится не­работоспособной, требуется регенерация катализатора. Поэтому перед проведени­ем каталитической реакции тщательно очищают исход­ные вещества.

Например, при производстве серной кислоты контактным способом используют твердый катали­затор - оксид ванадия (V) V 2 O 5:

При производстве метанола используют твер­дый «цинкохромовый» катализатор (8ZnO Cr 2 O 3 х CrO 3):

Очень эффективно работают биологические ка­тализаторы - ферменты. По химической природе это белки. Благодаря им в живых организмах при невысокой температуре с большой скоростью про­текают сложные химические реакции.

Известны другие интересные вещества - ин­гибиторы (от лат. inhibere - задерживать). Они с высокой скоростью реагируют с активными ча­стицами с образованием малоактивных соедине­ний. В результате реакция резко замедляется и за­тем прекращается. Ингибиторы часто специально добавляют в разные вещества, чтобы предотвратить нежелательные процессы.

Например, с помощью ингибиторов стабилизи­руют растворы пероксида водорода.

Природа реагирующих веществ (их состав, строение)

Значение энергии активации является тем факто­ром, посредством которого сказывается влияние при­роды реагирующих веществ на скорость реакции.

Если энергия активации 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 данных случаях ничтожно мала.

Если энергия активации велика (> 120 кДж/моль), то это означает, что лишь ничтожная часть стол­кновений между взаимодействующими частицами приводит к реакции. Скорость такой реакции поэтому очень мала. Например, протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заме­тить практически невозможно.

Если энергии активации химических ре­акций имеют промежуточные значения (40­120 кДж/моль), то скорости таких реакций будут средними. К таким реакциям можно отнести взаи­модействие натрия с водой или этиловым спиртом, обесцвечивание бромной воды этиленом, взаимо­действие цинка с соляной кислотой и др.

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ

Скорость реакций, иду­щих на поверхности веществ, т. е. гетерогенных, зависит при прочих равных условиях от свойств этой поверхности. Известно, что растер­тый в порошок мел гораздо быстрее растворяется в соля­ной кислоте, чем равный по массе кусочек мела.

Увеличение скорости реакции объясняется в первую очередь увеличением поверхности со­прикосновения исходных веществ , а также рядом других причин, например, нарушением структуры «правильной» кристаллической решетки. Это при­водит к тому, что частицы на поверхности обра­зующихся микрокристаллов значительно реакци­онноспособнее, чем те же частицы на «гладкой» поверхности.

В промышленности для проведения гетероген­ных реакций используют «кипящий слой», чтобы увеличить поверхность соприкосновения реагиру­ющих веществ, подвод исходных веществ и отвод продуктов. Например, при производстве серной кислоты с помощью «кипящего слоя» проводят об­жиг колчедана.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

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

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

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

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

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

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

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

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

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

• e -Ea/RT

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

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

Экзотермическая реакция	Эндотермическая реакция

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

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

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

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства В зависимости от типа химической реакции (гомогенная или гетерогенная) меняется характер реакционного пространства. Реакционным пространством принято называть область, в которой локализован химический процесс: объем (V), площадь (S).

Реакционным пространством гомогенных реакций является объем, заполненный реагентами. Так как отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией (с), то скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации исходных веществ или продуктов реакции во времени. Различают среднюю и мгновенную скорости реакции.

Средняя скорость реакции равна:

где с2 и с1 - концентрации исходных веществ в моменты времени t2 и t1.

Знак минус «-» в этом выражении ставится при нахождении скорости через изменение концентрации реагентов (в этом случае Dс < 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».

Скорость реакции в данный момент времени или мгновенная (истинная)скорость реакции vравна:

Скорость реакции в СИ имеет единицу [моль×м-3×с-1], также используются и другие единицы величины [моль×л-1×с-1], [моль×см-3 ×с-1], [моль×см –З×мин-1].

Скоростью гетерогенной химической реакции v называют, изменение количества реагирующего вещества (Dn) за единицу времени (Dt) на единице площади раздела фаз (S) и определяется по формуле:

или через производную:

Единица скорости гетерогенной реакции - моль/м2 ×с.

Пример 1 . В сосуде смешали хлор и водород. Смесь нагрели. Через 5 с концентрация хлороводорода в сосуде стала равной 0,05 моль/дм3. Определите среднюю скорость образования хлороволорода (моль/дм3 с).

Решение. Определяем изменение концентрации хлороводорода в сосуде через 5 с после начала реакции:

где с2, с1 - конечная и начальная молярная концентрация HСl.

Dс (НСl) = 0,05 - 0 = 0,05 моль/дм3.

Рассчитаем среднюю скорость образования хлороводорода, используя уравнение (3.1):

Ответ: 7 = 0,01 моль/дм3 ×с.

Пример 2. В сосуде объемом 3 дм3 протекает реакция:

C2H2 + 2H2®C2H6.

Исходная масса водорода равна 1 г. Через 2 с после начала реакции масса водорода стала равной 0,4 г. Определите среднюю скорость образования С2Н6 (моль/дм"×с).

Решение. Масса водорода, вступившего в реакцию (mпрор (H2)), равна разнице между исходной массой водорода (mисх (Н2)) и конечной массой непрореагировавшего водорода (тк (Н2)):

тпрор.(Н2)= тисх (Н2)-mк(Н2); тпрор (Н2)= 1-0,4 = 0,6 г.

Рассчитаем количество водорода:

= 0,3 моль.

Определяем количество образовавшегося С2Н6:

По уравнению: из 2 моль Н2 образуется ® 1 моль С2Н6;

По условию: из 0,3 моль Н2 образуется ® х моль С2Н6.

n(С2Н6) = 0,15 моль.

Вычисляем концентрацию образовавшегося С2Н6:

Находим изменение концентрации С2Н6:

0,05-0 = 0,05 моль/дм3. Рассчитаем среднюю скорость образования С2Н6, используя уравнение (3.1):

Ответ: =0,025 моль/дм3 ×с.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции . Скорость химической реакции определяется следующими основными факторами:

1) природой реагирующих веществ (энергия активации);

2) концентрацией реагирующих веществ (закон действующих масс);

3) температурой (правило Вант-Гоффа);

4) наличием катализаторов (энергия активации);

5) давлением (реакции с участием газов);

6) степенью измельчения (реакции, протекающие с участием твердых веществ);

7) видом излучения (видимое, УФ, ИК, рентгеновское).

Зависимость скорости химической реакции от концентрации выражается основным законом химической кинетики - законом действующих масс.

Закон действующих масс . В 1865 г. профессор Н. Н. Бекетов впервые высказал гипотезу о количественной взаимосвязи между массами реагентов и временем течения реакции: «... притяжение пропорционально произведению действующих масс». Эта гипотеза нашла подтверждение в законе действия масс, который был установлен в 1867 г. двумя норвежскими химиками К. М. Гульдбергом и П. Вааге. Современная формулировка закона действия масс такова: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степе нях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравненш реакции.

Для реакции аА + bВ = тМ + nN кинетическое уравнение за-кона действия масс имеет вид:

, (3.5)

где - скорость реакции;

k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при = 1 моль/дм3 k численно равна ); - концентрации реагентов, участвующих в реакции.

Константа скорости химической реакции не зависит от концентрации реагентов, а определяется природой реагирующих веществ и условиями протекания реакций (температурой, наличием катализатора). Для конкретной реакции, протекающей при данных условиях, константа скорости есть величина постоянная.

Пример 3. Написать кинетическое уравнение закона действия масс для реакции:

2NO (г) + С12 (г) = 2NOCl (г).

Решение. Уравнение (3.5) для данной химической реакции имеет:ледующий вид:

.

Для гетерогенных химических реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазах. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно постоянна и входит в константу скорости.

Пример 4. Написать кинетическое уравнение закона действия масс для реакций:

a)4Fe(т) + 3O2(г) = 2Fe2O3(т);

б) СаСОз (т) = СаО (т) + СО2 (г).

Решение. Уравнение (3.5) для данных реакций будет иметь следующий вид:

Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, т. е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

Пример 5. Во сколько раз увеличится скорость реакции окисления оксида азота (II) кислородом, если концентрации реагентов увеличить в два раза?

Решение. Записываем уравнение реакции:

2NO + О2= 2NO2.

Обозначим начальные и конечные концентрации реагентов соответственно с1(NO), cl(O2) и c2(NO), c2(O2). Точно так же обозначим начальную и конечную скорости реакций: vt, v2. Тогда, используя уравнение (3.5), получим:

.

По условию с2(NO) = 2c1 (NO), с2(О2) =2с1(О2).

Находим v2 =к2 ×2cl(O2).

Находим, во сколько раз увеличится скорость реакции:

Ответ: в 8 раз.

Влияние давления на скорость химической реакции наиболее существенно для процессов с участием газов. При изменении давления в и раз в п раз уменьшается объем иn раз возрастает концентрация, и наоборот.

Пример 6. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции между газообразными веществами, реагирующими по уравнению А + В = С, если увеличить давление в системе в 2 раза?

Решение. Используя уравнение (3.5), выражаем скорость реакции до увеличения давления:

.

Кинетическое уравнение после увеличения давления будет иметь следующий вид:

.

При увеличении давления в 2 раза объем газовой смеси согласно закону Бойля-Мариотта (рУ = const) уменьшится также в 2 раза. Следовательно, концентрация веществ возрастет в 2 раза.

Таким образом, с2(А) = 2c1(A), c2(B) = 2с1{В). Тогда

Определяем, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении давления.