Влияние природы реагирующих веществ.

Вещества с ионными и полярными ковалентными связями в водных растворах взаимодействуют с большей скоростью. Это объясняется тем, что такие вещества в растворах образуют ионы, которые легко взаимодействуют друг с другом.

NaCl + AgNO₃ = AgCl¯ + NaNO₃

Cl^– + Ag⁺ = AgCl¯

Вещества с неполярными ковалентной связью взаимодействуют с различной скоростью. Это зависит от их химической активности.

H₂ + F₂ = 2HF – протекает очень быстро, со взрывом, при комнатной температуре;

H₂ + Br₂ = 2HBr – протекает медленно, даже при нагревании.

Зависимость скорости реакции от концентрации

Условием химического взаимодействия является результативность соударения частиц (молекул), очевидно, чем больше концентрация молекул, тем больше вероятность их столкновений, а следовательно и выше скорость реакции.

Эта зависимость, скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, называется законом действия масс и является основным законом химической кинетики.

Он формулируется следующим образом: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции аА + bВ ® cС + dD

Согласно закону действия масс, скорость превращения по исходным веществам равна

V = k[A]^а[В]^b,

где k – константа скорости реакции (учитывает эффективность соударений, т.к. не каждое соударение заканчивается образованием молекул); [A] и [[B] -концентрации исходных веществ А и В.

Константа скорости k – это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Константа скорости зависит от температуры, но при постоянной температуре она не зависит от концентраций.

Закону действующих масс подчиняются гомогенные реакции.

Пример. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г) V = k[N₂] [H₂]³

Для выражения скорости реакции гетерогенных реакций учитывают концентрации газов и жидких веществ. Концентрации твердых веществ в кинетическое уравнение не входят.

Пример. Fe₂O₃ (тв.) + 3H₂ (г) = 2Fe + 3H₂O(г) V = k[H₂]³

Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, который экспериментально установил, что

При повышении температуры на каждые 10 ^оС скорость реакции увеличивается примерно в 2 – 4 раза

где V₁ и V₂ скорость реакции при температуре t₁ и t₂ (t₂ > t₁), g – температурный коэффициент скорости реакции.

Пример. Во сколько раз нужно увеличить скорость химической реакции, при повышении температуры от 10 до 40 ^оС, если g = 3

Решение.

Скорость химической реакции увеличится в 27 раз.

Теория активации Аррениуса

Большинство соударений молекул не приводит к химическому взаимодействию – cтолкнувшись, они разлетаются в разные стороны, как упругие шары. Для осуществления элементарного акта реакции необходимо, чтобы электронные оболочки атомов реагентов при соударении вторгались одна в другую, преодолевая взаимное отталкивание. Это вызовет разрыв старых связей и возникновение новых. Но для этого нужно затратить энергию. Поэтому

В реакцию вступают не все молекулы, а лишь те, которые могут преодолеть энергетический барьер отталкивания и войти в химический контакт друг с другом. Такие молекулы являются активными, а избыточная энергия, которой они обладают по сравнению с молекулами, имеющими средний запас энергии, является энергией активации Е_акт. С увеличением температуры растет число активных молекул и следовательно, возрастает скорость химической реакции.

При столкновении частиц образуется группировка в состоянии перераспределения связей, которая называется активированным комплексом.

Переход системы из исходного состояния в конечное через активированный комплекс показан на рисунке.

Е¹_а – энергия активации обратимой реакции

Е¹_а – Е_а = DН, где DН – тепловой эффект реакции

Е_акт энергией активации характеризует высоту энергетического барьера, преодолев который молекулы подвергаются химическим превращениям:

А + В = AB.

Активация молекул возможна при нагревании или растворении вещества, при различных облучениях.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации и температуры выражается формулой Аррениуса:

где А – постоянный множитель, не зависящий от температуры, Е_акт – энергия активации, R – универсальная газовая постоянная.

Энергия активизации равна разности между средней энергией реагентов и энергией активированного комплекса.

Энергия активизации определяет влияние на скорость реакции природы реагентов.

Влияние катализатора

Катализ это явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов, веществ изменяющих пути протекания реакций в циклах промежуточного взаимодействия с реагентами и восстанавливающих в итоге свой состав.

Катализаторы бывают положительные и отрицательные.

Положительные катализаторы (платина, оксид марганца (IV)) ускоряют реакцию в несколько раз.

MnO₂

2H₂O₂ ® 2H₂O + O₂

Отрицательные катлизаторы – ингибиторы, наоборот замеляют скорость химической реакции (пример использование ингибиторов для борьбы с коррозией нефтепроводов)

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Если катализатор и реагенты находятся в одной фазе и процесс протекает в объеме, то это гомогенный катализ.

Если катализатор и реагенты находятся в разных фазах и процесс протекает на поверхности их раздела, то это гетерогенный катализ.

Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений и заключается в снижении энергии активации при образовании активированного комплекса.

Для реакции А + B ® AB

A + К ® AК

AК + B ® AB + К

А + B ® AB

Катализатор ускоряет реакцию, хотя и не входит в ее продукты. Химическое состояние катализатора и его количество после реакции остается неизменным.

Механизм химических реакций

Реакции можно классифицировать по механизму их протекания. Они делятся на:

– простые (молекулярные) реакции, протекающие непосредственно между молекулами.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте превращения. Бывают реакции одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные:

одномолекулярная (мономолекулярная) СаСО₃ ® СаО + СО₂

двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI ® H₂ + I₂

трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H₂ ® NO₂ + H₂O

Е_акт энергия активации таких реакций составляет 120 – 440 кДж/моль

– ионные реакции, протекающие при растворении веществ.

Cl^– + Ag⁺ = AgCl¯ Е_акт = 0 – 80 кДж/моль

– радикальные (цепные) реакции с участием свободных радикалов имеющих ненасыщенные валентности.

H₂ + Сl₂ ® 2HCl

Обычное уравнение реакции не отражает истинный механизм данной реакции. Галогены уже при температуре 20 ^оС на свету образуют радикалы (ион, содержащий один неспаренный электрон)

hn

Сl₂ ® 2Cl· радикал реагирует с водородом

hn

H₂ + Сl· ® HCl + H·

hn

Сl₂ + H· ® HCl + Cl· 1 квант света вызывает образование 100 тыс. молекул HCl

Реакция носит цепной характер, закон действия масс не соблюдается, т.к. энергия активации радикала и энергия активации взаимодействия радикала с водородом исключительно мала.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые.

Необратимые реакции протекают до конца (в одном направлении).

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl

Признаки необратимых реакций:

1. выпадение осадка или образование газа;

2. образование малодиссоциирующих продуктов;

3. выделение большого количества энергии.

Обратимые реакции протекают в прямом и обратном направлениях.

СО₂+Н₂О СО₂+Н₂

3H₂+N₂ 2NH₃

Реакцию, протекающую в правую сторону (®), называют прямой, а в левую () – обратной.

С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, и через некоторый промежуток времени наступает химическое равновесие, когда скорости прямой и обратной реакции равны.

Для реакции общего вида

аА + вВ сС + dD,

где А и В – исходные вещества, а и в – стехиометрические коэффициенты скорости прямой и обратной реакции по закону действующих масс будут равны

= [A]^a [B]^b и = [C]^c [D]^d

В условиях равновесия = и [A]^a [B]^b = [C]^c [D]

Преобразуем равенство в

Величина К_р называется константой равновесия. Константа равновесия зависит только от температуры, и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора тоже не влияет на нее.

Химическое равновесие, т.е. равенство скоростей прямой и обратной реакций, сохраняется до тех пор, пока сохраняются условия равновесия. При изменении условий, например температуры, или давления, или концентрации веществ, изменяются скорости прямой и обратной реакций, что ведет к нарушению равновесия и смещению (сдвигу) его в правую или левую сторону.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то состояние равновесия смещается в том направлении, которое ослабляет влияние этого воздействия (или в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия).

На сдвиг равновесия могут влиять температура, концентрации реагентов и давление.

2. Факторы, влияющие на положение химического равновесия – температура, концентрация, давление.