Химическая реакция

СОДЕРЖАНИЕ

Введение                                                                                                     3

Скорость химической реакции                                                                                          4

Факторы, влияющие на скорость химической реакции                                                      5

Природа реагирующих веществ                                                                    5

Влияние концентраций реагирующих веществ                                                                 5

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ                                                   6

Влияние температуры                                                                                                       6

Энергия активации                                                                                                                  7

Катализ                                                  9

Заключение                                                                                               12

Список использованной литературы                                                                       12
 

Введение

Вокруг нас постоянно происходят тысячи химических реакций. Горит костер и горит газ в конфорке газовой плиты, ржавеет железо, молоко превращается в творог, на фотопленке возникают изображения.

Известно, что одни химические реакции протекают за малые доли секунды, другие же за минуты, часы, дни. Некоторые протекают так быстро, что за ними не уследишь. Вот мы зажигаем спичку. Чирк! Воспламеняется от трения о коробку фосфор, входящий в состав спичечной головки, мгновенно появляется пламя. Химическая реакция заняла доли секунды. Дрова в костре тоже сгорают весьма быстро. А превращение древесины доисторических исполинских деревьев в каменный уголь длилось миллионы лет. Взрыв смеси кислорода с водородом происходит практически мгновенно, а превращение графита в алмаз в недрах Земли – очень медленная реакция. Из известных на сегодняшний день реакций самая быстрая протекает в 1040 раз быстрее, чем самая медленная. При этом нельзя ограничиваться чисто качественными реакциями, рассуждать о «быстрых» и «медленных» реакциях.

Знание скоростей химических реакций имеет очень большое практическое и научное значение. В химической промышленности от скорости химической реакции зависят размеры, производительность аппаратов, качество вырабатываемого продукта и в конечном итоге зарплата работников и себестоимость продукции.

Под методами регулирования скорости реакции рассмотрим факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Скорость химической реакции

Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении веществ. Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

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.

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

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

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению

А + В = С + D               (I)

По мере расходования вещества А скорость реакции уменьшается . Отсюда следует, что скорость реакции может быть определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как концентрация вещества А в момент времени t1 измеряется вели­чиной с1, а в момент t2 - величиной c2, то за промежуток времени ∆t = t2 - t1   изменение концентрации вещества составит ∆с = с2 - с1, откуда определится средняя скорость реакции (  ):                                  

Знак минус ставится потому, что, несмотря на убывание концентрации вещества А и, следовательно, на отрицательное значение разности с2 - с1, скорость реакции может быть только положительной величиной. Можно также следить за изменением концентрации одного из продук­тов реакции - веществ С или D; она в ходе реакции будет возрастать, и потому в правой части уравнения нужно ставить знак плюс.

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

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

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

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 H2   и    N2 требуются высокие  энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в  сильнополярных молекулах (HCl, H2O) 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.

Влияние концентраций реагирующих веществ. 

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

Скорость химической реакции  пропорциональна произведению  концентра­ций реагирующих веществ.

Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением

v = kcA cB ,       (1)

где сА  и сВ   - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

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

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

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

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. Например, уголь для приготовления  пороха   растирают  в   порошок.   Жидкость   для   реакции  с   газом распыляют  в мельчайшие капельки: так,   дизельное  топливо (смесь углеводородов) впрыскивают в камеру, где оно встречается с воздухом, через специальное устройство, обеспечивающее распыление.

Влияние температуры.

При столкновении реагируют только те молекулы, которые обладают достаточной кинетической энергией. При повышении температуры доля активных молекул все возрастает. Зависимость скорости реакции от температу­ры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением

vt 2 = vt 1 γ  , 

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

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

Энергия активации

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

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

Ее определяют опытным путем, обозначают буквой Еa и обычно выражают в кДж/моль.  Так,  например,  для  соединения водорода  и иода ( Н2  +  I2  = 2НI) Еа = 167,4 кДж/моль, а для распада иодоводорода (2НI = Н2 + I2) Еа = 186,2 кДж/моль.

Энергия активации Еa зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции. Эти представления поясня­ются рисунком:

На примере реакции в общем виде А2 + В2 = 2АВ. Ось ординат характеризует потенциаль­ную энергию системы,  ось  абсцисс  - ход реакции:  исходное      состояние →  переходное состояние → конеч­ное состояние. Чтобы реагирующие вещества А2  и  В2  образовали  про­дукт реакции  АВ, они  должны преодолеть энергетический барьер С.  На это затрачивается энергия активации Еа, на значение которой возрастает  энергия систе­мы.  При этом  в ходе  реакции из частиц реагирующих веществ  обра­зуется промежуточная  неустойчи­вая группировка, называемая  переходным состоянием  или  активиро­ванным комплексом (в точке С),  последующий  распад   которого приводит к  образованию

конечного продукта АВ. Механизм реакции можно изобразить схемой

Если при распаде активированного комплекса выделяется больше энергии, чем это  необходимо для   активации частиц,  то реакция  экзо­термическая. Примером эндотермической реакции служит обратный процесс – образование  из  вещества  АВ веществ  А2 и В2: 2АВ = А2 + В2.  В этом  случае процесс протекает также  через образование активированного  комплекса А2В2, однако энергия активации больше, чем для прямого процесса: Еа = Еа + ∆H (∆H - тепловой эффект реакции). Для протекания эндотермических реакций требуется подвод энергии извне.