Химическите реакции протичат с различна скорост: с ниска скорост по време на образуването на сталактити и сталагмити, със средна скорост при готвене на храна, мигновено по време на експлозия. Реакциите протичат много бързо във водни разтвори.
Определянето на скоростта на химичната реакция, както и изясняването на нейната зависимост от условията на процеса, е задача на химичната кинетика - науката за закономерностите на химичните реакции във времето.
Ако химичните реакции протичат в хомогенна среда, например в разтвор или в газова фаза, тогава взаимодействието на реагиращите вещества се извършва в целия обем. Такива реакции се наричат хомогенен.
(v homog) се определя като промяната в количеството вещество за единица време за единица обем:
където Δn е промяната в броя на моловете на едно вещество (най-често оригиналното, но може да бъде и продукт на реакцията); Δt - интервал от време (s, min); V е обемът газ или разтвор (l).
Тъй като отношението на количеството вещество към обема представлява моларната концентрация С, тогава
По този начин скоростта на хомогенна реакция се определя като промяна в концентрацията на едно от веществата за единица време:
ако обемът на системата не се променя.
Ако възникне реакция между вещества в различни агрегатни състояния (например между твърдо вещество и газ или течност) или между вещества, които не могат да образуват хомогенна среда (например между несмесващи се течности), тогава тя се случва само на контактната повърхност на веществата. Такива реакции се наричат разнородни.
Дефинира се като промяна в количеството вещество за единица време върху единица повърхност.
където S е повърхността на контакт на веществата (m 2, cm 2).
Промяната в количеството на веществото, чрез което се определя скоростта на реакцията, е външен фактор, наблюдаван от изследователя. Всъщност всички процеси се извършват на микро ниво. Очевидно, за да реагират някои частици, те първо трябва да се сблъскат, и то ефективно: не да се разпръснат като топки в различни посоки, а по такъв начин, че „старите връзки“ да бъдат унищожени или отслабени в частиците и „новите“ да могат форма.“, като за това частиците трябва да имат достатъчна енергия.
Изчислените данни показват, че например в газовете сблъсъците на молекули при атмосферно налягане възлизат на милиарди в секунда, тоест всички реакции трябва да се случват мигновено. Но това не е вярно. Оказва се, че само много малка част от молекулите имат необходимата енергия, за да доведат до ефективни сблъсъци.
Минималният излишък на енергия, който една частица (или двойка частици) трябва да има, за да възникне ефективен сблъсък, се нарича активираща енергияЕа.
По този начин по пътя на всички частици, влизащи в реакцията, има енергийна бариера, равна на енергията на активиране E a. Когато е малък, има много частици, които могат да го преодолеят, а скоростта на реакцията е висока. В противен случай се изисква „натискане“. Когато донесете кибрит, за да запалите алкохолна лампа, вие предавате допълнителната енергия E a, необходима за ефективния сблъсък на молекулите на алкохола с молекулите на кислорода (преодоляване на бариерата).
Скоростта на химичната реакция зависи от много фактори. Основните са: естеството и концентрацията на реагентите, налягането (при реакции с участието на газове), температурата, действието на катализаторите и повърхността на реагентите в случай на хетерогенни реакции.
температура
С повишаването на температурата в повечето случаи скоростта на химичната реакция се увеличава значително. През 19 век Холандският химик J. X. van't Hoff формулира правилото:
Всяко повишаване на температурата с 10 °C води до повишаване наскорост на реакция 2-4 пъти(тази стойност се нарича температурен коефициент на реакцията).
С повишаването на температурата средната скорост на молекулите, тяхната енергия и броят на сблъсъците леко се увеличават, но делът на „активните“ молекули, участващи в ефективни сблъсъци, които преодоляват енергийната бариера на реакцията, рязко се увеличава. Математически тази зависимост се изразява чрез отношението:
където v t 1 и v t 2 са реакционните скорости, съответно, при крайната t 2 и началната t 1 температури, а γ е температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с всяко увеличение от 10 °C в температурата.
Въпреки това, за да се увеличи скоростта на реакцията, повишаването на температурата не винаги е приложимо, тъй като изходните вещества могат да започнат да се разлагат, разтворителите или самите вещества могат да се изпарят и т.н.
Ендотермични и екзотермични реакции
Известно е, че реакцията на метан с атмосферния кислород е придружена от отделяне на голямо количество топлина. Поради това се използва в ежедневието за готвене, загряване на вода и отопление. Природният газ, доставян в домовете по тръби, се състои от 98% метан. Реакцията на калциев оксид (CaO) с вода също е придружена от отделяне на голямо количество топлина.
Какво могат да показват тези факти? Когато в продуктите на реакцията се образуват нови химични връзки, Повече ▼енергия, отколкото е необходима за разкъсване на химичните връзки в реагентите. Излишната енергия се освобождава като топлина и понякога светлина.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (енергия (светлина, топлина));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (енергия (топлина)).
Такива реакции трябва да се случват лесно (както камъкът се търкаля лесно надолу).
Реакциите, при които се отделя енергия, се наричат ЕКЗОТЕРМИЧЕН(от латинското "exo" - навън).
Например, много редокс реакции са екзотермични. Една от тези красиви реакции е вътрешномолекулно окисление-редукция, протичащо в същата сол - амониев дихромат (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 (енергия).
Друго нещо е обратната реакция. Те са аналогични на търкалянето на камък нагоре по хълм. Все още не е възможно да се получи метан от CO 2 и вода и е необходимо силно нагряване, за да се получи негасена вар CaO от калциев хидроксид Ca(OH) 2. Тази реакция възниква само при постоянен поток от външна енергия:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (енергия (топлина))
Това предполага, че разкъсването на химични връзки в Ca(OH) 2 изисква повече енергия, отколкото може да бъде освободена по време на образуването на нови химични връзки в CaO и H 2 O молекули.
Реакциите, при които се поглъща енергия, се наричат ЕНДОТЕРМАЛЕН(от „ендо” - навътре).
Концентрация на реагентите
Промяната в налягането, когато в реакцията участват газообразни вещества, също води до промяна в концентрацията на тези вещества.
За да възникнат химически взаимодействия между частиците, те трябва ефективно да се сблъскат. Колкото по-висока е концентрацията на реагентите, толкова повече сблъсъци и съответно по-висока скорост на реакцията. Например ацетиленът гори много бързо в чист кислород. В този случай се развива температура, достатъчна за стопяване на метала. Въз основа на голямо количество експериментален материал през 1867 г. норвежците К. Гулденберг и П. Вааге и независимо от тях през 1865 г. руският учен Н. И. Бекетов формулира основния закон на химичната кинетика, установявайки зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагиращите вещества.
Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества, взети в степени, равни на техните коефициенти в уравнението на реакцията.
Този закон се нарича още закон за масовото действие.
За реакцията A + B = D този закон ще бъде изразен, както следва:
За реакцията 2A + B = D този закон ще бъде изразен, както следва:
Тук C A, C B са концентрациите на веществата A и B (mol/l); k 1 и k 2 са коефициенти на пропорционалност, наречени константи на скоростта на реакцията.
Физическият смисъл на константата на скоростта на реакцията не е труден за установяване - тя е числено равна на скоростта на реакцията, при която концентрациите на реагентите са 1 mol/l или произведението им е равно на единица. В този случай е ясно, че константата на скоростта на реакцията зависи само от температурата и не зависи от концентрацията на веществата.
Закон за масовото действие не отчита концентрацията на реагентите в твърдо състояние, тъй като те реагират на повърхности и техните концентрации обикновено са постоянни.
Например, за реакция на изгаряне на въглища, изразът за скоростта на реакцията трябва да бъде написан, както следва:
скоростта на реакцията е пропорционална само на концентрацията на кислород.
Ако уравнението на реакцията описва само обща химическа реакция, която протича на няколко етапа, тогава скоростта на такава реакция може да зависи по сложен начин от концентрациите на изходните вещества. Тази зависимост се определя експериментално или теоретично въз основа на предложения механизъм на реакция.
Действие на катализаторите
Възможно е да се увеличи скоростта на реакцията чрез използване на специални вещества, които променят механизма на реакцията и я насочват по енергийно по-благоприятен път с по-ниска енергия на активиране. Те се наричат катализатори (от латинското katalysis - разрушаване).
Катализаторът играе ролята на опитен гид, превеждайки група туристи не през висок проход в планината (преодоляването му изисква много усилия и време и не е достъпен за всеки), а по познатите му обходни пътеки, по които човек може да преодолее планината много по-лесно и по-бързо.
Вярно е, че по обиколния път можете да стигнете не точно там, където води главният проход. Но понякога точно това се изисква! Точно така действат катализаторите, които се наричат селективни. Ясно е, че няма нужда да се изгарят амоняк и азот, но азотният оксид (II) се използва при производството на азотна киселина.
Катализатори- това са вещества, които участват в химична реакция и променят нейната скорост или посока, но в края на реакцията остават непроменени количествено и качествено.
Промяната на скоростта на химическа реакция или нейната посока с помощта на катализатор се нарича катализа. Катализаторите се използват широко в различни индустрии и транспорт (каталитични преобразуватели, които превръщат азотните оксиди от изгорелите газове на автомобили в безвреден азот).
Има два вида катализа.
Хомогенна катализа, при което и катализаторът, и реагентите са в едно и също агрегатно състояние (фаза).
Хетерогенна катализа, при които катализаторът и реагентите са в различни фази. Например, разлагането на водороден пероксид в присъствието на твърд катализатор манганов (IV) оксид:
Самият катализатор не се изразходва в резултат на реакцията, но ако на повърхността му се адсорбират други вещества (те се наричат каталитични отрови), тогава повърхността става неработеща и е необходима регенерация на катализатора. Следователно, преди провеждане на каталитичната реакция, изходните материали се пречистват напълно.
Например, при производството на сярна киселина чрез контактен метод се използва твърд катализатор - ванадиев (V) оксид V 2 O 5:
При производството на метанол се използва твърд катализатор "цинк-хром" (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Биологичните катализатори – ензимите – действат много ефективно. По химична природа те са протеини. Благодарение на тях в живите организми при ниски температури протичат с висока скорост сложни химични реакции.
Известни са и други интересни вещества – инхибитори (от лат. inhibere – забавям). Те реагират с активни частици с висока скорост, за да образуват нискоактивни съединения. В резултат на това реакцията рязко се забавя и след това спира. Инхибиторите често се добавят специално към различни вещества, за да предотвратят нежелани процеси.
Например, разтворите на водороден прекис се стабилизират с помощта на инхибитори.
Естеството на реагиращите вещества (техният състав, структура)
Значение енергии на активиранее факторът, чрез който се влияе влиянието на природата на реагиращите вещества върху скоростта на реакцията.
Ако енергията на активиране е ниска (< 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.
Ако енергията на активиране е висока(> 120 kJ/mol), това означава, че само малка част от сблъсъци между взаимодействащи частици водят до реакция. Следователно скоростта на такава реакция е много ниска. Например, развитието на реакцията на синтез на амоняк при обикновени температури е почти невъзможно да се забележи.
Ако енергиите на активиране на химичните реакции имат междинни стойности (40120 kJ / mol), тогава скоростите на такива реакции ще бъдат средни. Такива реакции включват взаимодействието на натрий с вода или етилов алкохол, обезцветяване на бромна вода с етилен, взаимодействие на цинк със солна киселина и др.
Контактна повърхност на реагиращи вещества
Скоростта на реакциите, протичащи на повърхността на веществата, т.е. хетерогенните, зависи, при равни други условия, от свойствата на тази повърхност. Известно е, че тебеширът на прах се разтваря много по-бързо в солна киселина, отколкото парче тебешир с еднакво тегло.
Увеличаването на скоростта на реакция се дължи предимно на увеличаване на контактната повърхност на изходните вещества, както и редица други причини, например нарушение на структурата на „правилната“ кристална решетка. Това води до факта, че частиците на повърхността на получените микрокристали са много по-реактивни от същите частици на "гладка" повърхност.
В промишлеността, за извършване на хетерогенни реакции, се използва „кипящ слой“ за увеличаване на контактната повърхност на реагиращите вещества, доставяне на изходни вещества и отстраняване на продуктите. Например, при производството на сярна киселина, пиритът се изпича с помощта на „кипящ слой“.
Справочен материал за полагане на теста:
Менделеевата таблица
Таблица за разтворимост
Ефектът на натиска върху скоростта на реакцията зависи от поръчкареакции. Ако температурата остане непроменена и е даден съставът на първоначалната газова смес, тогава използвайки уравнението на състоянието за всяка концентрация, можем да запишем: п а=aRм T, p b=bRм T. Тук А, b,…, са моларни концентрации, и п а, p b, ..., са парциалните налягания на съответните газове. Ако общият брой молове на единица обем е z, тогава по абсолютно същия начин, по който можем да пишем стр=zRм T, Където Р- общо налягане. Следователно, , ... и т.н. Количества... и т.н. има относителни обемни концентрации. Означавайки ги с А, IN... и т.н., получаваме: п а=Ап,
Където ; p b =Bp, .Нека помислим мономолекуленпроцес, описан с уравнението:
в този случай скоростта на трансформация на веществото е право пропорционална на налягането: ~ стр.
За двумолекулярниреакции:
т.е. ~ стр 2. Съответно за тримолекуленреакции, които получаваме:
Където к- константа на скоростта на реакцията.
2.2. Активираща енергия. Закон на Арениус
Броят на взаимните сблъсъци на реагиращите молекули се увеличава ~, което допринася за увеличаване на скоростта на реакцията. Например, за много реакции повишаването на температурата само с 10°C води до увеличаване на константата на скоростта с фактор 2-4.
Пример. Време на полуразпад на йодоводород съгласно уравнението 2HJ→H 2 +J 2. При T = 373K полуживот е 314 000 години, с T=666K тя намалява до 1,3 часа, а при T=973K T 1/2 = 0,12 сек.
Арениус: за да възникне химическа реакция е необходимо предварително отслабване или разкъсване на вътрешните връзки на стабилна молекула, за което трябва да се изразходва определено количество енергия д . Колкото по-голяма е топлинната енергия на сблъскващи се молекули, толкова по-голяма е вероятността от пренареждане на вътрешните връзки и създаването на нови молекули. При д= const честотата на сблъсъци, завършващи с реакция, ще се увеличи значително по-бързо от .
Енергията, необходима за преодоляване на енергийната бариера, която предотвратява подхода на реагиращите молекули и образуването на реакционни продукти, се нарича енергия на активиране E a. По този начин елементарният акт на химическа реакция се случва само по време на сблъсъка на онези молекули, чиято кинетична енергия е по-голяма E а.
Активираща енергия E аобикновено по-висока от средната енергия на топлинно движение на молекулите. Колкото по-ниска е енергията на активиране, толкова по-често ще се случват сблъсъци на молекули, водещи до образуването на реакционни продукти, и толкова по-висока ще бъде скоростта на химичната реакция. Нараства Tводи до увеличаване на броя на молекулите с превишаване на излишната енергия E а. Това обяснява увеличаването на скоростта на химичната реакция с повишаване на температурата (фиг. 2.1).
Ориз. 2.1. Топлина на изгаряне Qи енергия за активиране д=uмакс - u 1
В най-простите случаи константите на скоростта на химичните реакции могат да бъдат определени въз основа на общите отношения на молекулярно-кинетичната теория (виж например).
Нека означим с p AИ p inброй молекули A и B в 1 cm3 . Скоростта на реакция ще бъде равна на числото Зтакива сблъсъци на молекули А и В за единица време, чиято енергия е по-голяма от енергията на активиране д . За идеален газ Зсе определя въз основа на закона за разпределение на енергията на Максуел-Болцман:
Тук е средният ефективен диаметър на сблъскващи се молекули, намаленото молекулно тегло, Рм = 8.315∙10 7 erg/deg - универсална газова константа, m A, m B - молекулни тегла.
В повечето случаи експерименталните стойности са значително по-ниски от теоретичните. Следователно във формулата за изчисление се въвежда така нареченият вероятностен или пространствен коефициент Р. В резултат на това формулата за изчисляване на скоростта на бимолекулярна реакция, т.нар Формула на Арениус, приема следната форма:
Сравнявайки получената формула с уравнение (2.8) за реакции от втори ред, можем да получим израз за константата на скоростта на тази реакция:
Силният ефект на температурата върху скоростта на реакцията се дължи главно на фактора Арениус. Следователно, при приблизителни изчисления, предекспоненциалният фактор често се приема за независим от T.
Анализът на формула (2.12) показва, че с увеличаване на T скоростта на растеж на W първо се увеличава, достига определена максимална стойност и след това намалява; с други думи, кривата W спрямо T има инфлексна точка. Приравнявайки втората производна на W по отношение на T на нула, намираме температурата, съответстваща на инфлексната точка:
Лесно се вижда, че тази температура е доста висока. Например, при E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. При използване на формула (2.12) за числени изчисления трябва да се вземат предвид размерите на включените в нея величини.
Формула (2.12) може да бъде записана по следния начин:
където е предекспоненциалният фактор, т.е. общ брой сблъсъци при n A =n B =1 молекула/cm3. Понякога Рсъщо е включен в предекспоненциалния фактор.
За прогнозни изчисления от порядъка на скоростта на реакцията, стойността к 0 може да се приеме за температура T=300K равно на 10 -10 cm 3 /(молекула∙sec) (за d avg "4∙10 -8 и m A =m B "30).
Скорост на химична реакцияравно на изменението на количеството вещество за единица време в единица реакционно пространство.В зависимост от вида на химичната реакция (хомогенна или хетерогенна) естеството на реакционното пространство се променя. Реакционното пространство обикновено се нарича зоната, в която е локализиран химичният процес: обем (V), площ (S).
Реакционното пространство на хомогенните реакции е обем, пълен с реагенти. Тъй като съотношението на количеството вещество към единица обем се нарича концентрация (c), скоростта на хомогенна реакция е равна на промяната в концентрацията на изходните вещества или реакционните продукти във времето. Има средна и моментна скорост на реакция.
Средната скорост на реакция е:
където c2 и c1 са концентрациите на изходните вещества в моменти t2 и t1.
Знакът минус “-” в този израз се поставя при намиране на скоростта чрез промяна на концентрацията на реагентите (в случая Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Скоростта на реакцията в даден момент или моментната (истинска) скорост на реакция v е равна на:
Скоростта на реакцията в SI има единица [mol×m-3×s-1], други единици за величина [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Скоростта на хетерогенна химична реакция vсе нарича промяната в количеството на реагента (Dn) за единица време (Dt) на единица междинна повърхност (S) и се определя по формулата:
или чрез производно:
Единицата за скорост на хетерогенна реакция е mol/m2 ×s.
Пример 1. В съд се смесват хлор и водород. Сместа се нагрява. След 5 s концентрацията на хлороводород в съда става 0,05 mol/dm3. Определете средната скорост на образуване на хлороводород (mol/dm3 s).
Решение. Определяме промяната в концентрацията на хлороводород в съда 5 s след началото на реакцията:
където c2, c1 са крайната и началната моларна концентрация на HCl.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Нека изчислим средната скорост на образуване на хлороводород, използвайки уравнение (3.1):
Отговор: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Пример 2.В съд с обем 3 dm3 протича следната реакция:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Първоначалната маса на водорода е 1 g. 2 s след началото на реакцията масата на водорода става 0,4 g. Определете средната скорост на образуване на C2H6 (mol/dm"×s).
Решение. Масата на водорода, който влезе в реакцията (mpror (H2)) е равна на разликата между първоначалната маса на водорода (miout (H2)) и крайната маса на нереагиралия водород (tk (H2)):
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Нека изчислим количеството водород:
= 0,3 mol.
Определете образуваното количество C2H6:
Според уравнението: от 2 mol H2 ® се образува 1 mol C2H6;
Според условието: от 0,3 mol H2 се образува ® x mol C2H6.
n(C2H6) = 0.15 mol.
Изчисляваме концентрацията на образувания C2H6:
Намираме промяната в концентрацията на C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Нека изчислим средната скорост на образуване на C2H6, използвайки уравнение (3.1):
Отговор: =0,025 mol/dm3 ×s.
Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция . Скоростта на химичната реакция се определя от следните основни фактори:
1) естеството на реагиращите вещества (енергия на активиране);
2) концентрация на реагиращи вещества (закон за масовото действие);
3) температура (правило на van't Hoff);
4) наличието на катализатори (енергия на активиране);
5) налягане (реакции с участието на газове);
6) степен на смилане (реакции с участието на твърди вещества);
7) вид лъчение (видимо, UV, IR, рентгеново).
Зависимостта на скоростта на химичната реакция от концентрацията се изразява в основния закон на химичната кинетика - закона за масовото действие.
Закон за масовото действие . През 1865 г. професор Н. Н. Бекетов за първи път изложи хипотеза за количествената връзка между масите на реагентите и времето за реакция: „... привличането е пропорционално на произведението на действащите маси.“ Тази хипотеза е потвърдена в закона за масовото действие, който е създаден през 1867 г. от двама норвежки химици К. М. Гулдберг и П. Вааге. Съвременната формулировка на закона за масовото действие е следната: при постоянна температура скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества, взети в степени, равни на стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.
За реакцията aA + bB = tM + nN кинетичното уравнение на закона за масовото действие има формата:
, (3.5)
където е скоростта на реакцията;
к- коефициент на пропорционалност, наречен константа на скоростта на химичната реакция (при = 1 mol/dm3 k е числено равен); - концентрация на реагентите, участващи в реакцията.
Скоростната константа на химичната реакция не зависи от концентрацията на реагентите, а се определя от природата на реагентите и условията на реакцията (температура, наличие на катализатор). За специфична реакция, протичаща при дадени условия, константата на скоростта е постоянна стойност.
Пример 3.Напишете кинетичното уравнение на закона за действието на масата за реакцията:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Решение. Уравнение (3.5) за тази химична реакция има следния вид:
.
За хетерогенни химични реакции уравнението на закона за масовото действие включва концентрациите само на онези вещества, които са в газова или течна фаза. Концентрацията на дадено вещество в твърдата фаза обикновено е постоянна и е включена в константата на скоростта.
Пример 4.Напишете кинетичното уравнение на закона за масовото действие за реакциите:
а)4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s);
б) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).
Решение. Уравнение (3.5) за тези реакции ще има следната форма:
Тъй като калциевият карбонат е твърдо вещество, чиято концентрация не се променя по време на реакцията, т.е. в този случай скоростта на реакцията при определена температура е постоянна.
Пример 5.Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията на окисление на азотен оксид (II) с кислород, ако концентрациите на реагентите се удвоят?
Решение. Пишем уравнението на реакцията:
2NO + O2= 2NO2.
Нека означим началната и крайната концентрация на реагентите съответно като c1(NO), cl(O2) и c2(NO), c2(O2). По същия начин обозначаваме началната и крайната скорост на реакция: vt, v2. Тогава, използвайки уравнение (3.5), получаваме:
.
Съгласно условието c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Намираме v2 =к2 ×2cl(O2).
Намерете колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията:
Отговор: 8 пъти.
Ефектът на налягането върху скоростта на химичната реакция е най-значим за процеси, включващи газове. Когато налягането се промени n пъти, обемът намалява, а концентрацията нараства n пъти и обратно.
Пример 6.Колко пъти ще се увеличи скоростта на химичната реакция между газообразни вещества, реагиращи съгласно уравнението A + B = C, ако налягането в системата се удвои?
Решение. Използвайки уравнение (3.5), изразяваме скоростта на реакцията преди увеличаване на налягането:
.
Кинетичното уравнение след увеличаване на налягането ще има следната форма:
.
Когато налягането се увеличи 2 пъти, обемът на газовата смес според закона на Бойл-Мариот (рУ = const) също ще намалее 2 пъти. Следователно концентрацията на вещества ще се увеличи 2 пъти.
Така c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Тогава
Ние определяме колко пъти скоростта на реакцията ще се увеличи с увеличаване на налягането.
В живота се сблъскваме с различни химични реакции. Някои от тях, като ръждясването на желязото, могат да продължат няколко години. Други, като ферментирането на захар в алкохол, отнемат няколко седмици. Дървата в печката изгарят за няколко часа, а бензинът в двигателя изгаря за част от секундата.
За да намалят разходите за оборудване, химическите заводи увеличават скоростта на реакциите. И някои процеси, например разваляне на храни и корозия на метали, трябва да бъдат забавени.
Скорост на химична реакцияможе да се изрази като промяна в количеството материя (n, модул) за единица време (t) - сравнете скоростта на движещо се тяло във физиката като промяна в координатите за единица време: υ = Δx/Δt. За да не зависи скоростта от обема на съда, в който протича реакцията, разделяме израза на обема на реагиращите вещества (v), т.е. получавамепромяна в количеството вещество за единица време на единица обем, или промяна на концентрацията на едно от веществата за единица време:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
където c = n / v е концентрацията на веществото,
Δ (да се чете „делта“) е общоприето обозначение за промяна в стойността.
Ако веществата имат различни коефициенти в уравнението, скоростта на реакцията за всяко от тях, изчислена по тази формула, ще бъде различна. Например 2 мола серен диоксид реагират напълно с 1 мол кислород за 10 секунди в 1 литър:
2SO2 + O2 = 2SO3
Скоростта на кислород ще бъде: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Скорост за серен диоксид: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- това не е нужно да се учи наизуст и да се казва на изпита, примерът е даден, за да не се объркате, ако възникне този въпрос.
Скоростта на хетерогенните реакции (включващи твърди вещества) често се изразява на единица площ от контактни повърхности:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Реакциите се наричат хетерогенни, когато реагентите са в различни фази:
- твърдо вещество с друго твърдо вещество, течност или газ,
- две несмесващи се течности
- течност с газ.
Между веществата в една фаза възникват хомогенни реакции:
- между добре смесени течности,
- газове,
- вещества в разтвори.
Условия, влияещи върху скоростта на химичните реакции
1) Скоростта на реакция зависи от природата на реагентите. Просто казано, различните вещества реагират с различна скорост. Например, цинкът реагира бурно със солна киселина, докато желязото реагира доста бавно.
2) Колкото по-висока е скоростта на реакцията, толкова по-бързо концентрациявещества. Цинкът ще реагира много по-дълго със силно разредена киселина.
3) Скоростта на реакция се увеличава значително с увеличаване температура. Например, за да изгори горивото, е необходимо да го запалите, т.е. да повишите температурата. За много реакции повишаването на температурата с 10°C е придружено от 2-4-кратно увеличение на скоростта.
4) Скорост разнородниреакциите нарастват с увеличаване повърхности на реагиращи вещества. Твърдите вещества обикновено се смилат за тази цел. Например, за да реагират желязото и сярата на прах при нагряване, желязото трябва да е под формата на фини дървени стърготини.
Моля, имайте предвид, че в този случай формула (1) се подразбира! Формула (2) изразява скоростта на единица площ, следователно не може да зависи от площта.
5) Скоростта на реакцията зависи от наличието на катализатори или инхибитори.
Катализатори- вещества, които ускоряват химичните реакции, но не се изразходват. Пример за това е бързото разлагане на водороден пероксид с добавяне на катализатор - манганов (IV) оксид:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2
Мангановият (IV) оксид остава на дъното и може да се използва повторно.
инхибитори- вещества, които забавят реакцията. Например, инхибитори на корозията се добавят към система за отопление на водата, за да се удължи живота на тръбите и батериите. В автомобилите инхибиторите на корозията се добавят към спирачната и охлаждащата течност.
Още няколко примера.
При писане на кинетичното уравнение на реакция за газови системи вместо концентрацията (C) се записва налягането (P) на реагентите, тъй като промяната на налягането в системата е подобна на промяната в концентрацията. Увеличаването на налягането в системата води до намаляване на обема на системата със същото количество, докато концентрацията на реагентите на единица обем се увеличава по същия начин. С намаляването на налягането обемът на системата се увеличава и концентрацията на единица обем съответно намалява.
Примери и решения на задачи.
Пример 1.
Скоростта на коя реакция е по-голяма, ако за единица време на единица обем в резултат на първата реакция се образуват 9 g водна пара, а в резултат на втората реакция се образуват 3,65 g хлороводород?
Скоростта на реакцията се измерва с броя молове вещество, което се образува на единица обем за единица време. Моларна маса на водата моларна маса на хлороводород 
след това скоростта на първата реакция,
Мол/l×s,
и скоростта на втората реакция
ще 
мол/л.
Скоростта на образуване на водна пара е по-голяма, тъй като броят на моловете за образуване на водна пара е по-голям от броя на моловете за образуване на хлороводород.
Пример 2.
Реакцията между веществата А и В се изразява с уравнението: A+2B®C. Началната концентрация на вещество А е 0,3 mol/l, а вещество B е 0,5 mol/l. Скоростната константа е 0,4. Определете скоростта на реакцията след известно време, когато концентрацията на вещество А намалее с 0,1 mol/l.
Концентрацията на вещество А намалява с 0,1 mol/l. Следователно, въз основа на уравнението на реакцията, концентрацията на вещество B намалява с 0,2 mol/l, тъй като вещество B се предхожда от коефициент 2. Тогава концентрацията на вещество A след известно време ще стане равна на 0,3-0,1 = 0,2 mol / l, а концентрацията B е 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Определете скоростта на реакцията:
Мол/l×s
Пример 3.
Как ще се промени скоростта на реакцията, ако концентрацията на NO се увеличи 3 пъти? Съгласно закона за действието на масите записваме израза за скоростта на реакцията:
.
Когато концентрацията на NO се увеличи 3 пъти, скоростта на реакцията ще бъде:
Скоростта на реакция ще се увеличи 9 пъти.
Пример 4.
Определете как ще се промени скоростта на реакцията 
ако увеличите налягането в системата 2 пъти.
Увеличаването на налягането в системата 2 пъти ще доведе до намаляване на обема на системата 2 пъти, докато концентрациите на реагиращите вещества ще се увеличат 2 пъти.
Съгласно закона за масовото действие записваме началната скорост на реакция 
и с 2-кратно увеличение на налягането:
, .
Скоростта на реакция ще се увеличи 8 пъти.
Пример 5.
Изчислете началните концентрации на веществата А и В в системата А+3В=2С, ако равновесните концентрации на веществата А са 0,1 mol/l, веществата B са 0,2 mol/l, веществата C са 0,7 mol/l.
Намираме концентрацията на вещество А, изразходвана за реакцията, като съставим пропорцията според уравнението на реакцията:
2 mol/l C, получени от 1 mol/l A,
0,7 mol/l C ®x mol/l × A.
мол/л А.
Следователно първоначалната концентрация на вещество А е:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Намерете концентрацията на вещество B, изразходвана за реакцията.
Съставяме пропорцията според уравнението на реакцията:
2 mol/l C получено от 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
Тогава първоначалната концентрация на вещество Б е:
мол/л.
Пример 6.
При температура 40 0 °C се образува 0,5 mol/l вещество А. Колко mol/l от А се образуват, ако температурата се повиши до 80 0 C? Температурният коефициент на реакцията е 2.
Използвайки правилото на Вант Хоф, записваме израза за скоростта на реакцията при 80 0 C:
.
Замествайки тези задачи в уравнението, получаваме:
При 80 0 С се образува 8 mol/l вещество А.
Пример 7.
Изчислете промяната в константата на скоростта на реакция с енергия на активиране 191 kJ/mol, когато температурата се повиши от 330 на 400 K.
Нека напишем уравнението на Арениус за условието на проблема:
където R е универсалната газова константа, равна на 8,32 J/k(K×mol).
където промяната в константата на скоростта ще бъде:
Тестови задачи
61. Скорост на химична реакция
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
при концентрации на реагентите =0,3 mol/l и =0,15 mol/l беше 1,2·10-3 mol/(l·s). Намерете стойността на константата на скоростта на реакцията.
62. С колко градуса трябва да се повиши температурата на системата, така че скоростта на реакцията в нея да се увеличи 30 пъти (=2,5)?
63. Колко пъти трябва да се увеличи концентрацията на въглероден окис в системата?
2CO = CO2+ C,
така че скоростта на реакцията да се увеличи 4 пъти?
64. Колко пъти трябва да се повиши налягането, така че скоростта на реакцията на образуване на NO2 според реакцията
увеличи 1000 пъти?
65. Реакцията протича съгласно уравнението
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Концентрациите на изходните вещества преди началото на реакцията са: =0,4 mol/l; =0,3 mol/l. Колко пъти ще се промени скоростта на реакцията в сравнение с първоначалната в момента, когато половината от азотния оксид има време да реагира?
66. Колко пъти ще се увеличи константата на скоростта на химическа реакция, когато температурата се повиши с 40, ако =3,2?
67. Напишете израз за скоростта на химична реакция, протичаща в хомогенна система съгласно уравнението
и определете колко пъти скоростта на тази реакция ще се увеличи, ако:
а) концентрация А ще намалее 2 пъти;
б) концентрация А ще се увеличи 2 пъти;
в) концентрация В ще се увеличи 2 пъти;
г) концентрацията на двете вещества ще се увеличи 2 пъти.
68. Колко пъти трябва да се увеличи концентрацията на водород в системата?
N2 + 3H2= 2NH3,
така че скоростта на реакцията да се увеличи 100 пъти?
69. Изчислете температурния коефициент на скоростта на реакцията, ако нейната скоростна константа при 100 С е 0,0006, а при 150 С 0,072.
70. Реакцията между азотен оксид (II) и хлор протича по уравнението
2NO + Cl2= 2NOCl.
Как се променя скоростта на реакция с увеличаване:
а) концентрацията на азотен оксид е 2 пъти;
б) концентрация на хлор 2 пъти;
в) концентрациите на двете вещества са 2 пъти?
ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ
Примери за решаване на проблеми
Химичното равновесие е състояние на система, при което скоростите на правата и обратната химична реакция са еднакви и концентрациите на реагиращите вещества не се променят с времето.
Количествена характеристика на химичното равновесие е равновесната константа. Равновесната константа при постоянна температура е равна на съотношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти към произведението на равновесните концентрации на изходните вещества, взети по степени на техните стехиометрични коефициенти, и е постоянна стойност.
Като цяло, за хомогенна реакция mA+ nB« pC+qD
равновесната константа е:
Изразяваме това уравнение чрез закона за действието на масите за обратима реакция.
При промяна на външните условия химичното равновесие се измества, изразяващо се в промяна на равновесните концентрации на изходните вещества и продуктите на реакцията. Посоката на изместване на равновесието се определя от принципа на Льо Шателие: ако се упражнява външно въздействие върху система в равновесие, тогава равновесието се измества в посока, която отслабва външното влияние.
Химичното равновесие може да бъде изместено от влиянието на промените в концентрацията на реагиращите вещества, температурата и налягането.
С увеличаване на концентрацията на изходните вещества равновесието ще се измести в съответствие с принципа на Le Chatelier към реакционните продукти, а с увеличаване на концентрациите на продуктите - към изходните вещества.
При промяна на температурата (увеличаване) равновесието се измества към ендотермичната реакция (D H > 0), която протича с поглъщането на топлина, т.е. скоростта на предната реакция се увеличава и равновесието се измества към продуктите на реакцията. В случай на екзотермична реакция (DH > 0), с повишаване на температурата скоростта на обратната реакция ще се увеличи, което ще осигури поглъщането на топлина и равновесието ще се измести към изходните вещества.
Ако реакцията включва вещества в газообразно състояние, тогава химичното равновесие може да бъде изместено чрез промяна на налягането. Увеличаването на налягането е еквивалентно на увеличаване на концентрацията на реагентите. С увеличаване на налягането равновесието се измества към реакция с по-малко молове газообразни вещества, а когато налягането намалява, към реакция с по-голям брой молове газообразни вещества.
Пример 1.
Изчислете началните концентрации на веществата A и B в хомогенната система A + 3B «2C, ако равновесните концентрации A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Известно е, че първоначалната концентрация на веществото е равна на сумата от равновесната концентрация и концентрацията, изразходвана за реакцията, т.е. реагира:
За да го намерите, трябва да знаете колко вещество А е реагирало.
Изчисляваме, като съставяме пропорцията според уравнението на реакцията:
2 mol/l C, получено от 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
Изчисляваме първоначалната концентрация на вещество Б:
За да го намерим, нека създадем пропорция:
2 mol/l C получено от 3 mol/l B
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l B
x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l
Тогава първоначалната концентрация B е:
Пример 2.
Изчислете равновесните концентрации на веществата в системата A + B “C + D, при условие че началните концентрации на веществата са: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Равновесната константа е 1.
Да приемем, че до момента на равновесие на веществото А са реагирали x мола. Въз основа на уравнението на реакцията равновесните концентрации ще бъдат:
;
тъй като според уравнението на реакцията за вещество B, е необходимо същото количество реакция, както реагира вещество A.
Заместваме стойностите на равновесните концентрации в равновесната константа и намираме x.
Тогава: 
Пример 3.
Установено е равновесие в системата: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
В каква посока ще се измести равновесието при понижаване на температурата?
Тази директна реакция е ендотермична, т.е. върви с поглъщането на топлина, следователно, когато температурата в системата намалява, равновесието, в съответствие с принципа на Le Chatelier, ще се измести наляво, към обратната реакция, която е екзотермична.
Пример 4.
Равновесието на системата A + B « AB е установено при следните концентрации на вещества: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Изчислете константата на равновесие и началните концентрации на веществата. 72. Начални концентрации на азотен (II) оксид и хлор в системата
2NO + Cl2 2NOCl
са съответно 0,5 mol/l и 0,2 mol/l. Изчислете константата на равновесието, ако до момента на настъпване на равновесие 20 азотен оксид е реагирал.
73. При определена температура равновесните концентрации на реагентите на обратима химична реакция са
2A(g)+B(g) 2C(g)
бяха [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Изчислете константата на равновесие и началните концентрации на вещества А и В.
74. При определена температура равновесните концентрации в системата
бяха съответно: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Изчислете равновесната константа и началната кон-
концентрация на серен (IV) оксид и кислород.
75. Когато системата е в равновесие
концентрациите на участващите вещества са: = 0,3 mol/l; = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Изчислете как ще се променят скоростите на правата и обратната реакция, ако налягането се увеличи 5 пъти. В каква посока ще се измести равновесието?
76. Изчислете константата на равновесие на обратима реакция
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
ако равновесната концентрация = 0,04 mol/l, а началните концентрации на веществата = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Равновесие на системата
CO + Cl2 COCl2,
установени при следните концентрации на реагентите: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Определете константата на равновесие и началните концентрации на въглероден окис и хлор.
78. Началните концентрации на въглероден окис (II) и водни пари са равни и възлизат на 0,03 mol/l. Изчислете равновесните концентрации на CO, H2O и H2 в системата
CO + H2O CO2 + H2,
ако равновесната концентрация на CO2 е равна на 0,01 mol/l. Изчислете константата на равновесието.
79. Определете равновесната концентрация на водород в системата
ако първоначалната концентрация на HJ е 0,05 mol/l, а равновесната константа K = 0,02.
80. Равновесна константа на системата
CO + H2O CO2 + H2
при определена температура е равна на 1. Изчислете процентния състав на сместа при равновесие, ако началните концентрации на CO и H2O са 1 mol/l.
