При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакцій зростає в 2 – 4 раза.Закон діючих мас. Швидкість хімічних реакцій пропорційна добутку концентрацій реагуючих компонентів у деяких ступенях які називаються порядками реакцій по даній речовині. v = k [CA]X [CB]Y [CC]Z … Сума коефіцієнтів X+Y+Z+.... називають порядком реакції. Реакції можуть бути нульового, першого, другого, рідко третього порядків, але порядок реакції може бути також дробовим. k – константа швидкості реакції показує швидкість хімічної реакції якщо концентрації всіх компонентів 1 моль/л. Вона залежить від температури але не залежить від концентрації реагуючих речовин. Більшість хімічних реакцій є досить складними та складаються з багатьох стадій які відбуваються послідовно а інколи і паралельно. Швидкість реакції визначається (лімітується) швидкістю найбільш повільної стадії.
3 Залежність швидкості від температури Правило Вант-Гоффа. При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакцій зростає в 2 – 4 раза. Правило є наближеним. Коефіцієнт який показує у скільки разів зростає швидкість хімічної реакції при зростанні температури на 10 градусів називається температурним коефіцієнтом швидкості і позначається g.
Більш точно температурну залежність швидкості хімічних реакцій від температури описується рівнянням Арреніуса.
або
де
Поняття про енергію активації
Як правило реакційно здатними є не всі молекули, а лише ті, які мають певну надлишкову енергію (в порівняння з середньою енергією теплового руху молекул) яку називають енергією активації.
E активації E активації
Координата реакції
Рис.1. Профіль екзотермічної та ендотермічної реакцій.
Основний фактор який зумовлює зростання швидкості хімічних реакцій зі зростанням температури – це збільшення долі активних молекул, тобто молекул що мають енергію не менше ніж енергія активація.
T1 < T2 Енергія активації
Енергія Рис.2. Зростання долі активних молекул при збільшенні температури. З збільшенням температури зростає також інтенсивність теплового руху що призводить до збільшення кількості зіткнень. А відповідно до зростання швидкості хімічної реакції. 4 Каталіз та каталізатори. Каталіз – це явище збільшення швидкості хімічних реакцій під дією речовин які не входять до складу кінцевих продуктів реакції. Речовини що збільшують швидкість хімічних реакцій але не входять до складу кінцевих продуктів реакції називають каталізаторами. Якщо каталізатором є один з реагентів або продуктів реакції то така реакція називається автокаталітичною. Наприклад в реакції: FeO + H2 = Fe + H2O Каталізатором є Ферум. А реакція є автокаталітичною. Як правило дія каталізатора пов’язана з зміною механізму проходження реакції тобто лімітуючи ми стають стадії з меншими енергіями активації.
Енергія Без каталізатора
З каталізатором
Координата реакції
Рис.3. Механізм реакції без каталізатора та з каталізатором.
Гомогенний каталіз – якщо каталізатор знаходиться в тій же фізі що і реагуючі речовини. Наприклад розклад розчину пероксиду гідрогену під дією іонів Cu2+. Гетерогенний каталіз – якщо каталізатор знаходиться в окремій фазі і каталіз відбувається на межі фаз каталізатор-реагуючі речовини. Наприклад окислення діокиду Сульфуру в триоксид Сульфуру киснем. Каталізатор Ванадій (+5) оксид. Ферментативний каталіз – відіграє важливу роль при обміні речовин в живих організмах. Це мікро гетерогенний каталіз під дією ферментів. Промотори – речовини підсилюють дію каталізаторів або підтримують їх в активному стані. Каталітичні отрути – речовини наявність яких навіть в незначних концентраціях дезактивує каталізатори. Інгібітори – речовини які сповільнюють швидкість хімічних реакцій. Інколи це теж корисно.
5 Фотохімічні та ланцюгові реакції
Фотохімічні – це реакції які відбуваються під дією квантів світла що мають не меншу ніж певну енергію. Наприклад:
Фотохімічні реакції характеризуються квантовим виходом:
Ланцюгові реакції ре реакції які під дією квантів світла чи інших причин утворюють ланцюг який є реакційно здатним і призводить до багатьох актів взаємодії. Характеризуються такими стадіями: Æ Зародження ланцюга Æ Розвиток ланцюга Æ Обрив ланцюга. Наприклад ланцюговою є реакція взаємодії хлору з воднем. Зародження ланцюга: Cl2 ®Cl + Cl Розвиток ланцюга: Cl + H2 ® HCl + H H + Cl2 ® HCl + Cl Обрив ланцюга H + Cl ® HCl Ланцюгові реакції можуть бути розгалуженими та нерозгалуженими. Розгалужені ланцюгові реакції завершуються вибухом. 6 Стан хімічної рівноваги. Це стан коли швидкість прямої хімічної реакції дорівнює швидкості зворотньої реакції. Характеризується константою рівноваги. Наприклад для реакції: N2 + 3 H2 = 2 NH3
Константа рівноваги не залежить від концентрації але залежить від температури. Принцип Ле-Шательє.
|
Енергія
Доля молекул
