На швидкість реакції впливають. Урок "Швидкість хімічної реакції.Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції". Оборотність хімічних реакцій

Швидкість реакції залежить від природи та концентрації реагуючих речовин, температури, тиску, присутності каталізатора та його властивостей, ступеня подрібнення твердої фази, від опромінення квантами світла та інших факторів.

1. Природа реагуючих речовин. Під природою реагуючих речовин розуміють природу хімічного зв'язку в молекулах реагентів та її міцність. Розрив зв'язків та утворення нових зв'язків визначають величину константи швидкості, і, тим самим, впливають на процес перебігу реакції.

Величина енергії активації є тим фактором, за допомогою якого позначається вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції: якщо енергія активації мала, швидкість такої реакції велика, наприклад, всі реакції іонного обміну протікають практично миттєво, дуже великі швидкості реакцій за участю радикалів; якщо енергія активації велика, швидкість такої реакції мала, наприклад, це багато реакції між речовинами з ковалентними хімічними зв'язками, між газоподібними речовинами.

2. Концентрація реагуючих речовин. Кількісну характеристику залежності швидкості реакції від концентрації встановлює закон чинних мас (Гульдберг та Ваазі, 1867р.): швидкість хімічної реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин, зведених у ступені, рівні стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції.

Для реакції аА + bВ = сС + dD математичний вираз закону діючих мас має вигляд:

υ =k·[А] а ·[ В] bабо υ =k·С А а ·С В b,

де v - Швидкість хімічної реакції; [А], [В]або З А, З В– молярні концентрації реагуючих речовин; а, b – стехіометричні коефіцієнти реагуючих речовин; k- Коефіцієнт пропорційності.

Подібні вирази називають кінетичними рівняннями реакцій . Коефіцієнт пропорційності kвкінетичному рівнянні називають константою швидкості . Константа швидкості чисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях реагуючих речовин 1 моль/л; kзалежить від природи реагуючих речовин, температури, способу вираження концентрації, але не залежить від величини концентрації речовин, що реагують.

Для гетерогенних реакцій концентрації твердих речовин у рівняння швидкості не включаються,оскільки реакція йде лише на поверхні розділу фаз. Наприклад, кінетичне рівняння реакції горіння вугілля С(тв)+О 2 (г)=СО 2 (г) матиме вигляд: υ =k · [Про 2].

Сума показників ступенів концентрацій реагентів у кінетичному рівнянні реакції називається порядком хімічної реакції . Порядок щодо даної речовини ( приватний порядок ) визначається як показник ступеня при концентрації цієї речовини. Наприклад, загальний порядок реакції: H 2 + I 2 = 2HI дорівнює двом, приватні порядки водню і по йоду рівні одиниці, т.к. υ=k · · .

3. Температура.Залежність швидкості реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа (1884р.): при підвищенні температури на кожні десять градусів швидкість реакції зростає приблизно в 2 – 4 рази. Математичний вираз правила Вант-Гоффа:

υ 2 = υ 1 · γ ∆ t/10

де υ 1 і υ 2 - Швидкість реакції при t 1 і t 2 ; ∆t= t 2 - t 1; γ – температурний коефіцієнт, що показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції за підвищення температури на 10 ºС.

Залежність константи швидкості реакції від температури виражається рівнянням Арреніуса (1889):

k = A · е – Е/RT

де Е – енергія активації, кал/моль; Дж/моль; е – основа натурального логарифму; А - постійна, яка залежить від температури; R - Постійна газова.

Вплив температури на швидкість реакції пояснюється тим, що при підвищенні температури різко (в геометричній прогресії) зростає кількість активних молекул.

4. Поверхня реагуючих речовин та тиск.В гетерогенних реакціяхвзаємодія речовин відбувається на поверхні розділу фаз, та чим більша площа цієї поверхні, тим вища швидкість реакції. У разі збільшення поверхні зіткнення відповідає збільшенню концентрації реагуючих речовин.

На швидкість реакцій за участю газоподібних речовин, впливає зміна тиску. Зменшення або збільшення тиску призводить до відповідних змін обсягу, а оскільки кількості речовин при цьому не змінюються, будуть змінюватися концентрації речовин, що реагують.

5. Каталіз.Одним із методів прискорення хімічної реакції є каталіз, який здійснюється за допомогою введення каталізаторів, що збільшують швидкість реакції, але не витрачаються внаслідок її протікання. Механізм дії каталізатора зводиться зменшення енергії активації реакції, тобто. до зменшення різниці між середньою енергією активних молекул та середньою енергією молекул вихідних речовин. Швидкість хімічної реакції у своїй збільшується. Як правило, термін « каталізатор » застосовують до тих речовин, які збільшують швидкість хімічної реакції. Речовини, що зменшують швидкість реакції, називають інгібіторами .

Каталізатори беруть безпосередню участь у процесі, але після закінчення його можуть бути виділені з реакційної суміші у вихідній кількості. Для каталізаторів характерна селективність , тобто. здатність впливати на проходження реакції в певному напрямку, тому з тих самих вихідних речовин можуть бути отримані різні продукти в залежності від використовуваного каталізатора.

Особливе місце займають біокаталізатори –ферменти , що являють собою білки. Ферменти впливають на швидкості строго певних реакцій, тобто мають дуже високу селективність. Ферменти прискорюють реакції у мільярди та трильйони разів при кімнатній температурі. За підвищеної температури вони втрачають свою активність, оскільки відбувається денатурація білків.

Розрізняють два типи каталізу: гомогенний каталіз , коли каталізатор і вихідні речовини знаходяться в одній фазі, гетерогенний , Коли каталізатор і вихідні речовини знаходяться в різних фазах, тобто. реакції протікають поверхні каталізатора. Каталізатор не впливає стан рівноваги у системі, лише змінює швидкість, з якою досягається цей стан. Це випливає з того, що рівновазі відповідає мінімум ізобарно-ізотермічного потенціалу (енергії Гіббса), і константа рівноваги має однакове значення як у присутності каталізатора, так і без нього.

Дія гомогенного каталізатораполягає в тому, що він реагує з однією з вихідних речовин з утворенням проміжної сполуки, яка, у свою чергу, вступає в хімічні реакції з іншою вихідною речовиною, даючи бажаний продукт реакції та «звільняючи» каталізатор. Таким чином, при гомогенному каталізі процес протікає кілька стадій, але з меншими значеннями енергії активації для кожної стадії, ніж для прямого некаталітичного процесу.

Нехай речовина A реагує з речовиною B, утворюючи сполуку AB:

Реакція протікає із незначною швидкістю. При додаванні каталізатора Kпротікають реакції: A + K = AK та AK + B = AB + K .

Склавши ці два рівняння, отримаємо: A + B = AB.

Прикладом реакції, що протікає за участю гомогенного каталізатора, може бути реакція окислення оксиду сірки (IV) до оксиду сірки (VI): без каталізатора: SO 2 + 0,5O 2 = SO 3 ;

з каталізатором NO 2: SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO, NO + 0,5 O2 = NO 2 .

Дія гетерогенного каталізатораполягає в тому, що молекули газу (або рідини) адсорбуються на поверхні кристала каталізатора, що призводить до перерозподілу електронної щільності в адсорбованих молекулах та ослаблення хімічного зв'язку в них аж до повної дисоціації молекули на атоми. Це значно полегшує взаємодію адсорбованих молекул (атомів) реагуючих речовин між собою. Чим більша поверхня, тим ефективніший каталізатор. Як гетерогенних каталізаторів широко використовуються метали (нікель, платина, паладій, мідь), кристалічні алюмосилікати цеоліти, Al 2 O 3 , Al 2 (SO 4) 3 та ін.

Оборотність хімічних реакцій.

Хімічне рівновагу

Усі хімічні реакції з погляду оборотності можна розділити на оборотні та необоротні. Оборотниминазиваються реакції, що протікають одночасно у двох протилежних напрямках; незворотними – реакції, що протікають практично до кінця в одному напрямку.

Ознаками практичної незворотностіреакцій є:

1) виділення газу: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2;

2) випадання осаду: BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2NaCl;

3) утворення мало дисоціюючої речовини (слабкого електроліту):

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

4) виділення великої кількості енергії:

H 2 + Cl 2 = 2HCl + Q (реакція протікає з вибухом).

Більшість хімічних процесів є оборотними, тобто. за тих самих умов протікають пряма і зворотна реакції. Стан оборотного процесу, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, називають хімічною рівновагою. Необхідною ознакою хімічної (термодинамічної) рівноваги системи є незмінність її стану у часі за заданих зовнішніх умов. Хімічне рівновагу носить динамічний характер: скільки вихідних речовин входить у реакцію, таку ж утворюється внаслідок зворотної реакції. Система прагне до мінімуму вільної енергії, що спостерігається у стані рівноваги. Хімічні рівноваги найчастіше вивчаються при постійному тиску та температурі.

Кожна рухлива хімічна рівновага характеризується своєю константою – константою рівноваги К р. Для системи аА+bВ ↔ сС+dD

швидкість прямої реакції: υ пр=k 1 · [А] а · [В] b;

швидкість зворотної реакції: υ обр=k 2 · [С] з · [ D ] d.

Застосовуючи закон діючих мас до прямої та зворотної реакцій оборотного процесу отримують вираз для розрахунку константи хімічної рівноваги:

К Р = k 1 /k 2 = [С] с · [D] d / [А] а · [В] b,

де До р – константа хімічної рівноваги (залежить від природи речовин, температури та тиску); [A], [B], [M], [D] – рівноважні молярні концентрації реагуючих речовин, моль/л; a, b, с, d – стехіометричні коефіцієнти реагуючих речовин.

У стані рівноваги відношення добутку концентрацій продуктів реакції до твору концентрацій вихідних речовин постійно, причому концентрація кожної речовини взята в ступені, що дорівнює кількості молей речовини, що беруть участь у реакції.

Величина константи хімічної рівноваги характеризує повноту перебігу оборотної реакції. Чим більша величина К Р, тим глибше протікає реакція, тобто тим більше утворюється реакція продуктів.

Наприклад, для системи 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 константи хімічної рівноваги дорівнює: КР = 2/2.

В разі гетерогенних реакційу вираз константи рівноваги входять лише концентрації тих речовин, що у газової фазі. Наприклад, реакції СО 2 + З ↔ 2CO константа рівноваги має вигляд: К Р = 2 /.

Для реакцій, що протікають між газоподібними речовинами, константа рівноваги може бути виражена через парціальний тиск реагуючих речовин. У випадку константа рівноваги К Р має бути виражена через активності ареагуючих речовин. Для ідеальнихРозчини коефіцієнти активності рівні одиниці, активності дорівнюють молярним концентраціям. Константа рівноваги К Р хімічної реакції пов'язана зі стандартною зміною енергії Гіббса рівнянням:

∆G 0 T = – RTlnK p = – 2,3RTlgK p .

Чинники, що впливають на константу рівноваги:основним фактором, що впливає на константу рівноваги, є природа реагуючих речовин,міцність хімічних зв'язків у сполуках. Іншим фактором, що визначає значення константи рівноваги, служить температура. Залежністьконстанти рівноваги від температури виражається рівнянням:

lnK P = – ∆H/RT + ∆S/R

Константа рівноваги не залежить від парціальних тисків та концентрацій реагуючих речовин. Їх зміна впливає лише на зміщення положення рівноваги та ступінь перетворення речовин. Ступінь перетворенняречовини – відношення кількості речовини у рівноважній суміші до вихідної кількості цієї речовини.

Механізми перебігу хімічних перетворень та його швидкості вивчає хімічна кінетика. Хімічні процеси протікають у часі з різними швидкостями. Якісь відбуваються швидко, майже миттєво, для протікання інших потрібний досить тривалий час.

Вконтакте

Швидкість реакції- швидкість, з якою витрачаються реагенти (їх концентрація зменшується) або утворюються продукти реакції в одиниці обсягу.

Чинники, здатні впливати на швидкість хімічної реакції

На те, наскільки швидко відбуватиметься хімічна взаємодія, можуть вплинути такі фактори:

концентрація речовин;
природа реагентів;
температура;
присутність каталізатора;
тиск (для реакцій у газовому середовищі).

Таким чином, змінюючи певні умови протікання хімічного процесу, можна вплинути на те, наскільки швидко протікатиме процес.

У процесі хімічної взаємодії частки реагуючих речовин стикаються одна з одною. Кількість таких збігів пропорційно числу частинок речовин в обсязі суміші, що реагує, а значить і пропорційно молярним концентраціям реагентів.

Закон чинних масвизначає залежність швидкості реакції від молярних концентрацій речовин, які у взаємодію.

Для елементарної реакції (А + В → …) цей закон виражається формулою:

υ = k · З A · З B,

де k – константа швидкості; A і B - молярні концентрації реагентів, А і В.

Якщо одна з реагуючих речовин знаходиться в твердому стані, то взаємодія відбувається на поверхні розділу фаз, у зв'язку з цим концентрація твердої речовини не включається до рівняння кінетичного закону мас, що діють. Для розуміння фізичного сенсу константи швидкості, необхідно прийняти З, А і С рівними 1. Тоді стає зрозуміло, що константа швидкості дорівнює швидкості реакції при концентраціях реагентів, рівних одиниці.

Природа реагентів

Так як у процесі взаємодії руйнуються хімічні зв'язки реагуючих речовин і утворюються нові зв'язки продуктів реакції, то велику роль відіграватиме характер зв'язків, що беруть участь у реакції сполук та будову молекул реагуючих речовин.

Площа поверхні дотику реагентів

Така характеристика, як площа поверхні зіткнення твердих реагентів, на протікання реакції впливає часом досить значно. Подрібнення твердої речовини дозволяє збільшити площу поверхні дотику реагентів, а отже, і прискорити перебіг процесу. Площа дотику розчинних речовин легко збільшується розчиненням речовини.

Температура реакції

При збільшенні температури енергія часток, що стикаються, зросте, очевидно, що зі зростанням температури і сам хімічний процес прискорюватиметься. Наочним прикладом того, як збільшення температури впливає на процес взаємодії речовин, можна вважати наведені в таблиці дані.

Таблиця 1. Вплив зміни температури на швидкість утворення води (Про 2+2Н2 →2Н2О)

Для кількісного опису того, як температура може впливати на швидкість взаємодії речовин, використовують правило Вант-Гоффа. Правило Вант-Гоффа полягає в тому, що при підвищенні температури на 10 градусів відбувається прискорення в 2-4 рази.

Математична формула, що описує правило Вант-Гоффа, виглядає так:

Де γ – температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції (γ = 2-4).

Але набагато точніше описує температурну залежність константи швидкості рівняння Арреніуса:

Де R - універсальна газова стала, А - множник, який визначається видом реакції, Е, А - енергія активації.

Енергією активації називають таку енергію, яку має придбати молекула, щоб відбулося хімічне перетворення. Тобто вона є якимось енергетичним бар'єром, який необхідно буде подолати молекулам, що стикаються в реакційному обсязі, для перерозподілу зв'язків.

Енергія активації залежить від зовнішніх чинників, а залежить від природи речовини. Значення енергії активації до 40 - 50 кДж/моль дозволяє речовинам реагувати одне з одним досить активно. Якщо ж енергія активації перевищує 120 кДж/моль, то речовини (за нормальних температур) будуть реагувати дуже повільно. Зміна температури призводить до зміни кількості активних молекул, тобто молекул, що досягли енергії більшої, ніж енергія активації, а отже, здатних до хімічних перетворень.

Дія каталізатора

Каталізатором називають речовину, здатну прискорювати процес, але не входить до складу його продуктів. Каталіз (прискорення перебігу хімічного перетворення) поділяють на гомогений, гетерогенний. Якщо реагенти і каталізатор перебувають у однакових агрегатних станах, то каталіз називають гомогенным, якщо різних, то гетерогенним. Механізми дії каталізаторів різноманітні та досить складні. Крім того, слід зазначити, що для каталізаторів характерна вибірковість дії. Тобто той самий каталізатор, прискорюючи одну реакцію, може не змінювати швидкість інший.

Тиск

Якщо у перетворенні беруть участь газоподібні речовини, то на швидкість перебігу процесу впливатиме зміна тиску в системі . Це відбувається тому, Що для газоподібних реагентів зміна тиску призводить до зміни концентрації.

Експериментальне визначення швидкості хімічної реакції

Визначити швидкість протікання хімічного перетворення експериментально можна, отримавши дані про те, як в одиницю часу змінюється концентрація речовин, що вступають у реакцію, або продуктів. Методи отримання таких даних поділяють на

хімічні,
фізико-хімічні.

Хімічні методи досить прості, доступні та точні. З їхньою допомогою швидкість визначають, безпосередньо заміряючи концентрацію чи кількість речовини реагентів чи продуктів. У разі повільної реакції для контролю за тим, як витрачається реагент відбирають проби. Після чого визначають вміст пробі реагенту. Здійснюючи відбір проб через рівні проміжки часу можна отримати дані про зміну кількості речовини в процесі взаємодії. Найчастіше використовують такі види аналізу, як титриметрія та гравіметрія.

Якщо реакція протікає швидко, щоб відібрати пробу, її доводиться зупиняти. Це можна зробити за допомогою охолодження, різкого видалення каталізатора, Також можна зробити розведення або перевести один з реагентів на не реакційний стан.

Методи фізико-хімічного аналізу у сучасній експериментальній кінетиці використовуються частіше, ніж хімічні. З їхньою допомогою можна спостерігати зміна концентрацій речовин у реальному часі. При цьому реакцію немає необхідності зупиняти та відбирати проби.

Фізико-хімічні методи ґрунтуються на вимірі фізичної властивості, яка залежить від кількісного вмісту в системі певної сполуки і змінюється з часом. Наприклад, якщо реакції беруть участь гази, то такою властивістю може бути тиск. Також вимірюють електропровідність, показник заломлення, спектри поглинання речовин.

У попередніх розділах розглянуті окремі аспекти кінетики, а тепер настав час підбити загальні підсумки: від чого залежать швидкості реакцій і як можна ними управляти.

(а) Природа та стан реагентів. Це питання досі явно не обговорювалося, але неявно ми його торкалися постійно. Речовина молекулярна чи немолекулярна? Це багато в чому визначає, чи буде реакція гомо-або гетерогенної. Порівняйте активність оксидів вуглецю і кремнію: коли в розчин лугу потрапляє СО 2 , в контакті з іонами OH- виявляється кожна молекула, а у SiO 2 у тій же ситуації з лугом контактує тільки поверхня кристала або скла, де знаходиться лише нікчемна частина речовини, тому швидкість реакції незрівнянно менша. Яка міцність зв'язку? Вона впливає енергію активації. Окисна активність атомів кисню набагато вища, ніж атомів хлору, але в молекулі кисню зв'язок набагато міцніший, тому він менш активний. Яка полярність зв'язків? Це впливає на взаємну орієнтацію молекул та механізм розриву зв'язку. Яка геометрія структури? Чи сприятлива вона для реакції? Вона може впливати і частотний множник, і енергію активації.

Під станом реагентів мається на увазі: знаходяться вони у вигляді самостійної фази або в розчині, яка природа розчинника: HCl (газ), HCl (водний) і HCl (в бензолі) - це три різні речовини; для твердих речовин – дефектність структури, стан поверхні, наявність там домішок.

(б) Температура. Впливає відповідно до рівняння Арреніуса, але треба враховувати як початкову температуру, а й її зміна внаслідок реакції (див. нижче п. ж).
(в) Присутність «сторонніх» речовин, що не беруть участь у сумарному рівнянні реакції. Вони можуть бути каталізаторами, інгібіторами, ініціаторами, інертними сторонніми частинками, що полегшують обрив ланцюгової реакції, каталітичними отрутами, тобто. речовинами, які взаємодіють із каталізаторами та позбавляють його активності. У гетерогенних процесах вони впливають на дефектність реагентів і продуктів і швидкість дифузії через шар продукту (як іони хрому в оксиді заліза). Розчинник також впливає на стан реагентів, але це має бути враховано у записі рівняння (див. п. а).
(г) Природа продуктів. Продукт може бути каталізатором. Для гетерогенних реакцій вирішальне значення має те, чи не закриває продукт поверхню контакту і чи можлива через нього дифузія. У реакціях, що лімітуються зародком освітою, визначальну роль відіграє енергія активації утворення першого мікрокристалу продукту.
(д) Концентрація реагентів. Істотна лише там, де є розчини, впливає згідно із законом дії мас, але не треба забувати про її зміну у часі, а для гетерогенних реакцій – і у просторі.
(е) Площа контакту фаз. Істотна лише гетерогенних реакцій, у своїй слід пам'ятати про можливе її закриття продуктами реакції.
(е) Вплив нетеплових форм енергії. На хімічні реакції можуть впливати опромінення світлом або ультрафіолетовими (УФ) або рентгенівськими променями (їх вивчає фотохімія), радіоактивне опромінення (радіаційна хімія), електричний розряд у газах (плазмохімія), пропускання струму через електроліт (електрохімія), механічний вплив: (механохімія). Їхній вплив може бути двоякий.
1) Прискорення мимовільних процесів. Наприклад, ланцюгову реакцію водню з хлором можна викликати і освітленням, нагріванням без освітлення, і електричним розрядом; взаємодія оксидів кальцію та кремнію при нагріванні йде мимовільно, а перетирання суміші лише прискорює процес, руйнуючи прошарки продукту та створюючи дефекти структури.

Фотохімія цікава тим, що дозволяє вибірково активувати один із кількох паралельних процесів. Для цього використовують кванти, енергія яких h точно відповідає енергії дисоціації або порушення певних молекул або певних ділянок молекул. Тоді інші молекули чи інші ділянки не активуються. Нагрівання та перетирання активують усі речовини без розбору.

2) Здійснення процесів, які мимоволі не йдуть. Тоді енергія від зовнішнього джерела витрачається підвищення енергії Гіббса G. Наприклад, реакція 3О 2 = 2О 3 може мимовільно йти тільки у зворотному напрямку. Але за рахунок енергії опромінення або електричного розряду можна викликати дисоціацію молекули кисню О 2 2О, а після цього реакція О + О 2 О 3 вже йде сама.

Аналогічно розкладання води електролізом: 2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 йде мимоволі, лише рахунок електроенергії від зовнішнього джерела.

Можливість або неможливість таких реакцій визначається якістю енергії, що підводиться: якщо енергія кванта (або напруга на електролізері) менше необхідної величини - реакція не йде, незалежно від кількості квантів або сили струму. Швидкість таких реакцій визначається швидкістю підведення енергії: у фотохімії – числом квантів за одиницю часу, при електролізі – силою струму. Крім того, при електролізі важливі матеріал електрода, який може надавати каталітичну дію (вибірково прискорювати один з декількох процесів або гальмувати інші), та швидкість дифузії в електроліті. Можна, наприклад, підібрати такі умови, що при електролізі розчину сірчаної кислоти відбуватиметься процес 2H 2 SO 4 = H 2 + H 2 S 2 O 8 хоча термодинамічно вигідніше розкладання води.

(ж) Маса реагентів, розмір та форма судини, якість теплоізоляції. Форма та розмір судини сильно впливають на кінетику ланцюгових реакцій, т.к. на стінках відбувається урвища ланцюга. Якщо реакція екзотермічна, то дуже важливо, чи встигає тепло розсіюватися в навколишнє середовище або веде до нагрівання реакційної системи. В останньому випадку (велика маса та хороша теплоізоляція) процес йде із саморозігрівом та самоприскоренням. Від розігріву реакція прискорюється, а від цього виділяється ще більше енергії, температура ще більше підвищується і т.д. Одиночне пшеничне зерно практично не окислюється, а велика купа зерна часто самозаймається. Тому, при зберіганні в елеваторах зерно постійно провітрюють повітрям.

Подібне спостерігається і при каталітичному розкладі пероксиду водню. Спочатку реакція йде не дуже швидко, але при цьому розчин нагрівається і швидкість реакції різко зростає.

(3) Тиск. Для реакцій за участю газів зміна тиску зводиться до зміни концентрації (див. п. д) відповідно до рівня стану газу. Для систем без газів воно малоістотне, але у твердофазних процесах може покращувати контакт частинок і тим самим прискорювати реакцію.

Для реакції аА + bВ = сС + dD математичний вираз закону діючих мас має вигляд:

υ =k·[А] а ·[ В] bабо υ =k·С А а ·С В b,

υ 2 = υ 1 · γ ∆ t/10

Залежність константи швидкості реакції від температури виражається рівнянням Арреніуса (1889):

k = A · е – Е/RT

Нехай речовина A реагує з речовиною B, утворюючи сполуку AB:

Реакція протікає із незначною швидкістю. При додаванні каталізатора Kпротікають реакції: A + K = AK та AK + B = AB + K .

Склавши ці два рівняння, отримаємо: A + B = AB.

з каталізатором NO 2: SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO, NO + 0,5 O2 = NO 2 .

Розділи: Хімія

Мета: Актуалізувати та поглибити знання про швидкість хімічної реакції, залежність швидкості гомогенних та гетерогенних реакцій від різних факторів.

Обладнання: Розчини Na 2 S 2 O 3 (0,25н.), H 2 SO 4 (2н), секундомір, дві бюретки, дистильована вода, колба з концентрованим водним розчинам аміаку, платинова дріт, дві пробірки з розчином H Cl. Шматок гранульованого олова, шматочок цинку, секундомір.

I Етап уроку – вступний.

Вчитель повідомляє тему уроку, роз'яснює його мету та пропонує учням кілька питань до обговорення:

Що називається швидкістю у механіки?
Наведіть приклади хімічних реакцій із різною швидкістю.
Навіщо слід вивчати швидкість, з якою протікають хімічні явища?

ІІ Етап уроку - Пояснення нового матеріалу.

Вчення про швидкості та механізми хімічної реакції називається хімічною кінетикою. Швидкість хімічних реакцій змінюється у межах. Одні реакції відбуваються практично миттєво, наприклад, взаємодія водню з киснем при нагріванні. Повільно утворюється іржа на металевих предметах, продукти корозії на металах.

При цьому не можна, звичайно, обмежуватися суто якісними міркуваннями про “швидкі” та “повільні” реакції. Необхідна кількісна характеристика такого важливого поняття, як швидкість хімічної реакції (V x. P.)

Швидкість хімічної реакції – зміна концентрації однієї з реагуючих речовин у одиницю часу

C (моль/л) – концентрація речовин,

t (с) - час, V. x. p (моль/л) – швидкість хімічної реакції.

Розглядаючи кінетику хімічних реакцій, слід пам'ятати, що взаємодії залежить від агрегатного стану продуктів і реагентів. Продукти та реагенти, разом узяті, утворюють так звану фізико-хімічну систему.Сукупність однорідних частин системи, що мають однакові хімічні склади і властивості і відокремлені від інших частин системи поверхнею розділу, називають фазою. Наприклад, у склянці з водою внесли кристали кухонної солі, то у перший момент утворюється двофазна система, яка перетвориться на однофазну після розчинення солі. Суміші газів за нормальних умов однофазні (вода та спирт) або багатофазні (вода та бензол, вода та ртуть). Системи, що складаються з однієї фази, називається гомогенні, А системи, що містять кілька фаз - гетерогенними.Відповідно до цього в хімії введено поняття про гомогенніі гетерогеннихреакцій. Реакція називають гомогенною, якщо реагенти та продукти становлять одну фазу:

HCI+NaOH=NaCL+H2O

При гетерогенній реакції реагенти та продукти знаходяться у різних фазах:

Zn+2HCL=ZnCL2+H2

У разі, як реагенти, і продукти становлять різні фази (Zn твердий, ZnCL2 перебуває у розчині, а H2 – газ).

Якщо реакція протікає між речовинами в гетерогенній системі, то речовини, що реагують, стикаються між собою не по всьому об'єму, а тільки на поверхні. У зв'язку з цим визначення швидкості гетерогенної реакції:

Швидкість гетерогенної реакції визначається кількістю молей речовин у результаті реакції в одиницю часу на одиниці поверхні

- Зміна кількості речовини (реагенту або продукту), моль.

- Інтервал часу - с, хв.

Чинники, що впливають швидкість реакції

1. Природа реагуючих речовин. Вчитель показує досвід:

У дві пробірки наливають 1 мл розчину HCL. В одну опускаємо шматочок гранульованого олова, в іншу – шматочок цинку такого ж розміру. Учні порівнюють інтенсивність виділення бульбашок газу, становлять рівняння взаємодії HCL з цинком та оловом, роблять висновок про вплив природи реагуючих речовин на швидкість реакції.

2. Концентрація реагуючих речовин.

Досвід – Взаємодія тіосульфату натрію із сірчаною кислотою.

а) Провести спочатку якісний досвід. Для цього в пробірку налити 1 мл розчину сірчаної натрію тіосульфату і додати натрію і додати 1-2 краплі розчину сірчаної кислоти. Відзначити появи через деякий час опалесценції та подальше помутніння розчину від утворення вільної сірки:

Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2 + S +H2O

Час, що проходить від зливання розчину до помітного помутніння, залежить від швидкості реакції.

б) У три пронумеровані пробірки налити з бюретки 0,25 н. розчин тіосульфату натрію: у першу – 1 мл, у другу – 2 мл, у третю – 3 мл. До вмісту першої пробірки долити з бюретки 2 мл води, до другої – 1 мл води. Таким чином, умовна концентрація буде: у пробірки №1 – С; у пробірки № 2 – 2С; у пробірки № 3 – 3С.

У пробірку № 1 з розчином тіосульфату натрію додати 1 краплю розчину сірчаної кислоти, струсити її для перемішування вмісту та включити секундомір. Відзначити час від зливу розчинів до помітної появи опалесценції.

Досвід повторити з пробірками № 2 та № 3, додати також по 1 краплі розчину сірчаної кислоти та визначаючи час протікання реакції.

Після проведення досвіду вчитель на дошці будує графік залежності швидкості реакції концентрації реагуючих речовин, де на осі абсцис відкладає умовну концентрацію розчину тіосульфату натрію, на осі ординат умовну швидкість реакції. (Графік можна підготувати заздалегідь).

Учні аналізують графік та роблять висновки про залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Вплив концентрації реагентів на швидкість хімічної взаємодії виражається основним законом хімічної кінетики.

Швидкість хімічних реакцій, що протікають в однорідному середовищі при постійній температурі, прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, зведених у ступені їх стехіометричних коефіцієнтів

= k[A] n [B] m

Це рівняння – кінетичне рівняння швидкості. [ A], [B] (моль/л) – концентрації вихідних речовин; n, m- Коефіцієнти в рівнянні реакції; k –константа швидкості.

Фізичний зміст константи швидкості ( k):

якщо [ A] = [B] = 1 моль/л => = k 1 n 1m. ,тобто. = k. Це швидкість цієї реакції у стандартних умовах.

№ 1. 2Н 2 (г) + О 2 (г) -> 2Н 2 О (г)

= k 2

Як зміниться швидкість цієї реакції, якщо концентрацію кожної з вихідних речовин збільшити у 2 рази?

1 = k(2) 2 (2);

2 та 2 – нові концентрації вихідних речовин.

1 = k 4 2 2

1 = 8k 2 .

Порівняємо з рівнянням (1) – швидкість збільшилася у 8 разів.

№ 2. 2Сu (тв.) + Про 2 (г) 2СuO (тв.)

= k 2 однак концентрація твердої речовини виключається з рівняння - її неможливо змінити - постійна величина.

Cu (тв.) => [Сu] = const

= k,

3. Температура.

Великий вплив на швидкість хімічних реакцій надає температура

Вант-Гофф сформулював правило: п звишення температури на кожні 10 про З призводить до збільшення швидкості реакції в 2-4 рази (цю величину називають температурним коефіцієнтом реакції).

При підвищенні температури середня швидкість молекул, їх енергія, кількість зіткнень збільшуються незначно, зате різко підвищується частка “активних” молекул, що у ефективних зіткненнях, долають енергетичний бар'єр реакції.

Математична ця залежність виражається співвідношенням

де? t2, ? t1 – швидкості реакції відповідно при кінцевій t 2 t 1 температурах, а – температурний коефіцієнт швидкості реакції з підвищенням температури на кожні 10 про С.

Приклади: у скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції при t про: 50 -> 100 про, якщо = 2?

2 = 1 2 100 –50 10 ; 2 = 1 2 5

тобто швидкість хімічної реакції збільшиться у 32 рази.

4. Каталізатор

Один з найефективніших засобів впливу на швидкість хімічних реакцій – використання каталізаторів. Як ви вже знаєте зі шкільного курсу хімії, каталізатори- Це речовини, які змінюють швидкість реакції, а самі до кінця процесу залишаються незмінними як за складом, так і за масою. Інакше кажучи, в момент самої реакції каталізатор бере активну участь у хімічному процесі, як і реагенти, але до кінця реакції між ними виникає принципова відмінність: реагенти змінюють свій хімічний склад, перетворюючись на продукти, а каталізатор виділяється в початковому вигляді.

Найчастіше роль каталізатора полягає у збільшенні швидкості реакції, хоча деякі каталізатори не прискорюють, а уповільнюють процес. Явище прискорення хімічних реакцій завдяки присутності каталізаторів має назву каталіза,а уповільнення – інгібування.

Каталіз – дуже важливий розділ хімії та хімічної технології. З деякими каталізаторами ви знайомилися, вивчаючи хімію азоту та сірки. Вчитель демонструє досвід.

Якщо відкриту, містить концентрований водний розчин аміаку колбу помістити попередньо нагрітий платиновий дріт, вона розжарюється і тривалий час перебуває у стані червоного гартування. Але де тоді береться енергія, що підтримує високу температуру платини? Все просто пояснюється. У присутності платини аміак взаємодіє з киснем повітря, реакція є дуже екзотермічною (Н-900 кДж):

4NH 3(Г) + 5O 2 =4NO (Г) +6H 2 O (Г)

Поки йде реакція, ініційована платиною, теплота, що виділяється, підтримує високу температуру каталізатора.

ІІІ Етап уроку – Закріплення матеріалу

Розрахункові завдання

У двох однакових судинах за 10 с отримали: у першому – 22,4 л Н 2 . Де швидкість хімічної реакції більша? Скільки разів?
За 10 с концентрація вихідної речовини змінилася від 1 моль/л. до 0,5 моль/л. Обчислити середню швидкість цієї реакції.
Чому дорівнює температурний коефіцієнт реакції, якщо при t про: 30 -> 60 про швидкість реакції збільшилася в 64 рази?

IV Етап уроку – Домашні завдання

Завдання 1

У скільки разів зросте швидкість реакції взаємодії оксиду вуглецю (II) із киснем, якщо концентрації вихідних речовин збільшити утричі?

Завдання 2

У скільки разів зросте швидкість хімічної реакції при підвищенні температури на 40 о С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3?

Завдання 3

Теорія (за конспектом)

Список літератури

Горський М.В. Навчання основи загальної хімії - М.: Просвітництво, 1991р.
Дорофєєв А.М., Федотова М.І. Практикум з неорганічної хімії. Л.: Хімія, 1990р.
Третьяков Ю., Метлін Ю.Г. Основи загальної хімії. - М.: Просвітництво, 1985р.
Ульянова Г.М. Хімія 11 клас Санкт - Петербург "Паритет", 2002р.
Макареня А.А. Повторимо хімію - М.: "Вища школа" 1993р.
Варламова Т.М., Кракова А.І. Загальна та неорганічна хімія: Базовий курс. - М.: Рольф, 2000р.