Кинетика – наука о скоростях химических реакций.

Скорость химической реакции – число элементарных актов химического взаимодействия, протекающих в единицу времени в единицу объема (гомогенные) или на единице поверхности (гетерогенные).

Истинная скорость реакции:

Для гомогенных, гетерогенных реакций:

1) концентрация реагирующих веществ;

2) температура;

3) катализатор;

4) ингибитор.

Только для гетерогенных:

1) скорость подвода реагирующих веществ к поверхности раздела фаз;

2) площадь поверхности.

Главный фактор – природа реагирующих веществ – характер связи между атомами в молекулах реагентов.

NO 2 – оксид азота (IV) – лисий хвост, СО – угарный газ, монооксид углерода.

Если их окислить кислородом, то в первом случае реакция пойдет мгновенно, стоит приоткрыть пробку сосуда, во втором случае реакция растянута во времени.

Концентрация реагирующих веществ будет рассмотрена ниже.

Голубая опалесценция свидетельствует о моменте выпадения серы, чем выше концентрация, тем скорость выше.

Рис. 10

Чем больше концентрации Na 2 S 2 O 3 , тем меньше времени идет реакция. На графике (рис. 10) изображена прямо пропорциональная зависимость. Количественная зависимость скорости реакции от концент-рации реагирующих веществ выражается ЗДМ (законом действующих масс), который гласит: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Итак, основным законом кинетики является установленный опытным путем закон: скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ, пример: (т.е. для реакции)

Для этой реакции Н 2 + J 2 = 2НJ – скорость можно выразить через изменение концентрации любого из веществ. Если реакция протекает слева направо, то концентрация Н 2 и J 2 будет уменьшаться, концентрация НJ – увеличиваться по ходу реакции. Для мгновенной скорости реакций можно записать выражение:

квадратными скобками обозначается концентрация.

Физический смысл k– молекулы находятся в непрерывном движении, сталкиваются, разлетаются, ударяются о стенки сосуда. Для того, чтобы произошла химическая реакция образования НJ, молекулам Н 2 и J 2 надо столкнуться. Число же таких столкновений будет тем больше, чем больше молекул H 2 и J 2 содержится в объеме, т. е. тем больше будут величины [Н 2 ] и . Но молекулы движутся с разными скоростями, и суммарная кинетическая энергия двух сталкивающихся молекул будет различной. Если столкнутся самые быстрые молекулы Н 2 и J 2 , энергия их может быть такой большой, что молекулы разобьются на атомы йода и водорода, разлетающиеся и взаимодействующие затем с другими молекулами Н 2 + J 2 > 2H+2J, далее будет H + J 2 > HJ + J. Если энергия сталкивающихся молекул меньше, но достаточно велика для ослабления связей H – H и J – J, произойдет реакция образования йодоводорода:

У большинства же сталкивающихся молекул энергия меньше необходимой для ослабления связей в Н 2 и J 2 . Такие молекулы «тихо» столкнутся и также «тихо» разойдутся, оставшись тем, чем они были, Н 2 и J 2 . Таким образом, не все, а лишь часть столкновений приводит к химической реакции. Коэффициент пропорциональности (k) показывает число результативных, приводящих к реакции соударений при концентрациях [Н 2 ] = = 1моль. Величина k– const скорости . Как же скорость может быть постоянной? Да, скоростью равномерного прямолинейного движения называют постоянную векторную величину, равную отношению перемещения тела за любой промежуток времени к значению этого промежутка. Но молекулы движутся хаотически, тогда как же может быть скорость – const? Но постоянная скорость может быть только при постоянной температуре. С ростом температуры увеличивается доля быстрых молекул, столкновения которых приводят к реакции, т. е. увеличивается константа скорости. Но увеличение константы скорости не безгранично. При какой-то температуре энергия молекул станет столь большой, что практически все соударения реагентов будут результативными. При столкновении двух быстрых молекул будет происходить обратная реакция.

Настанет такой момент, когда скорости образования 2НJ из Н 2 и J 2 и разложения будут равны, но это уже химическое равновесие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ можно проследить, пользуясь традиционной реакцией взаимодействия раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3 , (1)

H 2 S 2 O 3 = Sv+H 2 O+SO 2 ^. (2)

Реакция (1) протекает практически мгновенно. Скорость реакции (2) зависит при постоянной температуре от концентрации реагирующего вещества H 2 S 2 O 3 . Именно эту реакцию мы наблюдали – в этом случае скорость измеряется временем от начала сливания растворов до появления опалесценции. В статье Л. М. Кузнецовой описана реакция взаимодействия тиосульфата натрия с соляной кислотой. Она пишет, что при сливании растворов происходит опалесценция (помутнение). Но данное утверждение Л. М. Кузнецовой ошибочно так как опалесценция и помутнение – это разные вещи. Опалесценция (от опал и латинского escentia – суффикс, означающий слабое действие) – рассеяние света мутными средами, обусловленное их оптической неоднородностью. Рассеяние света – отклонение световых лучей, распространяющихся в среде во все стороны от первоначального направления. Коллоидные частицы способны рассеивать свет (эффект Тиндаля – Фарадея) – этим объясняется опалесценция, легкая мутноватость коллоидного раствора. При проведении этого опыта надо учитывать голубую опалесценцию, а затем коагуляцию коллоидной суспензии серы. Одинаковую плотность суспензии отмечают по видимому исчезновению какого-либо рисунка (например, сетки на дне стаканчика), наблюдаемого сверху через слой раствора. Время отсчитывают по секундомеру с момента сливания.

Растворы Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O и H 2 SO 4 .

Первый готовят путем растворения 7,5 г соли в 100 мл H 2 O, что соответствует 0,3 М концентрации. Для приготовления раствора H 2 SO 4 той же концентрации отмерить надо 1,8 мл H 2 SO 4 (к), ? = = 1,84 г/см 3 и растворить ее в 120 мл H 2 O. Приготовленный раствор Na 2 S 2 O 3 разлить в три стакана: в первый – 60 мл, во второй – 30 мл, в третий – 10 мл. Во второй стакан добавить 30 мл H 2 O дистиллированной, а в третий – 50 мл. Таким образом, во всех трех стаканах окажется по 60 мл жидкости, но в первом концентрация соли условно = 1, во втором – Ѕ, а в третьем – 1/6. После того, как будут подготовлены растворы, в первый стакан с раствором соли прилейте 60 мл раствора H 2 SO 4 и включите секундомер, и т. д. Учитывая, что скорость реакции падает с разбавлением раствора Na 2 S 2 O 3 , ее можно определить как величину, обратно пропорциональную времени v = 1/? и построить график, отложив на оси абсцисс концентрацию, а на оси ординат – скорость реакции. Из этого вывод – скорость реакции зависит от концентрации веществ. Полученные данные занесены в таблицу 3. Можно этот опыт выполнить с помощью бюреток, но это требует от выполняющего большой практики, потому что график бывает неправильным.

Таблица 3

Скорость и время реакции

Подтверждается закон Гульдберга-Вааге – профессора химии Гульдерга и молодого ученого Вааге).

Рассмотрим следующий фактор – температуру.

При увеличении температуры скорость большинства химических реакций повышается. Эта зависимость описана правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на каждые 10 °C скорость химических реакций увеличивается в 2 – 4 раза».

где ? – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °C;

v 1 – скорость реакции при температуре t 1 ;

v 2 – скорость реакции при температуре t 2 .

Например, реакция при 50 °С протекает за две минуты, за сколько времени закончится процесс при 70 °С, если температурный коэффициент ? = 2?

t 1 = 120 с = 2 мин; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °С.

Даже небольшое повышение температуры вызывает резкое увеличение скорости реакции активных соударений молекулы. Согласно теории активации, в процессе участвуют только те молекулы, энергия которых больше средней энергии молекул на определенную величину. Эта избыточная энергия – энергия активации. Физический смысл ее – это та энергия, которая необходима для активного столкновения молекул (перестройки орбиталей). Число активных частиц, а следовательно, скорость реакции возрастает с температурой по экспоненциальному закону, согласно уравнению Аррениуса, отражающему зависимость константы скорости от температуры

где А – коэффициент пропорциональности Аррениуса;

k– постоянная Больцмана;

Е А – энергия активации;

R – газовая постоянная;

Т– температура.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость реакции, которое само при этом не расходуется.

Катализ – явление изменения скорости реакции в присутствии катализатора. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный – если реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии. Гетерогенный – если реагенты и катализатор в различных агрегатных состояниях. Про катализ см. отдельно (дальше).

Ингибитор – вещество, замедляющее скорость реакции.

Следующий фактор – площадь поверхности. Чем больше поверхность реагирующего вещества, тем больше скорость. Рассмотрим на примере влияние степени дисперсности на скорость реакции.

CaCO 3 – мрамор. Плиточный мрамор опустим в соляную кислоту HCl, подождем пять минут, он растворится полностью.

Порошкообразный мрамор – с ним проделаем ту же процедуру, он растворился через тридцать секунд.

Уравнение обоих процессов одинаково.

CaCO 3 (тв) + HCl(г) = CaCl 2 (тв) + H 2 O(ж) + CO 2 (г) ^.

Итак, при добавлении порошкообразного мрамора время меньше, чем при добавлении плиточного мрамора, при одинаковой массе.

С увеличением поверхности раздела фаз скорость гетерогенных реакций увеличивается.

Существует область в физической химии, которая занимается анализом скорости химических процессов, определением условий, воздействующих на увеличение или снижение скорости. Это направление называется химическая кинетика. Данная область науки изучает механизмы проведения и термодинамические особенности процессов. Полученные знания используются в научных целях, при производстве химических веществ, когда важно контролировать взаимодействие ингредиентов в реакторах.

Под термином «скорость реакции» подразумевают эквивалентное изменение концентраций ингредиентов, участвующих в реакции, за обозначенную временную единицу. Для расчетов скорости предназначена специальная формула: ᴠ = ±C/t.

Единица измерения скорости – моль/л*с при проведении гомогенного процесса, когда реагирует весь объем. Для многостадийной реакции, когда есть четко обозначенные фазы, применяют другую единицу измерения – моль/м2*с.

Разноскоростные химические процессы

Химические компоненты могут взаимодействовать между собой с разной скоростью. К примеру, сталактиты формируются в результате нарастания карбоната кальция. Скорость роста образования – полмиллиметра за 100 лет. Так же медленно проходят другие биохимические реакции. Довольно низкой скоростью отличаются процессы синтеза белка и коррозия металлов.

Быстрее проходят другие процессы, для завершения которых требуется один или несколько часов. К таким реакциям относится приготовление пищи, когда происходит разложение и преобразование соединений, имеющихся в продуктах питания.

На протяжении определенного промежутка времени следует нагревать реакционный состав, который используется для синтеза некоторых полимеров.

К быстрым химическим реакциям следует отнести нейтрализацию, контактирование разбавленной уксусной кислоты с обычной пищевой содой, в результате чего выделяется углекислый газ. В перечень можно добавить реакцию натриевых солей с нитратом бария, по завершении которой в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария.

Важно! Существует огромное количество химических процессов, которые протекают очень быстро и завершаются взрывом. Яркий пример – соединение калия и воды.

Факторы, влияющие на скорость реакции

Соединяя химические вещества, получают реакцию, которая в разных условиях протекает с различной скоростью. К примеру, при комбинации водорода и кислорода в газовом состоянии смесь долгое время находится в бездействии, но если емкость встряхнуть либо ударить, то реакция закончится взрывом.

В связи с такими особенностями специалисты химической кинетики выделили ряд факторов, имеющих способность повлиять на быстроту прохождения химической реакции.

Среди таких условий различают:

• природные свойства реагирующих компонентов;
• концентрация реагентов;
• температурные перепады;
• применение катализатора;
• скачки давления (при использовании газообразных компонентов);
• площадь взаимодействия веществ.

Природные свойства реагентов

Большая разница в скоростях химреакций обусловлена разными коэффициентами энергии активации – лишнего объема энергии, количество которого превышает средние значения, необходимые частицам для соударения и осуществления взаимодействия. Параметр имеет свою единицу измерения кДж/моль. Эти значения варьируются от 50 до 250.

При избытке энергии в количестве 150 кДж/моль в нормальных условиях реакция не протекает. Объем выделенной энергии израсходуется на предотвращение отталкивания молекул, минимизацию связей внутри вещества. От активационной энергии зависит прочность химсвязей в ингредиентах. Значение энергии отображает активность реакции:

• менее 40 – взаимодействие проходит быстро, все удары молекул заканчиваются реакцией;
• больше 40, но меньше 120 – средняя скорость, только половина столкновений являются эффективными;
• более 120 – медленное взаимодействие, поскольку незначительная часть соударений частиц заканчивается реакцией.

Концентрация веществ

Количество молекул в единице объема воздействует на быстроту взаимодействия. Процесс подпадает под закон действующих масс. Закон применяется для простейших реакций, проходящих за одну стадию. Также подходит для многоэтапных реакций, когда процесс происходит на конкретной стадии.

Скорость химпроцесса с учетом условия закона определяется формулой V=k·[A]a·[B]b. В математическом уравнении a и b выступают в роли стехиометрических коэффициентов, [A] и [B] – это концентрации реагентов, k является константой скорости.

Значение скорости отображает идентичный коэффициент, если концентрации реагирующих ингредиентов равны единице. Для корректных расчетов с использованием формулы нужно брать во внимание агрегатное состояние компонентов. Концентрация твердого ингредиента равна единице, поэтому в уравнение не входит, так как во время реакции она не меняется.

Для определения коэффициента скорости в формулу включают исключительно компоненты жидкого и газообразного состояния.

Температурный режим

Течение химреакции зависит также от температурных условий. Опытным путем выявлено, что активность некоторых химических процессов увеличивается в несколько раз, если температуру поднять минимум на 10 градусов. Следующие 10 градусов также провоцируют увеличение активности в 2–4 раза.

К сожалению, не изучен механизм воздействия температуры на быстроту отдельно взятой реакции. Также не определен перечень закономерностей. Можно предположить с точки зрения логики, что рост температуры способствует усилению хаотического движения молекул и атомов, в результате чего количество их столкновений значительно возрастает.

Однако от этой особенности воздействия не увеличивается эффективность соударения частиц, ведь главным катализатором этого процесса является энергия активации. Также для эффективности взаимодействия молекул необходимо их пространственное соответствие.

Применение катализаторов

Активность реакции в химии изучает также и другое направление, которое называется катализ. Его задача – выяснить, как и по какому алгоритму небольшие объемы обозначенных веществ увеличивают скорость отзыва реагентов. Такими веществами называют катализаторы. Причем сам катализатор, ускоряя реакцию, практически не расходуется.

Ускорители способны изменить механизм химического процесса и спровоцировать образование таких переходных состояний вещества, которые имеют более низкий энергетический барьер. Катализатор может сократить энергию активации, увеличить число результативных столкновений молекул. Если взаимодействие энергетически невозможно, то использование ускорителя бессмысленно.

Площадь контакта компонентов

При смешивании веществ, пребывающих в разных агрегатных состояниях, либо компонентов, которые не способны соединиться в гомогенную смесь, на скорость химреакции в значительной мере влияет площадь взаимодействия ингредиентов.

Это обусловлено протеканием гетерогенной реакции на границе контактирования реагентов. То есть чем шире эта граница, тем большее количество частиц сталкивается и провоцирует быструю реакцию.

Яркие примеры подобных свойств:

• мелкие щепки горят намного активнее, чем целые бревна;
• в жидкости лучше растворяются измельченные твердые вещества, чем целый кусок.

Важно! При измельчении твердого ингредиента происходит произвольное разрушение кристаллической решетки реагента, поэтому реакционные свойства частиц увеличиваются.

Влияние давления

Перепады давления во время реакции могут повлиять на активность, только когда в качестве реагентов применяются газообразные вещества. Высокое давление способствует увеличению количества молекул компонента в единице объема, плотность реагента возрастает. При низком давлении количество частиц уменьшается, следовательно, концентрация снижается.

Скорость химического взаимодействия – это количество и эффективность столкновения молекул реагентов. Этот процесс может происходить быстрее или медленнее, если создать соответствующие условия. На возрастание скорости могут влиять факторы, которые можно в разной степени регулировать:

• температурный режим;
• уровень концентрации реагирующих компонентов;
• увеличение или уменьшение давления;
• преобразование разнородных компонентов в одинаковое агрегатное состояние.

Полезное видео

Подведем итоги

В значительной мере быстрота реагирования веществ зависит от стартовой энергии и геометрических особенностей молекул. Данные два параметра контролировать и корректировать невозможно. Изучение ответных реакций химкомпонентов на воздействие перечисленных факторов имеет большую ценность для многих отраслей промышленности. Данные используются при проведении лабораторных исследований, в фармакологической сфере, металлургии, кулинарии, на атомных предприятиях, при производстве лакокрасочной продукции, полимеров.

Вконтакте

Скорость химической реакции зависит от следу­ющих факторов:

1) Природа реагирующих веществ.

2) Поверхность соприкосновения реагентов.

3) Концентрация реагирующих веществ.

4) Температура.

5) Присутствие катализаторов.

Скорость гетерогенных реакций зависит также от:

а) величины поверхности раздела фаз (с увеличением поверхности раздела фаз скорость гетерогенных реакций увеличивается);

б) скорости подвода реагирующих веществ к поверхно­сти раздела фаз и скорости отвода от нее продуктов реак­ции.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1. Природа реагентов. Большую роль играет харак­тер химических связей в соединениях, строение их молекул. Например, выделение водорода цинком из раствора хлороводородной кислоты происходит значительно быстрее, чем из раствора ук­сусной кислоты, так как полярность связи Н-С1 больше, чем связи О-Н в молекуле СН 3 СООН, иначе говоря, из-за того, что НСl - сильный электролит, а СН 3 СООН - слабый элект­ролит в водном растворе.

2. Поверхность соприкосновения реагентов. Чем больше поверхность соприкосновения реагирующих веществ, тем бы­стрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ мо­жет быть увеличена путем их измельчения, а для раствори­мых веществ - путем их растворения. Реакции в растворах протекают практически мгновенно.

3. Концентрация реагентов. Чтобы произошло взаимо­действие, частицы реагирующих веществ в гомогенной систе­ме должны столкнуться. При увеличении концентрации реагирующих веществ скорость реакций увеличивается. Это объясняется тем, что при увеличении количества вещества в единице объема уве­личивается число столкновений между частицами реагиру­ющих веществ. Число столкновений пропорциональ­но числу частиц реагирующих веществ в объеме реактора, т. е. их молярным концентрациям.

Количественно зависимость скорости реакции от кон­центрации реагирующих веществ выражается законом дей­ствующих масс (Гульдберг и Вааге, Норвегия, 1867 г.): скорость химической реакции пропорциональна произве­дению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции:

aA + bB ↔ cC + dD

скорость реакции в соответствии с законом действующих масс равна:

υ = k· [A ] υ a · [B ] υ b , (9)

где [А] и [В] - концентрации исходных веществ;

k - кон­станта скорости реакции , которая равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ [А] = [В] = 1 моль/л.

Константа скорости реакции зависит от при­роды реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации веществ.

Выражение (9) называется кинетическим урав­нением реакции. В кинетические уравнения входят концен­трации газообразных и растворенных веществ, но не вхо­дят концентрации твердых веществ:

2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г) ; υ = k· 2 · [О 2 ];

СuО (тв.) + Н 2(г) = Сu (тв) + Н 2 О (г) ; υ = k· .

По кинетическим уравнениям можно рассчитывать, как изменяется скорость реакции при изменении концентрации реагирующих веществ.

Влияние катализатора.

5. Температура реакции. Теория активных соударений

Для того чтобы совершился элементарный акт химического взаи­модействия, реагирующие частицы должны столкнуться друг с другом. Однако не каждое столкновение приводит к химическому взаимо­действию. Химическое взаимодействие происходит в том случае, когда частицы при­ближаются на расстояния, при которых возможно перераспределение электронной плотности и возникновение новых химических связей. Взаимодействующие частицы должны обладать энергией, достаточной для преодоления сил отталкивания, возникающих между их электронными оболочками.

Переходное состояние - состояние системы, при котором уравнове­шены разрушение и создание связи. В переходном состоянии система находится в течение небольшого (10 -15 с) времени. Энергия, которую необходимо затратить, чтобы привести систему в переходное состояние, называется энергией активации. В многоступенчатых реакциях, которые включают в себя несколько переходных состояний, энергия активации соответствует наибольшему значению энергии. После преодоления переходного состояния молекулы вновь разлетаются с разрушением старых связей и образованием новых или с преобразованием исходных связей. Оба варианта возможны, так как происходят с высвобождением энергии. Существуют вещества, способные уменьшить энергию акти­вации для данной реакции.

Активные молекулы А 2 и В 2 при столкновении объединяются в про­межуточный активный комплекс А 2 ...В 2 с ослаблением, а затем и раз­рывом связей А-А и В-В и упрочнением связей А-В.

«Энергия активации» реакции образования НI (168 кДж/моль) значительно меньше, чем энергия, необходимая для полного разрыва связи в исходных молекулах Н 2 и I 2 (571 кДж/моль). Поэтому путь реакции через образование активного (активированного} комплекса энергетически более выгоден, чем путь через полный разрыв связей в исходных молекулах. Через образование промежуточных актив­ных комплексов происходит подавляющее большинство реакций. Положения теории активного комплекса разработаны Г. Эйрингом и М. Поляни в 30 годах XX в.

Энергия активации представляет собой избыток кинетической энер­гии частиц относительно средней энергии, необходимой для химиче­ского превращения сталкивающихся частиц. Реакции характеризуются различными величинами энергии активации (Е а). В большинстве случаев энергия активации химических реакций между нейтральными молекулами составляет от 80 до 240 кДж/моль. Для биохимических процессов значения Е а зачастую ниже - до 20 кДж/моль. Это объясня­йся тем, что абсолютное большинство биохимических процессов протекает через стадию фермент-субстратных комплексов. Энергетические барьеры ограничивают протекание реакции. Благодаря этому в принципе возможные реакции (при Q < 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Для осуществления реакции молекулы при столкновении должны быть определенным образом ориентированы и обладать достаточной энергией. Вероятность надлежащей ориентации при столкновении характеризу­ют с помощью энтропии активации ∆S a . Перераспределению электрон­ной плотности в активном комплексе благоприятствует условие, когда при столкновении молекулы А 2 и В 2 ориентированы, как это показано на рис. 3а, тогда как при ориентации, показанной на рис. 3б, вероятность реакции еще гораздо меньше - на рис. 3в.

Рис. 3. Благоприятная (а) и неблагоприятные (б, в) ориентации молекул А 2 и В 2 при столкновении

Уравнение, характеризующее зависимость скорости и реакции от тем­пературы, энергии активации и энтропии активации, имеет вид:

(10)

где k - константа скорости реакции;

А - в первом приближении общее число столкновений между молекулами за единицу времени (секунду) в единице объема;

е - основание натуральных лога­рифмов;

R - универсальная газовая постоянная;

Т - абсолютная температура;

Е а - энергия активации;

∆S a - изменение энтропии активации.

Уравнение (11) выведено Аррениусом в 1889 году. Предэкспоненциальный множитель А пропорционален общему числу соударений между молекулами в единицу времени. Его размерность совпадает с размерностью константы скорости и зависит от сум­марного порядка реакции.

Экспонента равна доле активных соударений от их общего числа, т.е. столкнувшиеся молекулы должны иметь достаточную энергию взаимодействия. Вероятность же их нужной ориента­ции в момент соударения пропорциональна .

При обсуждении закона действующих масс для скорости (9) специ­ально было оговорено, что константа скорости есть постоянная величи­на, не зависящая от концентраций реагентов. При этом предполагалось, что все химические превращения протекают при постоянной темпера­туре. Вместе с тем, быстрота химического превращения может существенно изменяться при понижении или повышении температуры. С точки зрения закона действующих масс это изменение скорости обусловлено температурной зависимостью константы скоро­сти, так как концентрации реагирующих веществ лишь незначительно меняются вследствие теплового расширения или сжатия жидкости.

Наиболее хорошо известным фактом является возрастание скоро­сти реакций с увеличением температуры. Такой тип температурной зависимости скорости называется нормальным (рис. 3 а). Этот тип зависимости характерен для всех простых реакций.

Рис. 3. Типы температурной зависимости скорости химических реакций: а - нормальная;

б - аномальная; в - ферментативная

Однако в настоящее время хорошо известны химические превра­щения, скорость которых падает с увеличением температуры, такой тип температурной зависимости скорости называется аномальным . В каче­стве примера можно привести газофазную реакцию азота (II) оксида с бромом (рис. 3 б).

Особый интерес для медиков представляет зависимость от тем­пературы скорости ферментативных реакций, т.е. реакций с участием ферментов. Практически все реакции, протекающие в организме, относятся к этому классу. Например, при разложении пероксида водорода в присутствии фермента каталазы скорость разложения зависит от температуры. В интервале 273-320 К температурная зависимость имеет нормальный характер. С увеличением температуры скорость возрастает, с уменьшением - падает. При подъеме температуры выше 320 К наблюдается резкое аномальное падение скорости разложения пероксида. Сходная картина имеет место и для других ферментативных реакций (рис. 3 в).

Из уравнения Аррениуса для k видно, что, поскольку Т входит в показатель степени, скорость химической реакции очень чувстви­тельна к изменению температуры. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры может быть выражена правилом Вант-Гоффа, согласно которому при увеличении температуры на каждые 10° скорость реакции возрастает в 2-4 раза; число, показывающее во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом ско­рости реакции - γ.

Это правило математически выражается следующей формулой:

(12)

где γ - температурный коэффициент, который показыва­ет, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 0 ; υ 1 – t 1 ; υ 2 – скорость реакции при температуре t 2 .

При повышении температуры в арифметической прогрессии скорость возрастает в геометрической.

Например, если γ = 2,9, то при возрастании температуры на 100° скорость реакции увеличивается в 2,9 10 раз, т.е. в 40 тыс. раз. Отклонения от этого правила составляют биохимические реакции, скорость которых увеличивается в десятки раз при незначительном повышении температуры. Это правило справедливо лишь в грубом приближении. Реакции, в которых участвуют крупные молекулы (белка), характеризуются большим температурным коэффициентом. Скорость денатурации белка (яичного альбумина) возрастает в 50 раз при повышении температуры на 10 °С. После достижения некоторого максимума (50-60 °С) скорость реакции резко понижается в резуль­тате термоденатурации белка.

Для многих химических реакций закон действующих масс для ско­рости неизвестен. В таких случаях для описания температурной зави­симости скорости превращения может применяться выражение:

Предэкспонента А с не зависит от температуры, однако зависит от концентрации. Единицей измерения является моль/л∙с.

Теоретическая зависимость позволяет заранее рассчитывать ско­рость при любой температуре, если известны энергия активации и предэкспонента. Таким образом, прогнозируется влияние температуры на быстроту протекания химического превращения.

Сложные реакции

Принцип независимости. Все рассмотренное выше отно­силось к сравнительно простым реакциям, но в химии часто встречаются так называемые сложные реакции. К таким реакциям относятся рассматриваемые ниже. При выводе кинетических уравнений для этих реакций ис­пользуют принцип независимости: если в системе протекает несколько реакций, то каждая из них независима от других и ее ско­рость пропорциональна произведению концентраций ее реагентов.

Параллельные реакции - это реакции, идущие од­новременно в нескольких направлениях.

Термический распад хлората калия протекает одновременно по двум реакциям:

Последовательные реакции - это реакции, которые протекают в несколько стадий. Таких реакций в химии большинство.

.

Сопряженные реакции. Если в системе протекают не­сколько реакций и протекание одной из них невозможно без другой, то эти реакции называются сопряженными , а само явление - индукцией .

2HI + Н 2 СrО 4 → I 2 + Сr 2 О 3 + Н 2 О.

Эта реакция в обычных условиях практически не наблюдает­ся, но если в систему добавить FеО, то происходит реакция:

FеО + Н 2 СrО 4 → Fе 2 О 3 + Сr 2 O 3 + Н 2 О

и одновременно с ней идет первая реакция. Причиной этого явля­ется образование во второй реакции промежуточных продуктов, участвующих в первой реакции:

FеО 2 + Н 2 СrО 4 → Сr 2 О 3 + Fе 5+ ;

HI + Fе 5+ → Fе 2 О 3 + I 2 + Н 2 О.

Химическая индукция - явление, при котором одна химиче­ская реакция (вторичная) зависит от другой (первичной).

А + В - первичная реакция,

А + С - вторичная реак­ция,

то А - активатор, В - индуктор, С - акцептор.

При химической индукции, в отличие от катализa, концентрации всех участников реакции уменьшаются.

Фактор индукции определяется из следующего уравнения:

.

В зависимости от величины фактора индукции возможны сле­дующие случаи.

I > 0 - затухающий процесс. Скорость реакции снижается со временем.

I < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Явление индукции важно тем, что в ряде случаев энергия первичной реакции может скомпенсировать затраты энергии во вторичной реакции. По этой причине, например, оказывается тер­модинамически возможным синтез белков путем поликонденса­ции аминокислот.

Цепные реакции. Если химическая реакция протека­ет с образованием активных частиц (ионов, радикалов), которые, вступая в последующие реакции, вызывают появление новых активных частиц, то такая последова­тельность реакций называется цепной реакцией .

Образование свободных радикалов связано с затратой энер­гии на разрыв связей в молекуле. Эта энергия может быть сооб­щена молекулам путем освещения, электрического разряда, на­гревания, облучения нейтронами, α- и β-частицами. Для проведе­ния цепных реакций при невысоких температурах в реагирующую смесь вводят инициаторы - вещества, легко образующие радика­лы: пары натрия, органические пероксиды, иод и т. д.

Реакция образования хлороводорода из простых соединений, активируемая светом.

Суммарная реакция:

Н 2 + С1 2 2НС1.

Отдельные стадии:

Сl 2 2Сl∙ фотоактивация хлора (инициирование)

Сl∙ + Н 2 = НСl + Н∙ развитие цепи

Н∙ + Сl 2 = НСl + Сl∙ и т. д.

Н∙ + Сl∙ = НСl обрыв цепи

Здесь Н∙ и Сl∙ - активные частицы (радикалы).

В этом механизме реакции можно выделить три группы эле­ментарных стадий. Первая представляет собой фотохимическую реакцию зарождения цепи . Молекулы хлора, поглотив квант света, диссоциируют на свободные атомы, обладающие высокой реакционной способностью. Таким образом, при зарождении це­пи происходит образование свободных атомов или радикалов из валентно-насыщенных молекул. Процесс зарождения цепи назы­вают также инициированием . Атомы хлора, обладая непарными электронами, способны реагировать с молекулярным водородом, образуя молекулы хлороводорода и атомарного водорода. Ато­марный водород, в свою очередь, вступает во взаимодействие с молекулой хлора, в результате чего снова образуется молекула хлороводорода и атомарный хлор и т. д.

Эти процессы, характеризующиеся повторением одних и тех же элементарных стадий (звеньев) и идущие с сохранением свободных радикалов, приводят к расходованию исходных ве­ществ и образованию продуктов реакции. Такие группы реакций называют реакциями развития (или продолжения) цепи.

Стадия цепной реакции, при которой происходит гибель сво­бодных радикалов, называется обрывом цепи . Обрыв цепи может наступить в результате рекомби­нации свободных радикалов, если выделяющаяся при этом энергия может быть отдана какому-либо третьему телу: стенке сосуда или молекулам инертных примесей (стадии 4, 5). Вот почему скорость цепных реакций очень чувствительна к наличию приме­сей, к форме и размерам сосуда, особенно при малых давлениях.

Число элементарных звеньев от момента зарождения цепи до ее обрыва называют длиной цепи. В рассматриваемом примере на каждый квант света образуется до 10 5 молекул НСl.

Цепные реакции, в ходе которых не происходит «умножения» числа свободных радикалов, называются неразветвленными или простыми цепными реакциями . В каждой элементарной стадии неразветвленного цепного процесса один радикал «рождает» одну молекулу продукта реакции и только один новый радикал (рис. 41).

Другие примеры простых цепных реакций: а) хлорирование парафиновых углеводородов Сl∙ + СН 4 → СН 3 ∙ + НС1; СН 3 ∙ + Сl - → СН 3 Сl + Сl∙ и т. д.; б) реакции радикальной полимеризации, например, полимеризация винилацетата в присутствии перекиси бензоила, легко распадающегося на радикалы; в) взаимодейст­вие водорода с бромом, протекающее по механизму, аналогично­му при реакции хлора с водородом, только с меньшей длиной цепи вследствие ее эндотермичности.

Если в результате акта роста появляются две или более активных частиц, то эта цепная реакция является разветвленной.

В 1925 г. Н. Н. Семенов и его сотрудники открыли реакции, содержащие элементарные стадии, в результате которых возни­кают не одна, а несколько химически активных частиц - атомов, или радикалов. Появление нескольких новых свободных радика­лов приводит к появлению не­скольких новых цепей, т.е. одна цепь разветвляется. Такие про­цессы называют разветвленными цепными реакциями (рис. 42).

Примером сильно разветвлен­ного цепного процесса является реакция окисления водорода при низких давлениях и температуре около 900°С. Механизм реакции можно записать так.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ зарождение цепи

2. ОН∙ + Н 2 → Н 2 О + Н∙ развитие цепи

3. Н∙ + О 2 → ОН∙ + О: разветвление цепи

4. О: + Н 2 → ОН∙ +Н∙

5. ОН∙ +Н 2 → Н 2 О + Н∙ продолжение цепи

6. Н∙ + Н∙ + стенка → Н 2 обрыв цепи на стенке сосуда

7. Н∙ + О 2 + М → НО 2 ∙ + М обрыв цепи в объеме.

М - инертная молекула. Радикал НО 2 ∙, образующийся при трой­ном соударении, малоактивен и не может продолжать цепь.

На первой стадии процесса образуются радикалы гидроксила, которые обеспечивают развитие простой цепи. В третьей же ста­дии в результате взаимодействия с исходной молекулой одного радикала образуются два радикала, причем атом кислорода об­ладает двумя свободными валентностями. Это и обеспечивает разветвление цепи.

В результате разветвления цепи скорость реакции в началь­ный период времени стремительно нарастает, и процесс заканчи­вается цепным воспламенением-взрывом. Однако разветвлен­ные цепные реакции заканчиваются взрывом только в том случае, когда скорость разветвления больше скорости обрыва цепей. В противном случае наблюдается медленное течение процесса.

При изменении условий протекания реакции (изменение дав­ления, температуры, состава смеси, размера и состояния стенок реакционного сосуда и т. д.) может произойти переход от мед­ленного течения реакции к взрыву и наоборот. Таким образом, з цепных реакциях существуют предельные (критические) со­стояния, при которых происходит цепное воспламенение, от кото­рого следует отличать тепловое воспламенение, возникающее в экзотермических реакциях в результате все увеличивающегося разогревания реагируемой смеси при слабом теплоотводе.

По разветвленному цепному механизму происходит окисле-кие паров серы, фосфора, оксида углерода (II), сероуглерода и т. д.

Современная теория цепных процессов разработана лауреа­тами Нобелевской премии (1956) советским академиком Н. Н. Семеновым и английским ученым Хиншельвудом.

Цепные реакции следует отличать от реакций каталитических, хотя последние носят и циклический характер. Самое существенное отличие цепных реакций от каталитических заклю­чается в том, что при цепном механизме возможно течение реак­ции в направлении повышения энергии системы за счет само­произвольно протекающих. Катализатор же термодинамически невозможную реакцию не вызывает. Кроме того, в каталитиче­ских реакциях отсутствуют такие стадии процесса, как зарожде­ние и обрыв цепи.

Реакции полимеризации. Частный случай цепной ре­акции - реакция полимеризации.

Полимеризацией называется процесс, при котором ре­акция активных частиц (радикалов, ионов) с низкомоле­кулярными соединениями (мономерами) сопровождает­ся последовательным присоединением последних с уве­личением длины материальной цепи (длины молекулы), т. е. с образованием полимера.

Мономерами являются органические соединения, как правило, содержащие в составе молекулы непредельные (двойные, тройные) связи.

Основные стадии процесса полимеризации:

1. Инициирование (под действием света, нагревания и т. д.):

А: А → А" + А" - гомолитический распад с об­разованием радикалов (активные валентноненасыщенные частицы).

А: В → А - + В + - гетеролитический распад с образованием ионов.

2. Рост цепи: А" + М → АМ"

(или А - + М → АМ", или В + + М → ВМ +).

3. Обрыв цепи: АМ" + АМ" → полимер

(или АМ" + В + → полимер, ВМ + + А" → полимер).

Скорость цепного процесса все­гда больше, чем нецепного.

Разделы: Химия

Цель: Актуализировать и углубить знания о скорости химической реакции, зависимости скорости гомогенных и гетерогенных реакций от различных факторов.

Оборудование: Растворы Na 2 S 2 O 3 (0,25н.), H 2 SO 4 (2н), секундомер, две бюретки, дистиллированная вода, колба с концентрированной водным растворам аммиака, платиновая проволока, две пробирки с растворам H Cl. Кусочек гранулированного олова, кусочек цинка, секундомер.

Учитель сообщает тему урока, разъясняет его цель и предлагает учащимся несколько вопросов к обсуждению:

1. Что называется скоростью в механики?
2. Приведите примеры химических реакций с различной скоростью.
3. Зачем нужно изучать скорость, с которой протекают химические явления?

II Этап урока – Объяснение нового материала.

Учение о скоростях и механизмах химической реакции называется химической кинетикой. Скорость химических реакций изменяется в широких пределах. Одни реакции происходят практически мгновенно, например взаимодействие водорода с кислородом при нагревании. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, продукты коррозии на металлах.

При этом нельзя, конечно, ограничиваться чисто качественными рассуждениями о “быстрых” и “медленных” реакциях. Необходима количественная характеристика для такого важного понятия, как скорость химической реакции (V x. P.)

Скорость химической реакции – изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени

C (моль/л) – концентрация веществ,

t (с) – время, V. x. p (моль/л) – скорость химической реакции.

Рассматривая кинетику химических реакций, следует иметь в виду, что характер взаимодействия зависит от агрегатного состояния продуктов и реагентов. Продукты и реагенты, вместе взятые, образуют так называемую физико-химическую систему. Совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковыми химическими составом и свойствами и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела, называют фазой . Например, в стакане с водой внесли кристаллы поваренной соли, то в первый момент образуется двухфазная система, которая превратится в однофазную после растворения соли. Смеси газов при нормальных условиях однофазны (вода и спирт) или многофазны (вода и бензол, вода и ртуть). Системы, состоящие из одной фазы, называется гомогенными , а системы, содержащие несколько фаз – гетерогенными. Соответственно этому в химии введено понятие о гомогенных и гетерогенных реакций. Реакция называют гомогенной, если реагенты и продукты составляют одну фазу:

HCI+NaOH=NaCL+H2O

При гетерогенной реакции реагенты и продукты находятся в различных фазах:

Zn+2HCL=ZnCL2+H2

В последнем случае, как реагенты, так и продукты составляют различные фазы (Zn твердый, ZnCL2 находится в растворе, а H2 – газ).

Если реакция протекает между веществами в гетерогенной системе, то реагирующие вещества соприкасаются между собой не по всему объему, а только на поверхности. В связи с этим определение скорости гетерогенной реакции следующее:

Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей веществ в результате реакции в единицу времени на единице поверхности

– изменение количества вещества (реагента или продукта), моль.

– интервал времени – с, мин.

Факторы, влияющие на скорость реакции

1. Природа реагирующих веществ. Учитель показывает опыт:

В две пробирки наливают по 1 мл раствора HCL. В одну опускаем кусочек гранулированного олова, в другую – кусочек цинка такого же размера. Учащиеся сравнивают интенсивность выделения пузырьков газа, составляют уравнения взаимодействия HCL с цинком и оловом, делают вывод о влиянии природы реагирующих веществ на скорость реакции.

2. Концентрация реагирующих веществ.

Опыт – Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой.

а) Провести вначале качественный опыт. Для этого в пробирку налить 1 мл раствора серной тиосульфата натрия и добавить натрия и добавить 1-2 капли раствора серной кислоты. Отметить появления через некоторое время опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от образования свободной серы:

Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2 + S +H2O

Время, проходящее от сливания раствора до заметного помутнения, зависит от скорости реакции.

б) В три пронумерованные пробирки налить из бюретки 0,25 н. раствор тиосульфата натрия: в первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3мл. К содержимому первой пробирки прилить из бюретки 2 мл воды, ко второй – 1 мл воды. Таким образом, условная концентрация будет: в пробирки № 1 – С; в пробирки № 2 – 2С; в пробирки № 3 – 3С.

В пробирку № 1 с раствором тиосульфата натрия добавить 1 каплю раствора серной кислоты, встряхнуть ее для перемешивания содержимого и включить секундомер. Отметить время от сливания растворов до заметного появления опалесценции.

Опыт повторить с пробирками № 2 и № 3, добавить также по 1 капли раствора серной кислоты и определяя время протекания реакции.

После проведения опыта учитель на доске строит график зависимости скорости реакции то концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс откладывает условную концентрацию раствора тиосульфата натрия, на оси ординат условную скорость реакции. (График можно подготовить заранее).

Учащиеся анализируют график и делают выводы о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Влияние концентрации реагентов на скорость химического взаимодействия выражается основным законом химической кинетики.

Скорость химических реакций, протекающих в однородной среде при постоянной температуре, прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов

= k [A ] n [B] m

Это уравнение – кинетическое уравнение скорости. [A ], [B ] (моль/л) – концентрации исходных веществ; n, m – коэффициенты в уравнении реакции; k – константа скорости.

Физический смысл константы скорости (k ):

если [A ] = [B ] = 1 моль/л => = k 1 n 1 m. , т.е. = k . Это скорость данной реакции в стандартных условиях.

№ 1. 2Н 2 (г) + О 2 (г) -> 2Н 2 О (г)

= k 2

Как изменится скорость этой реакции, если концентрацию каждого из исходных веществ увеличить в 2 раза?

1 = k (2) 2 (2);

2 и 2 – новые концентрации исходных веществ.

1 = k 4 2 2

1 = 8k 2 .

Сравним с уравнением (1) – скорость увеличилась в 8 раз.

№ 2. 2Сu (тв.) + О 2 (г) 2СuO (тв.)

= k 2 , однако концентрация твердого вещества исключается из уравнения – ее невозможно изменить – постоянная величина.

Cu (тв.) =>[Сu] = const

= k ,

3. Температура.

Большое влияние на скорость химические реакции оказывает температура

Вант-Гофф сформулировал правило: повышение температуры на каждые 10 о С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурным коэффициентом реакции ).

При повышении температуры средняя скорость молекул, их энергия, число столкновений увеличиваются незначительно, зато резко повышается доля “активных” молекул, участвующих в эффективных соударениях, преодолевающих энергетический барьер реакции.

Математическая эта зависимость выражается соотношением

где? t2, ? t1 – скорости реакций соответственно при конечной t 2 t 1 температурах, а – температурный коэффициент скорости реакции с повышением температуры на каждые 10 о С.

Примеры: во сколько раз увеличится скорость химической реакции при t о: 50 о -> 100 о, если = 2?

2 = 1 2 100 –50 10 ; 2 = 1 2 5

то есть скорость химической реакции увеличится в 32 раза.

4. Катализатор

Одно из наиболее эффективных средств воздействия на скорость химических реакций –использование катализаторов. Как вы уже знаете из школьного курса химии, катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость реакции, а сами к концу процесса остаются неизменными как по составу, так и по массе. Иначе говоря, в момент самой реакции катализатор активно участвует в химическом процессе, как и реагенты, но к концу реакции между ними возникает принципиальное отличие: реагенты изменяют свой химический состав, превращаясь в продукты, а катализатор выделяется в первоначальном виде.

Чаще всего роль катализатора заключается в увеличении скорости реакции, хотя некоторые катализаторы не ускоряют, а замедляют процесс. Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию катализаторов носит название катализа, а замедления – ингибирования.

Катализ – очень важный раздел химии и химической технологии. С некоторыми катализаторами вы знакомились, изучая химию азота и серы. Учитель демонстрирует опыт.

Если открытую, содержащую концентрированный водный раствор аммиака колбу поместить предварительно нагретую платиновую проволоку, то она раскаляется и длительное время находится в состоянии красного каления. Но откуда тогда берется энергия, поддерживающая высокую температуру платины? Все объясняется просто. В присутствии платины аммиак взаимодействует с кислородом воздуха, реакция является сильно экзотермической (Н –900 кДж):

4NH 3(Г) + 5O 2 =4NO (Г) +6H 2 O (Г)

Пока идет реакция, инициированная платиной, выделяющаяся теплота поддерживает высокую температуру катализатора.

Расчетные задачи

1. В двух одинаковых сосудах за 10 с получили: в первом – 22,4л Н 2 . Где скорость химической реакции больше? Во сколько раз?
2. За 10 с концентрация исходного вещества изменилась от 1 моль/л. до 0,5 моль/л. Вычислить среднюю скорость этой реакции.
3. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при t о: 30 о -> 60 о скорость реакции увеличилась в 64 раза?

IV Этап урока – Домашние задание

Задание 1

Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Задание 2

Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40 о С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Задание 3

Теория (по конспекту)

Список литературы

1. Горский М.В. Обучение основы общей химии – М.: Просвещение, 1991г.
2. Дорофеев А.Н., Федотова М.И. Практикум по неорганической химии. Л.: Химия, 1990г.
3. Третьяков Ю., Метлин Ю.Г. Основы общей химии. – М.: Просвещение, 1985г.
4. Ульянова Г.М. Химия 11 класс Санкт – Петербург “Паритет”, 2002г.
5. Макареня А.А. Повторим химию – М.: “Высшая школа” 1993г.
6. Варламова Т.М., Кракова А.И. Общая и неорганическая химия: Базовый курс. – М.: Рольф, 2000г.

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)./>

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:/>

Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ.

Для реакции (/> I/>) этот закон выразится уравнением/>

v/> = />kc A /> />c B /> , /> (1)/>

где с А и с В — 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./>

Влияние температуры/> ./>

Зависимость скорости реакции от температу­ры определяется правилом Вант-Гоффа :/>

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

Математически эта зависимость выражается соотношением/>

v t />/> 2/> = />v t /> 1/> γ/> , />

где />v t /> 1/> />, />v t /> 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./>