Скорость химической реакции в газах. Скорость химических реакций
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:
V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)
Где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).
Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее
скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что
они приведут к превращению. Число столкновений определяется
концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией
сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ.
Большую роль играет характер химических связей и строение молекул
реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных
связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва
связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O)
требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции
между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.
2. Концентрация. С увеличением
концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят
столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
AA + bB + . . . ® . . .
- [A] a [B] b . . .
Константа скорости реакции k зависит
от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не
зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости
заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных
концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:
|
|
(t 2 - t 1) / 10 |
Vt 2 / Vt 1 | = g | |
(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:
- e -Ea/RT
где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная ;
Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать
сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому
превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.
Экзотермическая реакция | Эндотермическая реакция |
А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами . Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа ").
Химическая термодинамика дает сведения о возможности протекания реакции, но важно знать и скорость того или иного процесса. Химическая кинетика – это учение о скорости химических реакций, их механизме и закономерностях протекания во времени. Для определения скорости химической реакции надо знать не только начальное и конечное состояние системы, но и путь по которому протекает реакция, поэтому получить кинетические закономерности намного сложнее, чем термодинамические.
Скорость химической реакции показывает число химических взаимодействий, приводящих к образованию продуктов реакции в единицу времени в единице объема (для жидкой среды) или на единице поверхности, если процесс идет с участием твердого вещества. Отношение изменения концентрации реагирующих веществ к конечному (измеренному) промежутку времени называют средней скоростью.
V ср = ± ∆С / ∆t = ± (C конечное /С начальное) / (t конечное /t начальное), моль/(л∙c)
Если C конечное меньше, чем С начальное, то в выражении используют знак «-», если больше, то «+».
Истинная скорость - отношение изменения концентрации реагирующих веществ к бесконечно малому промежутку времени.
V ист = ± dС / dt, моль/(л∙c) – в системе СИ.
В медицине используются и другие единицы измерения скорости реакции, например, СОЭ – скорость оседания эритроцитов. Она измеряется высотой столбика эритроцитов, осевших в капилляре за час (норма ≈ 5 мм/час). Существует специальная дисциплина о кинетических закономерностях распределения лекарственных препаратов в организме – фармакокинетика. Она изучает распределение лекарств во времени, процессы всасывания, время метаболизма (вывода), связь между концентрацией и величиной терапевтического эффекта.
Влияние концентрации на скорость химической реакции.
Влияние концентрации на скорость химической реакции определяется законом действующих масс – при постоянной температуре скорость данной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их стехиометрических коэффициентов.
aA + bB ↔ cC + dD
V пр = К пр ∙ [A] a ∙ [B] b
V обр = К обр ∙ [С] с ∙ [D] d
К – константа скорости реакции показывает число эффективных соударений (тех, что привели к реакции) в расчете на 1 моль реагирующих веществ. К зависит от температуры и природы вещества, но не зависит от концентрации.
В момент равновесия скорости прямой и обратной реакции равны.
К пр ∙ [A] a ∙ [B] b = К обр ∙ [С] с ∙ [D] d
К пр / К обр = ([С] с ∙[D] d) / ([A] a ∙[B] b) = К с – константа равновесия
Возьмем конкретную реакцию: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , тогда К с = 2 / [ H 2 ] 3 .
В уравнении закона действующих масс самой трудной для определения величиной является константа скорости. Для ее определения надо знать следующие понятия: порядок реакции и молекулярность.
Молекулярность определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых в момент столкновения осуществляется химическое превращение.
Мономолекулярная: J 2 = 2J.
Бимолекулярная: 2NO = N 2 O 2 .
Тримолекулярная: Cl 2 + 2NO = 2NOCl
Показатель степени называется порядком по данному компоненту или частный порядок. Сумма частных порядков по всем компонентам – общий порядок.
Молекулярность и порядок совпадают только в одностадийных процессах. Они не совпадают, когда одно из реагирующих веществ взято в избытке и поэтому не участвует в определении порядка. Например:
СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О избыток ↔ СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН, V пр = К пр ∙ [СН 3 СООС 2 Н 5 ] ∙ [Н 2 О], бимолекулярная реакция первого порядка.
Если реакция проходит в несколько стадий, то порядок определяется по самой медленной – лимитирующей стадии.
Для реакций первого порядка (разложение лекарственных средств).
К пр = 1/t ∙ ln(C o (х)/C(х))
t – время реакции, с.
С о (х) – начальная концентрация, моль/л.
С(х) – концентрация в момент t, моль/л.
Для реакций второго порядка.
К пр = 1/t ∙ (1/C(х) – 1/C o (х))
Знание скоростей химический реакций имеет большое теоретическое и практическое значение. Например, в химической промышленности при производстве вещества от скорости реакции зависят размеры и производительность аппаратуры, количество получаемого продукта.
У разных химических реакций разная скорость. Некоторые реакции протекают в течение долей секунды, для осуществления других нужны месяцы, а то и годы. Скорость протекания химических реакций изучает химическая кинетика .
Основные понятия, с которыми оперирует химическая кинетика - это химическая система и фаза :
- Химическая система - вещество (совокупность веществ);
- Химическая фаза - часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела .
Системы, состоящие из одной фазы, называются однородными или гомогенными , например, газовые смеси или растворы. Реакции, протекающие в гомогенных системах, называются гомогенными реакциями , такие реакции протекают во всем объеме смеси.
Системы, состоящие из нескольких фаз, называютя неоднородными или гетерогенными , например, жидкость+твердое вещество. Реакции, протекающие в гетерогенных системах, называются гетерогенными реакциями , такие реакции протекают толькло на поверхности раздела фаз.
Скорость гомогенной реакции
Скоростью гомогенной реакции называют кол-во вещества (ν), образующегося в результате реакции за единицу времени (t) в единице объема системы (V):
- ν 1 - кол-во молей вещества в момент времени t 1 ;
- ν 2 - кол-во молей вещества в момент времени t 2 ;
Мольно-объемная концентрация вещества (С, моль/л) - отношение кол-ва молей вещества (ν) ко всему объему реакционной смеси (V): С=ν/V .
Скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени.
В том случае, если речь идет о концентрации одного из продуктов реакции, в выражении ставится знак "плюс", если о концентрации одного из искодных веществ - знак "минус".
Скорость гетерогенной реакции
Как уже было сказано выше, главное отличие гетерогенных реакций от гомогенных заключается в том, что реакция происходит на границе раздела фаз.
Скоростью гетерогенной реакции (v гет) называется кол-во вещества (ν), образующегося за единицу времени (t) на единице поверхности раздела фаз (S).
Основные факторы, влияющие на скорость реакций:
- природа реагирующих веществ;
- концентрация;
- температура;
- катализаторы;
- размеры частиц реагентов;
- давление.
Последние два пункта относятся к гетерогенным реакциям.
Природа реагирующих веществ
Необходимым условием химического взаимодействия между молекулами веществ является их столкновение друг с другом на "нужном" участке молекулы, называемом участком с высокой реакционной активностью . Это как в боксе: если удар боксера приходится в перчатки соперника, то реакции не будет; а вот если удар приходится в голову соперника, то вероятность нокаута (реакции) значительно возрастает; а если при этом сила удара (сила соударений молекул) велика, то нокаут (реакция) становится неизбежным.
Исходя из вышесказанного, можно сделать вывод, чем сложнее молекула, тем ее высокореактивный участок меньше. Отсюда, чем больше и сложнее молекулы реагирующих веществ, тем меньше скорость реакции.
Концентрация реагентов
Скорость реакции прямо пропорциональна числу соударений молекул. Чем выше концентрация реагентов, тем больше соударений, тем выше скорость химической реакции. Например, горение в чистом кислороде происходит гораздо быстрее, чем на обыкновенном воздухе.
Однако, следует сказать, что в сложных реакциях, протекающие в несколько стадий; такая зависимость не соблюдается. Это позволяет определить какой из реагентов не задействован в самой медленной стадии реакции, которая и определяет саму скорость реакции.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс , который был открыт в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге.
Скорость (v) условной реакции, описываемой уравнением aA+bB=cC+dD , в соответствии с законом действующих масс, будет вычисляться по формуле, которая носит название кинетического уравнения реакции :
V=k·[A] a ·[B] b
- [A], [B] - концентрации исходных веществ;
- k - константа скорости реакции, равная скорости данной реакции при концентрациях реагирующих веществ, равной 1 моль каждая.
k не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от их природы и температуры.
По кинетическому уравнению реакции можно определить скорость изменения реакции в зависимости от изменения концентрации реагирующих веществ.
Примеры кинетических уравнений:
2SO 2 (г)+O 2 (г)=2SO 3 (г) v=k· 2 · CuO(т)+H 2 (г)=Cu(т)+H 2 O(г) v=k·
Обратите внимание, что в кинетические уравнения не входят концентрации твердых веществ, а только газообразных и растворенных.
Температура реагентов
При повышении температуры молекулы движутся быстрее, отсюда возрастает количество их соударений друг с другом. Кроме этого, увеличивается кинетическая энергия молекул, что повышает эффективность соударений, которые в конечном счете и определяют скорость реакции.
Согласно теории активации , в химической реакции могут принять участие лишь молекулы, обладающие энергией, которая превышает некую среднюю величину. Величина превышения средней энергии молекул носит название энергии активации . Эта энергия необходима для ослабления химических связей в молекулах исходных веществ. Молекулы, обладающие необходимой избыточной энергией, что позволяет им вступать в реакцию, называются активными молекулами . Чем выше температура, тем больше активных молекул, тем выше скорость реакции.
Зависимость скорости реакции от температуры характеризуется правилом Вант-Гоффа :
Математически правило Вант-Гоффа выражается следующей формулой:
- γ - температурный коэффициент, показывающий увеличение скорости реакции при повышении температуры на 10°C;
- v 1 - скорость реакции при температуре t 1 ;
- v 2 - скорость реакции при температуре t 2 ;
Катализаторы
Катализаторы - это вещества, которые влияют на скорость реакции, но при этом сами не расходуются.
Реакции, протекающие с участием катализаторов, носят название каталитических реакций .
Основное действие катализатора - снижение энергии активации реакции , в результате чего возрастает количество эффективных соударений молекул.
Катализаторы могут ускорять реакцию в миллионы раз!
Различают два вида катализа:
- гомогенный (однородный) катализ - катализатор и реагенты образуют одну фазу: газ или раствор;
- гетерогенный (неоднородный) катализ - катализатор находится в виде самостоятельной фазы.
Механизм каталитических реакций очень сложен и до конца неизвестен. Согласно одной из научных гипотез, в каталитических реакциях катализатор и реагент вступают в реакцию с образованием промежуточного соединения, которое гороаздо активнее реагирует с другим исходным веществом с образованием конечного продукта реакции, при этом сам катализатор выделяется в свободном состоянии.
Обычно под катализаторами понимают вещества, ускоряющие реакцию, но есть вещества, замедляющие течение реакции - они называются ингибиторами .
Биологические катализаторы называются ферментами . Ферменты являются белками.
Размер частиц реагентов
Возьмем спичку и поднесем ее к куску угля. Вряд ли уголь успеет загореться, пока спичка не погаснет. Измельчим уголь и повторим эксперимент - угольная пыль не просто загорится, а очень быстро загорится - произойдет взрыв (основная опасность в угольных шахтах). Что же происходит?
Измельчив уголь, мы тем самым резко увеличим площадь его поверхности. Чем больше площадь поверхности, на которой происходят столкновения молекул, тем выше скорость реакции.
Давление реагентов
Давление газообразных реагентов аналогично их концентрации - чем выше давление - тем выше концентрация - тем выше скорость реакции, т.к. количество соударений молекул возрастает. Как и концентрация, давление реагентов не "работает" в сложных реакциях.
Скорость химической реакции определяется вероятностью столкновений молекул, т.е. зависит от концентрации реагирующих веществ. Русский ученый Н.Н. Бекетов (1865 г.) и норвежские ученые К. Гульдберг и П. Вааге (1867 г.) вывели закон действия масс. Закон действия масс является основным законом химической кинетики.
Закон действия масс : скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, при постоянной температуре.
Например, для реакции 2Н 2(г) + О 2(г) ⇄ 2Н 2 О (п) скорость прямой химической реакции (v пр) зависит от концентрации водорода () и кислорода () и выражается соотношением
v пр. = ;
Скорость обратной реакции (v обр.) в соответствии с законом действия масс можно выразить следующим образом:
v обр. = ,
где К пр . и К обр . – коэффициенты пропорциональности, они же являются константами скорости реакции.
Константа скорости реакции не зависит от концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры.
Для гомогенных систем все концентрации взаимодействующих веществ входят в математическое выражение закона действующих масс, как это видно из приведенного примера.
Для гетерогенных систем, например, взаимодействие металла с кислородом 2Zn (т) + О 2(г) = 2ZnО (т) в уравнение закона действия масс вводится только концентрация кислорода
v пр = .
Концентрация металла при данной температуре остается практически постоянной и поэтому может быть введена в величину константы скорости реакции. Если реакция между твердым телом и жидкостью осуществляется в основном в жидкой фазе, тогда в выражение закона действия масс вводится только концентрация вещества, находившегося с начала процесса в жидкой фазе. Концентрация растворяющегося вещества остается при данной температуре постоянной и может быть введена в константу. Например, для реакции
Zn (т) + 2 НСl (ж) = ZnСl 2(ж) + Н 2(г) прямая реакция v пр = К пр. · С 2 НСl , обратная v обр = К обр. · .
Химическое равновесие
Итак, химические реакции могут проходить как в прямом, так и в обратном направлении. Такие реакции называются обратимыми. В том случае, когда состав системы с течением времени не изменяется, состояние такой химической системы называют химическим равновесием. В этом состоянии противоположно направленные реакции имеют одинаковые скорости. Следовательно, химическое равновесие является динамическим (подвижным).
Следовательно, при равенстве скоростей прямой и обратной реакции (v пр = v обр) наступает химическое равновесие. Например, для реакции
Н 2 +Сl 2 ⇆ 2Н Сl v пр = К пр. · v обр. = К обр . ×
В состоянии равновесия v пр = v обр. При равенстве левых частей уравнения приравниваются и правые части К пр × × = К обр = К обр ×
Количественно химическое равновесие характеризуется константой равновесия (К р .) Выражение для константы химического равновесия является выражениями закона действия масс одновременно для прямой и обратной реакции. Константа равновесия есть отношение констант скоростей реакции при данной температуре.
Для реакции 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О при равновесии . Если разделить каждую часть равенства на произведение , то получим
.
Это отношение носит название константы равновесия и обозначается К р, Константу равновесия можно определить как отношение констант скоростей прямой и обратной реакций или какотношение произведения концентрации продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов на произведение концентрации исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов .
Константа равновесия зависит от природы веществ и температуры, но не зависит от концентрации.
Однако состояние химического равновесия, в котором находится любая система, сохраняется до тех пор, пока не изменяются внешние условия. В этом случае прямая и обратная реакции меняются не одинаково, и система уже не будет находиться в состоянии равновесия, происходит смещение химического равновесия. Закономерности, которые отмечаются при смещении химического равновесия, качественно описываются принципом Ле Шателье (1884 г.).
Принцип Ле Шателье: при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.
Поэтому при увеличении концентрации одного из веществ, составляющих систему, происходит стремление к усиленному расходу именно этого вещества и равновесие уменьшается в сторону снижения концентрации. Например, при повышении концентрации кислорода или водорода равновесие реакции 2Н 2(г) + О 2(г) ⇆ 2Н 2 О (п) сместится в сторону образования воды.
При изменении давления происходит изменение объема в процессе химической реакции. Следовательно, при увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением числа молекул, и, наоборот, понижение давления вызывает смещения равновесия в сторону реакции с увеличением числа молекул. Например, в реакции 2Н 2 + О 2 ⇄ 2Н 2 О увеличение давления ведет к смещению равновесия в сторону образования воды.
При повышении температуры ускоряются прямая и обратная реакции, но в большей мере ускоряются эндотермические, поэтому равновесие смещается в направлении эндотермического процесса. Например, реакция 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О в прямом направлении протекает с выделением тепла (DН < О, Q > О), а в обратном направлении – с поглощением тепла (DН > О, Q <О). При увеличении температуры равновесие может сместиться в сторону образования водорода и кислорода при разложении воды, т.е. в сторону эндотермической реакции.
Реактивы и оборудование
В работе используют:
§ 0,2 М; 0,3 М; 0,5 М; 1,0 М растворы тиосульфата натрия (Nа 2 S 2 О 3);
§ раствор, содержащий 1мас.ч. серной кислоты (Н 2 SО 4) : 200 мас.ч. Н 2 О;
§ 0,005М; 1,0 М растворы хлорида железа (FеСl 3);
§ 0,005М; 1,0 М растворы роданида аммония (NН 4 СNS);
§ Хлорид аммония или натрия (кристаллический);
§ Фотоэлектроколориметр типа КФК-3.
Экспериментальная часть
Механизмы протекания химических превращений и их скорости изучает химическая кинетика. Химические процессы протекают во времени с различными скоростями. Какие-то происходят быстро, почти мгновенно, для протекания других требуется весьма продолжительное время.
Вконтакте
Скорость реакции - скорость с которой расходуются реагенты (их концентрация уменьшается) или образуются продукты реакции в единице объёма.
Факторы, способные влиять на скорость химической реакции
На то, насколько быстро будет происходить химическое взаимодействие, могут повлиять следующие факторы:
- концентрация веществ;
- природа реагентов;
- температура;
- присутствие катализатора;
- давление (для реакций в газовой среде).
Таким образом, изменяя определённые условия протекания химического процесса, можно повлиять на то, насколько быстро будет протекать процесс.
В процессе химического взаимодействия частицы реагирующих веществ сталкиваются друг с другом. Количество таких совпадений пропорционально числу частиц веществ в объёме реагирующей смеси, а значит и пропорционально молярным концентрациям реагентов.
Закон действующих масс описывает зависимость скорости реакции от молярных концентраций веществ, вступающих во взаимодействие.
Для элементарной реакции (А + В → …) данный закон выражается формулой:
υ = k ∙С A ∙С B,
где k - константа скорости; С A и С B - молярные концентрации реагентов, А и В.
Если одно из реагирующих веществ находится в твёрдом состоянии, то взаимодействие происходит на поверхности раздела фаз, в связи с этим концентрация твёрдого вещества не включается в уравнение кинетического закона действующих масс. Для понимания физического смысла константы скорости, необходимо принять С, А и С В равными 1. Тогда становится понятно, что константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных единице.
Природа реагентов
Так как в процессе взаимодействия разрушаются химические связи реагирующих веществ и образуются новые связи продуктов реакции, то большую роль будет играть характер связей, участвующих в реакции соединений и строение молекул реагирующих веществ.
Площадь поверхности соприкосновения реагентов
Такая характеристика, как площадь поверхности соприкосновения твёрдых реагентов, на протекание реакции влияет, порой, довольно значительно. Измельчение твёрдого вещества позволяет увеличить площадь поверхности соприкосновения реагентов, а значит и ускорить протекание процесса. Площадь соприкосновения растворимых веществ легко увеличивается растворением вещества.
Температура реакции
При увеличении температуры энергия сталкивающихся частиц возрастёт, очевидно, что с ростом температуры и сам химический процесс будет ускоряться. Наглядным примером того, как увеличение температуры влияет на процесс взаимодействия веществ, можно считать приведённые в таблице данные.
Таблица 1. Влияние изменения температуры на скорость образования воды (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)
Для количественного описания того, как температура может влиять на скорость взаимодействия веществ используют правило Вант-Гоффа. Правило Вант-Гоффа состоит в том, что при повышении температуры на 10 градусов, происходит ускорение в 2−4 раза.
Математическая формула, описывающая правило Вант-Гоффа, выглядит следующим образом:
Где γ — температурный коэффициент скорости химической реакции (γ = 2−4).
Но гораздо более точно описывает температурную зависимость константы скорости уравнение Аррениуса:
Где R - универсальная газовая постоянная, А - множитель, определяемый видом реакции, Е, А - энергия активации.
Энергией активации называют такую энергию, которую должна приобрести молекула, чтобы произошло химическое превращение. То есть она является неким энергетическим барьером, который необходимо будет преодолеть сталкивающимся в реакционном объёме молекулам для перераспределения связей.
Энергия активации не зависит от внешних факторов, а зависит от природы вещества. Значение энергии активации до 40 - 50 кДж/моль позволяет веществам реагировать друг с другом довольно активно. Если же энергия активации превышает 120 кДж/моль , то вещества (при обычных температурах) будут реагировать очень медленно. Изменение температуры приводит к изменению количества активных молекул, то есть молекул, достигших энергии большей, чем энергия активации, а значит способных к химическим превращениям.
Действие катализатора
Катализатором называют вещество, способное ускорять процесс, но не входящее в состав его продуктов. Катализ (ускорение протекания химического превращения) разделяют на · гомогенный, · гетерогенный. Если реагенты и катализатор находятся в одинаковых агрегатных состояниях, то катализ называют гомогенным, если в различных, то гетерогенным. Механизмы действия катализаторов разнообразны и достаточно сложны. Кроме того, стоит отметить, что для катализаторов характерна избирательность действия. То есть один и тот же катализатор, ускоряя одну реакцию, может никак не изменять скорость другой.
Давление
Если в превращении участвуют газообразные вещества, то на скорость протекания процесса будет влиять изменение давления в системе. Это происходит потому , что для газообразных реагентов изменение давления приводит к изменению концентрации.
Экспериментальное определение скорости химической реакции
Определить быстроту протекания химического превращения экспериментально можно, получив данные о том, как в единицу времени меняется концентрация веществ, вступающих в реакцию, или продуктов. Методы получения таких данных делят на
- химические,
- физико-химические.
Химические методы достаточно просты, доступны и точны. С их помощью скорость определяют, непосредственно замеряя концентрацию или количество вещества реагентов или продуктов. В случае медленной реакции, для контроля за тем, как расходуется реагент отбирают пробы. После чего определяют содержание в пробе реагента. Осуществляя отбор проб через равные промежутки времени, можно получить данные об изменении количества вещества в процессе взаимодействия. Чаще всего используют такие виды анализа, как титриметрия и гравиметрия.
Если реакция протекает быстро, то чтобы отобрать пробу, её приходится останавливать. Это можно сделать с помощью охлаждения, резкого удаления катализатора , также можно произвести разбавление либо перевести один из реагентов в не реакционноспособное состояние.
Методы физико-химического анализа в современной экспериментальной кинетике используются чаще, чем химические. С их помощью можно наблюдать изменение концентраций веществ в реальном времени. При этом реакцию нет необходимости останавливать и отбирать пробы.
Физико-химические методы основываются на измерении физического свойства, зависящего от количественного содержания в системе определённого соединения и изменяющегося со временем. Например, если в реакции участвуют газы, то таким свойством может быть давление. Также измеряют электропроводность, показатель преломления, спектры поглощения веществ.