Скорость реакции и факторы от которых она зависит: Перечислите факторы, от которых зависит скорость химической реакции. … примеры. — Детская игровая комната «Волшебный лес»

Posted on 26.08.197209.01.2022 by alexxlab

Содержание

Скорость химических реакций

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С₂ — С₁) / (t₂ — t₁)) = ± (DС / Dt)

где С₁ и С₂ — молярные концентрации веществ в моменты времени t₁ и t₂ 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 H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) 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 + . . . ® . . .

V = k

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 t₁ до t₂ изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

		(t₂— t₁) / 10
Vt₂ / Vt₁	= g

(где Vt₂и Vt₁ — скорости реакции при температурах t₂ и t₁ соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A

где
A — постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R — универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль

К) = 0,082 л _{атм/(моль К)];}

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»).

Урок 42. движение как качественное изменение. химические реакции — Естествознание — 10 класс

Естествознание, 10 класс

Урок 42. Движение как качественное изменение. Химические реакции

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме:

Как во времени протекает химическая реакция? Что такое механизм химической реакции и как реакции можно классифицировать по механизму их протекания? Как определяется скорость химической реакции для различных процессов? Что такое кинетическое уравнение реакции и в чём его смысл? Как различные факторы влияют на скорость реакции? Каков механизм действия катализатора?

Глоссарий по теме:

Химическая кинетика – это раздел химической науки, изучающий механизм и скорость химической реакции.

Скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

Закон действующих масс – при постоянной температуре скорость данной реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Механизм химической реакции – это последовательность элементарных стадий процесса, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции.

Энергия активации – это средняя избыточная энергия (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходные вещества) и продукты (конечное состояние).

Правило Вант-Гоффа – при повышении температуры на каждые 10⁰ С скорость реакции увеличивается в среднем в 2 – 4 раза.

Катализ – это изменение скорости реакции под действием катализаторов.

Катализатор (от греч. katalysis – разрушение) – это вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.

Ферменты (от лат. fermentum – закваска) – это вещества, катализирующие биохимические реакции в организмах.

Основная и дополнительная литература по теме урока:

1. Естествознание. 10 класс: учебник для общеобразоват. организаций: базовый уровень / И.Ю. Алексашина, К.В. Галактионов, И.С. Дмитриев, А.В. Ляпцев и др. / под ред. И.Ю. Алексашиной. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 2017. – С. 184-189.

2. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия. / Глав. ред. В.А. Володин. – М.: Аванта+, 2000. – С. 116-126; 568-576.

3. Савинкина Е.В. История химии. Элективный курс: Учебное пособие / Е.В. Савинкина, Г.П. Логинов, С.С. Плоткин. – М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2007. – С. 139-144.

Открытые электронные ресурсы по теме урока:

Левченков С.И. Химическая кинетика // Краткий очерк истории химии: Учебное пособие для студентов химфака РГУ. URL:

http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Sketch_7.html#Кинетика

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Многообразие объектов Вселенной отражается в многообразии видов и форм движения. Качественные изменения, которые происходят в ходе химических превращений, можно интерпретировать как особый вид движения, а саму химическую реакцию рассматривать как определенную химическую форму движения. Изучением того, как во времени протекают химические процессы, занимается химическая кинетика – область химической науки, становление которой началось со второй половины XIX века.

Химические процессы протекают с различной скоростью: бронзовый памятник во влажном воздухе медленно покрывается голубоватым налетом, значительно быстрее покрывается ржавчиной железный предмет, лежащий в воде, долька яблока через несколько часов покрывается бурой пленкой, а образование осадка при сливании растворов, например, сульфата натрия и хлорида бария, происходит очень быстро. Для количественной характеристики скорости химической реакции используют не время её протекания, а скорость изменения количества вещества (в моль), вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции.

Таким образом, скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

Напомним, что гомогенная система состоит из одной фазы, а гетерогенная система – из нескольких фаз, разграниченных между собой поверхностями раздела. Наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации веществ от времени, поэтому скорость реакции можно определять как изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из образующихся в ходе реакции веществ в единицу времени.

𝑣 = ± ∆с/∆t, где 𝑣 – скорость реакции, ∆с – изменение концентрации вещества, ∆t – промежуток времени, в котором определяют скорость реакции. Если скорость определяют по изменению концентрации реагирующего вещества, которая в ходе реакции уменьшается, то перед формулой ставят знак «–», если скорость определяется по изменению концентрации продукта реакции, которая в ходе реакции увеличивается, то перед формулой ставят знак «+». Скорость химической реакции изменяется во времени, поэтому по приведенной формуле можно вычислить только среднюю скорость реакции в определенном интервале времени. Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени называется кинетической кривой. С помощью кинетической кривой можно графически определить истинную скорость реакции в каждый момент времени.

Чтобы управлять химической реакцией – замедлять или ускорять химические процессы, необходимо знать, от чего зависит скорость реакции. Особенно важно знать зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Впервые скорость химической реакции и её зависимость от концентрации исходных веществ исследовал немецкий химик Людвиг Фердинанд Вильгельми (1812 – 1864), изучая гидролиз сахарозы. В своей работе, опубликованной в 1850 году, он привел формулу, отражающую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ – первое кинетическое уравнение химической реакции. В 1864 – 1867 гг. норвежские учёные Като Максимилиан Гульдберг (1836 – 1902) и Петер Вааге (1833 – 1900) опубликовали работы, в которых на основе сотен экспериментов доказали, что скорость реакции пропорциональна произведению «действующих масс» реагентов, т. е. (концентрациям). Таким образом, количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для некоторой реакции xA + yB → zD эта зависимость будет иметь вид: 𝑣 = k∙C_A^x∙C_B^y, где С_Аи С_В – молярные концентрации веществ А и В, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции, численно равный скорости реакции при концентрации всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л и определяемый экспериментально. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на границе раздела фаз не зависит от концентрации. Как правило, при низких температурах скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности раздела фаз и температуры.

Превращение одних веществ в другие не является одномоментным событием, – это сложный процесс, который развертывается во времени и пространстве. Еще в XIX веке учёные определили, что химические реакции в подавляющем большинстве являются многостадийными процессами. Последовательность элементарных стадий процесса, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции, называется механизмом реакции. По числу стадий реакции подразделяются на простые (элементарные) и сложные. Простые реакции осуществляются в одну стадию, химическое уравнение таких реакций полностью отражает какие и сколько частиц участвуют непосредственно в элементарном акте химического взаимодействия. В реакциях изомеризации или диссоциации, например, происходит химическое превращение одной молекулы. Есть простые реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или разных) или даже трёх частиц. Сложные реакции осуществляются в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией. Каждая из стадий протекает со своей скоростью. Скорости отдельных стадий могут существенно отличаться друг от друга. Скорость сложной реакции в целом будет определяться скоростью самой медленной стадии, которая называется лимитирующей. Механизмы химических реакций определяются экспериментально.

Скорость химической реакции зависит от температуры. Впервые влияние температуры на скорость реакции было учтено Якобом Генриком Вант-Гоффом (1852 – 1911), им было сформулировано эмпирическое правило (правило Вант-Гоффа): при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Однако это правило носит приближенный характер и применимо лишь в узком интервале температур. Более точно зависимость скорости химической реакции от температуры была определена шведским химиком Сванте Августом Аррениусом (1859 – 1927), он ввёл понятие энергии активации и сформулировал закон температурной зависимости для константы скорости простых реакций.

Многие химические процессы в растворе или газовой фазе происходят при столкновении частиц реагирующих веществ. Число таких соударений огромно. Если бы все соударения частиц приводили к химическому взаимодействию, то реакции протекали бы мгновенно, однако этого не происходит. Это объясняется тем, что не все соударения приводят к химическому взаимодействию. Чтобы соударение было эффективным (привело к химическому взаимодействию) столкнувшиеся частицы должны обладать достаточной энергией для разрыва или ослабления химических связей в молекулах реагирующих веществ. В результате происходит образование некоторого промежуточного неустойчивого комплекса (активированного комплекса) с последующим перераспределением электронной плотности и образованием продуктов реакции. Средняя избыточная энергия (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходные вещества) и продукты (конечное состояние) называется энергией активации. Так как при повышении температуры доля частиц, обладающих избыточной энергией увеличивается, то увеличивается и число эффективных соударений и, следовательно, константа скорости реакции.

На скорость реакции могут оказывать влияние вещества, которые получили название катализаторов. Еще с начала XIX века химики обратили внимание на необычные химические реакции, для протекания которых требовалось добавление некоторых веществ. Эти вещества в реакциях не расходовались, но без их добавления реакции не протекали. В 1835 году все известные на тот момент каталитические исследования обобщил шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус (1779 – 1848), он же первым использовал термин «катализ» (от греч. katalysis – разрушение). Однако, механизм влияния этих добавок был непонятен химикам XIX века. Только в самом конце XIX века немецкий химик Вильгельм Фридрих Оствальд (1853 – 1932) сумел дать современные определения катализа и катализатора. Появление современных теорий катализа относится к 20-м годам XX века. Первой из них была мультиплетная теория, которую разработал российский химик Алексей Александрович Баландин (1898 – 1967).

Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся. Изменение скорости реакции под действием катализаторов называют катализом. Известны различные виды катализа. Катализ может быть положительным – увеличивать скорость реакции, или отрицательным – уменьшать скорость реакции. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, замедляющие течение реакции – ингибиторами. Катализ, при котором катализатор образует одну фазу с реагирующими веществами, называют гомогенным катализом. Если катализатор образует самостоятельную фазу и реакция происходит на поверхности катализатора, то катализ называется гетерогенным катализом. Хорошо известный Вам из школьного курса процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ (2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q) можно проводить с использованием разных катализаторов.

В начале XX века этот процесс осуществляли в газовой фазе с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора – это пример гомогенного катализа. Если в качестве катализатора использовать оксид ванадия (V) V₂O₅, который является твердым веществом, то реакция протекает на его поверхности – это пример гетерогенного катализа. Гетерогенный катализ может быть усилен добавлением промоторов – веществ, которые сами не являются катализаторами, но повышают активность катализатора данной реакции. Так, для синтеза аммиака, идущего с использование железного катализатора, используется добавление оксидов алюминия и калия. Однако, есть вещества, которые наоборот снижают активность катализатора. Такие вещества называются каталитическими ядами. Так, например, платиновый катализатор очень чувствителен по отношению к соединениям серы и селена.

Важными свойствами катализаторов является их специфичность и селективность. Под специфичностью катализатора понимается его способность ускорять только какую-то одну группу реакций и никак не влиять на скорость других реакций. Хорошо известный Вам пример: платина Pt и никель Ni являются катализаторами процессов гидрирования. Другое свойство катализаторов – селективность (избирательность) заключается в способности катализаторов ускорять только одну из возможных при данных условиях параллельных реакций. На этом свойстве катализаторов основаны способы получения разных продуктов из одних и тех же исходных веществ. Например, из этилового спирта C₂H₅OH в присутствии оксида алюминия Al₂O₃ получают этилен CH₂=CH₂, а в присутствии меди Cu – уксусный альдегид CH₃COH. Наибольшей селективностью отличаются биологические катализаторы белковой природы – ферменты. Кроме того, ферменты обладают высокой активностью, что объясняется значительным снижением энергии активации биохимического процесса ферментами.

В чем же заключается действие катализатора? Оказывается, катализаторы снижают энергию активации реакции, в результате чего увеличивается число частиц, обладающих энергией, достаточной для химического взаимодействия. Катализаторы участвуют в образовании активированного комплекса, требующего меньшей энергия активации.

Таким образом, превращение одних веществ в другие – это процесс, развертывающийся во времени, т. е. имеющий свою временную структуру, которая выражена механизмом реакции. Вместе с тем механизм реакции учитывает не только изменения в составе веществ-участников реакции, но и изменение положений атомов в пространстве по мере протекания реакции. Поэтому можно говорить о пространственно-временной структуре реакции. Любое превращение одних веществ в другие, т.е. химическую реакцию, можно рассматривать как качественное изменение и особую форму движения.

Выводы:

1. Скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

2. На скорость реакции оказывают влияние: природа реагирующих веществ, их концентрация (для гомогенных систем), площадь поверхности (для гетерогенных систем), температура и наличие катализатора.

3. Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

4. Большинство химических реакций являются многостадийными процессам, механизм которых определяется экспериментально. Под механизмом химической реакции понимают последовательность элементарных стадий процесса, в результате которых исходные вещества превращаются в продукты реакции.

5. Многие химические реакции являются каталитическими, т.е. для их осуществления необходимы катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.

6. Химическая реакция – имеет сложную пространственно-временную структуру, что позволяет её рассматривать не только как качественное изменение веществ, но и особую форму движения.

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

1. Укажите верные утверждения:

Утверждение	Правильный ответ и пояснение
А. Химическое уравнение не отражает механизм протекания реакции.	Правильное утверждение. Химическое уравнение не отражает механизм протекания реакции, механизм реакции определяется экспериментально.
Б. Катализатор ускоряет реакцию, но сам в реакции не участвует.	Неправильное утверждение. Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся.
В. Закон действующих масс выражает количественную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.	Правильное утверждение. Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется основным законом химической кинетики – законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

2. Установление соответствие между элементами двух множеств. К каждой позиции первого столбца подберите соответствующую позицию второго.

Утверждение	Теория
1. Процесс гидрирования этилена СН₂=СН₂ c использованием никеля Ni в качестве катализатора.	А. Гомогенный катализ Б. Гетерогенный катализ
2. Процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора.
3. Процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ с использованием оксида ванадия (V) V₂O₅ в качестве катализатора.

Правильный ответ:1 – Б; 2 – А; 3 – Б.

Утверждение	Теория
1. Процесс гидрирования этилена СН₂=СН₂ c использованием никеля Ni в качестве катализатора.	Б. Гетерогенный катализ
2. Процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ с использованием оксида азота (II) NO в качестве катализатора.	А. Гомогенный катализ
3. Процесс получения оксида серы (VI) SO₃ из оксида серы (IV) SO₂ с использованием оксида ванадия (V) V₂O₅ в качестве катализатора.	Б. Гетерогенный катализ

Факторы, влияющие на скорость. химических реакций

из «Химия воды и микробиология»

Кинетика химических реакций — это учение о скорости протекания химических реакций и зависимости ее от различных факторов. [c.25]
Для практического использования какой-нибудь реакции нужно энать, с какой скоростью она совершается.

Часто от скорости реакции зависит производительность аппаратуры, и следовательно, количество вырабатываемой продукции. [c.25]
Необходимым условием возникновения химической реакции является столкновение молекул реагирующих веществ. При этом должно произойти их взаимное сближение до такого расстояния, чтобы электрические поля, возбуждаемые электронами обеих молекул, перекрывали друг друга. Только при этих условиях возможно перемещение электронных облаков и перегруппировка атомов, которыми и обусловливается образование новых молекул. Но не всякое столкновение приводит к химическим реакциям. Химический процесс возникает от столкновения молекул, обладающих большим запасом энергии, т. е. активных молекул. [c.25]
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, а также от условий, при которых она протекает. [c.26]
Главные условия, влияющие на скорость реакции 1) концентрация реагирующих веществ 2) температура 3) присутствие катализатора и т.

д. [c.26]
Влияние концентрации. Влияние коицентрации на скорость химической реакции выражается основным законом кинетики — законом Гульдберга и Вааге, который известен как закон действия масс. [c.26]
Влияние температуры. При повышеиии температуры возрастает скорость движения молекул и столкновения между ними происходят чаще. Это одна из причин увеличения скорости реакции при повышении температуры. Другая причина заключается в том, что при более высокой температуре молекулы становятся более активными, повышается количество эффективных столкновений. [c.26]
Для ускорения реакции часто прибегают к нагреванию системы. Опыт показывает, что при увеличении температуры на 10° скорость реакции возрастает приблизительно в два-три раза (правило Вант-Гоффа). [c.27]
Пример. Температурный коэффициент реакции = 2. Рассчитать, через како промежуток времени закончится эта реакция при 100 С, если при 0°С она заканчивалась через 10 мин.

[c.27]
Температурный коэффициент Ва(гт-Гоффа (у) может быть использован для приближенных подсчетов в пределах небольшого интервала температур, так как он сам несколько изменяется с температурой. [c.27]
Если известна энергия активации данной реакции, то по этому уравнению можно также вычислить значение константы скорости этой реакции для любой другой температуры. [c.28]
Согласно теории соударений множитель С имеет смысл общего числа соударений между молекулами за 1 с в объеме 1 см . Это число определяется на основании молекулярно-кинетической теории. Но данный подсчет дает завышенные скорости для реакций в растворах, поэтому для согласия с опытом вводят в уравнение дополнительный множитель — так называемый стерический или ве роятностный фактор Р. (Величина Р зависит от природы реагиру ющих веществ и мол ет изменяться в пределах от 1 до 1-10- Этот фактор учитывает положение реагирующих частиц при столк новении и продолжительность их контакта, необходимую для пере распределения энергии внутри молекул по связям.

Он указывает что столкновение даже активных молекул не всегда приводит к за вершению химического процесса). [c.28]
Из этого уравнения видно, что константами, характеризующими реакцию, являются предэкспоненциальный множитель С и энергия активации Е. Чем больше значение Е, тем меньше (при данном С) скорость химической реакции. [c.28]
Также широко распространены в природе биологические катализаторы— ферменты, которые являются сложными органичехкими веществами белковой природы, образующиеся в животных и растительных организмах. [c.29]
Каталитические процессы. Большинство химических реакций протекает через активный комплекс, состав, строение и свойства которого определяют кинетические свойства системы — скорость реакции,ее направление, влияние внешних факторов и др. [c.29]
Зелинского и его учеников. [c.30]
АК + В- -АВ + К (вторая стадия каталитического цикла).

[c.31]
На скорость гомогенных реакций, протекающих в жидкой фазе, оказывают существенное влияние ионы водорода и ионы гидроксила (кислотно-основной катализ). При наличии в растворе только одной кислоты или одного основания константа скорости реакции, протекающей в растворе, прямо пропорциональна концентрации ионов водорода или ионов гидроксила /С = 7Сн+[Н+] /(=/(он 10Н-], где /Сн+ и — каталитические константы водородного и гидроксильного ионов. В этих случаях наиболее вероятен ионный механизм каталитического действия. [c.31]
Гетерогенный катализ. В практике очистки природных и сточных вод часто используется гетерогенный катализ, когда катализатор находится в твердой фазе, а реагирующие вещества — в жидкой или газообразной фазах. [c.31]
Катализатор должен обладать высокой активностью, термической стойкостью и механической прочностью. Эти свойства катализатору придают во время его изготовления, поэтому часто катализаторами являются не чистые вещества, а сложные многокомпонентные системы.

Различают три типа катализаторов смешанные, на носителях и промотированные. [c.31]

Вернуться к основной статье

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Физическая химия: конспект лекций

2. Факторы, влияющие на скорость химической 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.

Пример:

NO₂ – 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.

Пример:

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

Рис. 10

Чем больше концентрации Na₂S₂O₃, 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 Н₂ + J₂ = 2НJ – скорость можно выразить через изменение концентрации любого из веществ. Если реакция протекает слева направо, то концентрация Н₂ и J₂ 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 Н₂ и J₂ надо столкнуться. Число же таких столкновений будет тем больше, чем больше молекул H₂ и J₂ содержится в объеме, т. е. тем больше будут величины [Н₂] и [J₂]. Но молекулы движутся с разными скоростями, и суммарная кинетическая энергия двух сталкивающихся молекул будет различной. Если столкнутся самые быстрые молекулы Н₂ и J₂, энергия их может быть такой большой, что молекулы разобьются на атомы йода и водорода, разлетающиеся и взаимодействующие затем с другими молекулами Н₂ + J₂?2H+2J, далее будет H + J₂?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 Н₂ и J₂. Такие молекулы «тихо» столкнутся и также «тихо» разойдутся, оставшись тем, чем они были, Н₂ и J₂. Таким образом, не все, а лишь часть столкновений приводит к химической реакции. Коэффициент пропорциональности (k) показывает число результативных, приводящих к реакции соударений при концентрациях [Н₂] = [J₂] = 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 Н₂и J₂ 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.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃, (1)

H₂S₂O₃ = S?+H₂O+SO₂?. (2)

Реакция (1) протекает практически мгновенно. Скорость реакции (2) зависит при постоянной температуре от концентрации реагирующего вещества H₂S₂O₃. 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 Na₂S₂O₃ x 5H₂O и H₂SO₄.

Первый готовят путем растворения 7,5 г соли в 100 мл H₂O, что соответствует 0,3 М концентрации. Для приготовления раствора H₂SO₄ той же концентрации отмерить надо 1,8 мл H₂SO₄(к), ? = = 1,84 г/см³ и растворить ее в 120 мл H₂O. Приготовленный раствор Na₂S₂O₃ разлить в три стакана: в первый – 60 мл, во второй – 30 мл, в третий – 10 мл. Во второй стакан добавить 30 мл H₂O 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 H₂SO₄ и включите секундомер, и т. д. Учитывая, что скорость реакции падает с разбавлением раствора Na₂S₂O₃, 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;

v₁ – скорость реакции при температуре t₁;

v₂ – скорость реакции при температуре t₂.

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

Решение:

t₁ = 120 с = 2 мин; t₁ = 50 °С; t₂ = 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.

CaCO₃ – 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.

CaCO₃(тв) + HCl(г) = CaCl₂(тв) + H₂O(ж) + CO₂(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.

Данный текст является ознакомительным фрагментом.

Продолжение на ЛитРес

Скорость химической реакции кинетическое уравнение и константа скорости закон действующих масс

Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение и константа скорости. Закон действующих масс.

Многое удается узнать о химических реакциях, изучая скорость их протекания и факторы, от которых она зависит. Этим занимается раздел химии, называемый ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКОЙ.

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Количество вещества выражают в МОЛЯХ, а объем в ЛИТРАХ. В этом случае мы получаем удобную для работы величину — КОНЦЕНТРАЦИЮ вещества в моль/л, которая ИЗМЕНЯЕТСЯ в ходе реакции. Таким образом, скоростью реакции называют изменение концентрации какого-нибудь вещества, участвующего в реакции, за единицу времени (например, за секунду или за минуту). Отсюда другое определение скорости реакции:

Скоростью химической реакции называется ИЗМЕНЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ реагента или продукта в единицу времени.

Разницу между тем, что было и тем, что стало, часто обозначают буквой греческого алфавита  (дельта) Следовательно, только что приведенное определение математически можно выразить так:

V = С₂ – С₁t₂ — t₁= С / t)

где v — скорость реакции, С₁ и С₂ — молярные концентрации веществ в моменты времени t₁ и t₂ соответственно, C — изменение концентрации (в моль/л), а  — интервал времени, в течение которого это изменение произошло (сек). Следовательно, размерность у скорости реакции такая: «моль/л^.сек».Знак (+) ставится если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу.

Чаще речь идет об убыли концентрации исходного вещества, поэтому изменение концентрации берется со знаком «минус».

За скоростью реакции А + Б = В можно следить по расходованию одного из реагентов (А или Б), либо по накоплению продукта (В). Здесь мы сталкиваемся с серьезной проблемой: скорость реакции может постоянно МЕНЯТЬСЯ. Действительно, в начале реакции, когда молекул А и Б еще много, столкновения между ними происходят гораздо чаще, чем в конце реакции, когда молекул А и Б уже намного меньше. Как мы знаем, столкновения молекул являются поводом для реакции между ними. На рис. 1 показана упрощенная модель реакции А + Б = В, в которой каждое столкновение приводит к химической реакции между двумя частицами. Впрочем, такие реакции тоже есть. Например, практически каждое столкновение ионов Н⁺ и ОН^— в растворе приводит к образованию молекулы Н₂О (у этой реакции низкая энергия активации).

Рис. 1. Модель реакции А + Б = В. Образование продукта (В) происходит быстро в начале реакции и замедляется ближе к концу реакции. На графике накопления продукта (В) в смеси хорошо видно, что при одном и том же интервале времени  изменение концентрации C в начале реакции больше, чем в конце реакции. Таким образом, скорость химического превращения может постоянно меняться в ходе реакции. Поэтому выражение для скорости реакции, записанное выше, позволяет рассчитать среднюю скорость реакции. Как же быть в таком случае? Что принимать за истинную скорость реакции? К счастью, существует подход, который позволяет устранить эту трудность в изучении скоростей химических реакций.

Чем больше концентрация молекул (А) или (Б) в смеси, тем больше вероятность столкновения между ними. Если обозначить буквами А и Б (в квадратных скобках) молярные концентрации этих веществ, то скорость реакции будет пропорциональна произведению этих молярных концентраций:

v = [А моль/л][Б моль/л] (1)

В дальнейшем обозначения «моль/л» в квадратных скобках мы уже писать не будем. Заметим, что в полученном нами выражении (1) для скорости химической реакции размерности левой и правой части не совпадают. Действительно, размерность скорости реакции, как мы уже знаем, «моль/л^.сек», а размерность произведения в правой части уравнения другая: «моль²/л²«. Для того чтобы выровнять размерности в правой и левой частях уравнения, нужен коэффициент пропорциональности. Обозначим его буквой k и присвоим ему размерность «л/моль^.сек». Тогда уравнение (1) примет такой вид:

v = k[А][Б] (2)

Оказалось, что коэффициент пропорциональности k способен выполнять гораздо более полезную функцию, чем простое выравнивание размерностей в левой и правой частях уравнения (2). Коэффициент k НЕ ЗАВИСИТ от концентраций [А] и [Б]. Эти концентрации (как и скорость) могут изменяться в ходе реакции, но значение k сохраняется ПОСТОЯННЫМ для данной реакции в выбранных условиях. Поэтому коэффициент k называют КОНСТАНТОЙ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ. Уравнение (2) называется КИНЕТИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЕМ для реакций типа А + Б = В (или А + Б = В + Г + …). В кинетическом уравнении скорость реакции не зависит от количества ПРОДУКТОВ реакции и их концентраций. Это и понятно: ведь скорость реакции в данном случае определяется только столкновениями молекул реагентов (А) и (Б). Константу скорости k можно определить экспериментально: она численно равна скорости реакции в тот момент, когда концентрации исходных веществ равны 1 моль/л:

v = k[А][Б] = k[1][1], следовательно, в этот момент v = k

Константа скорости k дает химикам возможность КОЛИЧЕСТВЕННО обсуждать вопросы, связанные с изучением скоростей реакций. Приведем пример.

Реакция	Условия	Кинетическое уравнение	k
H⁺ + OH^— = H₂O	20 ^oC	v = k[H⁺][OH^—]	1,4^.10¹¹ л/моль^.сек
NH₄⁺ = NH₃ + H⁺	20 ^oC	v = k[NH₄⁺]	24 сек^-1

Измеренные константы скоростей приведенных реакций позволяют уже не просто говорить о том, что реакция нейтрализации (H⁺ + OH^—) протекает намного быстрее реакции разложения иона аммония. Можно рассуждать количественно: при 20 ^оС реакция нейтрализации протекает в 6^.10⁹ раз быстрее, чем реакция распада иона аммония на аммиак и ион водорода.

** Интересен вопрос о том, почему в кинетическом уравнении (2) фигурирует именно ПРОИЗВЕДЕНИЕ молярных концентраций реагентов? Почему, например, не сумма? Ответ можно получить экспериментально и теоретически. Эксперимент подтверждает правильность кинетического уравнения, но к нему можно прийти и из теории вероятностей.

Для того чтобы столкнуться, молекулы (А) и (Б) должны оказаться одновременно в какой-то точке пространства. Вероятность того, что два независимых события произойдут одновременно (молекулы А и Б окажутся в одно время в одном и том же месте) равна ПРОИЗВЕДЕНИЮ вероятностей каждого из этих событий по отдельности. Это положение теории вероятностей легко проверяется. Наибольшую вероятность обозначают единицей. Например, вероятность того, что подброшенная вверх монета упадет плашмя, практически равна 1. Вероятность того, что монета упадет орлом вверх, равна 1/2. Если мы подбросим одновременно две монеты, то вероятность того, что обе они упадут орлом вверх, составляет 1/2^.1/2 = 1/4. Это означает, что в серии из 4-х опытов с подбрасыванием монет только один раз выпадут два орла. Если в маленькой серии опытов и произойдет отклонение от теории, то в большой серии (например, из 100 опытов), таких отклонений уже практически не наблюдается. Можете проверить сами. Вероятность для молекул А одновременно оказаться в одном и том же месте прямо пропорциональна молярной концентрации этих молекул [А]. Это же можно сказать о молекулах Б. Следовательно, вероятность их столкновения должна быть пропорциональна ПРОИЗВЕДНИЮ молярных концентраций [А][Б].

Бывают случаи, когда реакция происходит в результате одновременного столкновения трех частиц. Например, для реакции 2А + Б = В (или 2А + Б = В + Г +…) кинетическое уравнение должно выглядеть так:

v = k[А][А][Б] или v = k[А]²[Б]

В общем случае, для реакции

aA +bB + cC = dD + eE + fF + …

кинетическое уравнение для скорости реакции записывается следующим образом:

v = k[A]^a[B]^b[C]^c (3)

Оно представляет собой произведение концентраций реагентов, каждая из которых взята в степени, равной числу молей соответствующего вещества в полном уравнении реакции. Это не что иное, как математическая запись ЗАКОНА ДЕЙСТВИЯ МАСС. Часто встречается и термин ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС, причем можно использовать любое из этих названий. Закон действующих масс и его математическое выражение — кинетическое уравнение — называют основным законом химической кинетики. Этот закон можно сформулировать так:

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов.

Название основного закона химической кинетики связано с работами норвежских ученых Гульдберга и Вааге, опубликованными в 1864 и 1867 гг. Этими исследователями было экспериментально показано, что скорость реакции пропорциональна произведению «масс реагентов в реакции», то есть «действующих масс», откуда и возникло название.

Общее уравнение (3) требуется только для обсуждения вопросов, связанных с химическим равновесием. В реальных химических реакциях одновременное столкновение между собой уже трех реагирующих частиц — редкое событие, поэтому таких реакций немного. Большинство химических реакций происходит либо при распаде одной частицы (А = Б + В + Г…), либо при столкновении между собой двух частиц (А + Б = В + Г…). Если уравнение реакции сложное, то, скорее всего, она включает в себя несколько более простых реакций, каждая из которых происходит путем попарных столкновений, либо путем распада одной частицы. Эти простые реакции называют элементарными реакциями. Только для таких — элементарных реакций — справедливо кинетическое уравнение (3). Приведем пример. Для окислительно-восстановительной реакции:

K₂Cr₂O₇ + 14 HI = 3 I₂ + 2 CrI₃ + 2 KI + 7 H₂O

не следует торопиться записать кинетическое уравнение:

v = k[K₂Cr₂O₇][HI]¹⁴ (неправильно!)

Эта сложная реакция на самом деле включает в себя несколько простых (элементарных) реакций. Трудно представить, что для образования продуктов должны одновременно столкнуться между собой одна молекула K₂Cr₂O₇ и 14 молекул HI. Это совершенно невероятное событие! Кроме того, оба исходных соединения распадаются в растворе на ионы, поэтому трудно даже ожидать, что между собой должны столкнуться частицы восстановителя (I^—) и окислителя (Cr₂O₇^2-) в виде анионов (ведь они отталкиваются друг от друга). Ион Cr₂O₇^2- должен претерпеть ряд сложных превращений, прежде чем превратится в частицу, столкновение которой с ионом иода действительно приведет к химической реакции. Для этого должно произойти несколько элементарных реакций, каждая из которых описывается своим собственным (простым) кинетическим уравнением и имеет свою константу скорости.

В итоге общую скорость реакции определяет какая-то самая медленная элементарная реакция. Такая реакция называется лимитирующей стадией. Как же найти общее кинетическое уравнение для нашей окислительно-восстановительной реакции? Сделать это можно только экспериментально. Оказалось, что скорость данной реакции при 25 ^оС зависит только от концентрации бихромата калия и НЕ ЗАВИСИТ от концентрации иодоводородной кислоты HI:

v = k[K₂Cr₂O₇]

** Следовательно, лимитирующая стадия связана с каким-то превращением бихромата калия. Так кинетика помогает узнать механизм реакции. Если написать не просто уравнение реакции, включающее только исходные вещества и конечные продукты, но и все промежуточные вещества в этой реакции (часто они неустойчивы и выделить их невозможно), то мы получим запись механизма реакции. Именно промежуточные вещества определяют выбор того или иного возможного направления реакции. Поэтому знание механизма позволяет управлять реакцией по желанию химика. Для выяснения механизма требуются дополнительные исследования.

Приведем другой пример. Изучение реакции окисления NO кислородом показало, что в этом случае кинетическое уравнение соответствует полному химическому уравнению:

2 NO + O₂ = 2 NO₂

v = k[NO]²[O₂]

Это редкий пример тримолекулярной реакции. Молекулярность реакции — это число исходных частиц, одновременно взаимодействующих друг с другом в одном элементарном акте реакции. Молекулярность реакции может составлять 1, 2 или 3. Соответственно различают мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. Например, реакция NH₄⁺ = NH₃ + H⁺ является мономолекулярной, а реакция H⁺ + OH^— = H₂O — бимолекулярной.

О кинетическом уравнении v = k[A]^a[B]^b[C]^c говорят, что оно имеет порядок по каждому из входящих в него веществ. Порядок реакции по данному веществу — это показатель степени при концентрации данного вещества в кинетическом уравнении. Например, уравнение v = k[NO]²[O₂] имеет второй порядок по NO и первый порядок по О₂. Сумма порядков по всем веществам (a + b + c) называется общим или суммарным порядком реакции. Например, кинетическое уравнение v = k[H⁺][OH^—] имеет общий второй порядок. Уравнение v = k[NO]²[O₂] имеет общий третий порядок. Уравнения типа v = k[NH₄⁺] или v = k[K₂Cr₂O₇] — первого порядка.

Для элементарных реакций порядок реакции — целочисленная величина, совпадающая с молекулярностью реакции. Для всех других (не элементарных, сложных) реакций их порядки МОЖНО ОПРЕДЕЛИТЬ ТОЛЬКО ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНО. Причем они могут иметь как целочисленные, так и дробные и (даже нулевое!) значение. В реальных кинетических исследованиях редко встречается порядок реакции выше третьего.

Иногда для описания химических процессов важно знать мгновенную скорость реакции (т.е. скорость в данный момент времени). Для ее определения

строят график зависимости концентрации исходного вещества от времени;
для определения скорости в момент времени проводят касательную до пересечения с осью «время»;
определяют угол наклона касательной α;
мгновенная скорость равна тангенсу угла наклона

ЗАДАЧИ

1. Ниже приведены опытные данные по двум реакциям. Реакция (1) происходит в газовой фазе, а реакция (2) — в растворе.

Полное уравнение реакции:

Кинетическое уравнение, установленное опытным путем:

Усло-вия:

кДж/моль

2 NO + Cl₂ = 2 NOCl

v = k[NO]²[Cl₂]

0 ^оС

5,4

18,8

3 KBrO = KBrO₃ + 2 KBr

v = k[KBrO]²

80 ^oC

9,3. 10^-4

105

а) Если реакции проводить при одной температуре, то которая из них будет протекать быстрее и почему? б) Каков суммарный порядок реакции (1)? в) Каков суммарный порядок реакции (2)? г) Какова молекулярность реакции (1)? д) Какова молекулярность реакции (2)?

2. 2 л раствора вещества А (концентрация 0,6 моль/л) смешали для реакции с 3 л раствора вещества Б (1 моль/л). Какова начальная концентрация веществ А и Б в полученном растворе?

3. Оксид азота (II) NO окисляется кислородом О₂ с образованием оксида азота (IV) NO₂ (в газовой фазе). Кинетическое уравнение этой реакции соответствует полному химическому уравнению. Как изменится скорость реакции, если давление увеличить в два раза? Исследуйте задачу: убедитесь в том, что ответ не зависит от молярного соотношения реагентов.

4. Реакция А + Б = В является бимолекулярной. Начальные концентрации веществ таковы: [А]_н = 2,5 моль/л, [Б]_н = 1,5 моль/л. Константа скорости реакции k = 0,8 л/моль^.сек. Вычислите концентрацию вещества [А] и скорость реакции к моменту, когда концентрация вещества [Б] составит 0,5 моль/л.

*** 5. Реакция 2А + Б = В является тримолекулярной. Начальные концентрации веществ таковы: [А]_н = 2,5 моль/л, [Б]_н = 1,5 моль/л. Константа скорости реакции k = 0,8 л²/моль²^.сек. Вычислите концентрацию вещества [А] и скорость реакции к моменту, когда концентрация вещества [Б] составит 0,5 моль/л.

Почему все возможные химические реакции еще не произошли? Энергия активации. Понятие о скорости химической реакции.

Рассмотрим реакцию, которая происходит в замкнутом сосуде между некими газообразными веществами А и Б по уравнению:

А + Б = В

Для того, чтобы молекулы А и Б прореагировали между собой, они должны сначала столкнуться. Причем столкновение должно быть достаточно энергичным. Энергия, запасенная в молекулах А и Б, должна быть больше какой-то определенной величины — иначе они просто отталкиваются друг от друга, не вступая в реакцию. Если же энергия столкновения достаточна, образуется продукт В. Мерой «энергичности» молекул может служить, например, скорость их движения, которая возрастает с повышением температуры газа. Кстати, тепло или холод мы воспринимаем именно как результат столкновений окружающих нас «быстрых» или «медленных» молекул атмосферы с нашей кожей.

Однако не все молекулы при данной температуре обладают одинаковой энергией и движутся с одинаковой скоростью. Существует распределение молекул по скоростям, а значит и по энергии. Только часть молекул движется с очень малой или очень большой скоростью, но большинство — с некоторой средней скоростью (рис. 2). Реагировать может только та часть молекул, в которых запасенная энергия выше некоторого определенного предела для каждой конкретной реакции (эта область заштрихована на рис.2).

Рис. 2. Распределение молекул по энергии при какой-то определенной температуре. По горизонтальной оси отложена энергия молекул. На вертикальной оси показано количество молекул данной энергии. Значение E_min представляет собой некоторую минимальную энергию, которой должна обладать молекула, чтобы вступить в некую химическую реакцию. Количество таких «активных» молекул примерно пропорционально заштрихованной площади под кривой.

Пояснить ситуацию может простой пример: по городским улицам движется множество машин, причем только небольшая их часть едет либо с очень маленькой, либо, наоборот, с очень большой скоростью. Основная же масса транспорта движется по городу с какой-то средней (не очень большой и не очень маленькой) скоростью. В реакционном сосуде молекулы тоже распределяются по скоростям (и по энергии) неравномерно. Необходимой для химической реакции энергией обладает только ЧАСТЬ сталкивающихся молекул.

** Расчеты показывают, что в обычных условиях молекулы газа сталкиваются между собой чрезвычайно часто. Однако, как мы видим, далеко не все столкновения молекул А и Б приводят к химической реакции между ними. Значительная часть молекул «ждет» удачного столкновения, чтобы переместиться в закрашенную на рис. 2 область. Такой способ приобретения молекулами энергии называется термической активацией молекул. Но этот способ — не единственный. Например, если молекула А только что образовалась в результате какой-нибудь экзотермической реакции и еще не успела отдать энергию в окружающую среду, она оказывается активированной для дальнейших реакций. Такой способ активации не требует столкновений с другими молекулами и называется химической активацией. Еще один способ активации молекул без столкновений — поглощение ими энергии света. Но, подчеркнем, в большинстве наблюдаемых нами реакций активированные молекулы находятся в меньшинстве по сравнению с основной массой «не активных» молекул.

Отсюда следует важный вывод: никакая химическая реакция не может происходить мгновенно (сразу между всеми молекулами), поскольку значительная их часть просто не обладает достаточной энергией для этого. Следовательно, каждая химическая реакция происходит с какой-то конечной СКОРОСТЬЮ. Под скоростью реакции мы будем понимать число молекул, которые вступают в химическое взаимодействие с другими молекулами за единицу времени. Удобно это число молекул выражать в МОЛЯХ и относить к единице объема смеси.

В это время с молекулами А и Б происходит настоящая катастрофа — старые химические связи уже почти разрушились, а новые, характерные для молекулы В, еще не успели вполне сформироваться. В такой момент вещество, заключенное в этих молекулах, неустойчиво и имеет высокую энергию. Подобное состояние в химической реакции называется ПЕРЕХОДНЫМ СОСТОЯНИЕМ (когда молекула представляет собой нечто «среднее» между молекулами А, Б и В).

Графически переходное состояние реакции можно изобразить так, как показано на рис. 3. Здесь по вертикальной оси отложена СРЕДНЯЯ энергия молекул на разных стадиях химического превращения — когда они еще являются молекулами А и Б, затем когда уже превратились в переходное состояние и, наконец, когда стали молекулой В. Горизонтальная ось называется координатой реакции и отражает степень «похожести» вещества в процессе реакции на конечную молекулу В. Переходное состояние вещества занимает самую высокую позицию на оси энергии.

Рис.3. Энергетический профиль экзотермической реакции А + Б = В. Разница между средней энергией молекул А и Б и средней энергией переходных состояний (которые тоже рассматриваются как молекулы), называется энергетическим барьером или энергией активации Еа этой реакции. Энергетические барьеры существуют не только у экзо-, но и у эндотермических реакций.

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.

Итак, мы видим, что начальное и конечное состояние вещества в химической реакции разделены неким энергетическим барьером. Его величина выражеется в кДж на моль А (или на моль Б). Этот барьер называется энергией активации реакции и обозначается символом Еа.

Энергией активации Еа называется средняя избыточная энергия Е (по сравнению со средней энергией движения), которой должны обладать реагирующие частицы (атомы, молекулы), чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в химической реакции реагенты (исходное состояние) и продукты (конечное состояние).

** Не следует путать значения Еа и Е_min из рис. 105. Во-первых, по достижении молекулами энергии Е_min скорость реакции еще настолько мала, что такую реакцию мы вряд ли могли бы наблюдать.

Во-вторых, энергия активации Еа — это разница между СРЕДНЕЙ энергией исходных веществ и СРЕДНЕЙ энергией того же вещества, уже находящегося в переходном состоянии (при этом переходные состояния тоже рассматриваются как МОЛЕКУЛЫ, пусть даже и необычные). В отличие от E_min, которую можно представить для отдельной молекулы, энергия активации Еа может быть определена только для АНСАМБЛЯ реагирующих молекул! Термин «энергия активации» для ОТДЕЛЬНОЙ молекулы не имеет никакого смысла.

Приведем пример. На рис. 4 показано распределение по скоростям молекул газообразного азота при трех различных температурах. Азот — очень инертное вещество, но все-таки его можно заставить вступать в химические реакции. Допустим, молекулы азота могут реагировать с неким элементом только тогда, когда они «разогнаны» до скорости 2000 м/сек и более.

Рис. 4. Распределение молекул газообразного азота по скоростям при трех различных температурах. Температура в кельвинах указана рядом с каждой кривой.

Поскольку энергия не берется «ниоткуда», при температуре 1273 К энергия переходного состояния вещества находится где-то в закрашенной (желтым цветом) области «энергичных» молекул. Разница между этой средней энергией переходных состояний и средней энергией исходных молекул называется энергией активации Еа.

Если мы повысим температуру реагирующей смеси до 2273 К, то кривая сдвигается вправо по шкале энергий (и шкале скорости молекул), но разница Е = Еа сохранится. Таким образом, энергия активации Еа практически не зависит от температуры.

Этого нельзя сказать о скорости реакции, которая с повышением температуры увеличивается. Действительно, теперь область энергичных» молекул закрашена не только желтым, но и оранжевым цветом. Эта площадь пропорциональна числу реагирующих молекул. Следовательно, при температуре 2273 К скорость реакции будет заметно выше, чем при температуре 1273 К.

Можно изобразить это и другим способом. На рис. 5 показаны три ситуации: а) при температуре 273 К вообще нет активированных молекул азота и химическая реакция не происходит; б) при температуре 1273 К реакция уже идет, но её скорость не велика; в) при температуре 2273 К скорость химической реакции заметно выше.

Рис. 5. При повышении температуры активационный барьер Еа и тепловой эффект реакции Q не изменяются, но возрастает скорость химической реакции.

До сих пор мы сравнивали ОДНУ И ТУ ЖЕ реакцию при разных температурах. Если же сравнить между собой РАЗЛИЧНЫЕ химические реакции, протекающие в одинаковых условиях, то выясняется следующее.

Для каждой химической реакции характерно свое собственное значение Еа (не зависящее от температуры). В большинстве случаев энергия активации химических реакций между нейтральными молекулами составляет от 80 до 240 кДж/моль. Чем НИЖЕ активационный барьер Еа какой-либо химической реакции, тем БЫСТРЕЕ она идет в данных условиях, потому что большее число молекул А и Б способны преодолевать барьер в единицу времени.

Если в другой химической реакции активационный барьер ВЫШЕ, то такая реакция в тех же условиях идет МЕДЛЕННЕЕ. Если барьер очень высок, в системе вообще нет молекул, способных преодолеть активационный барьер и реакция не происходит.

Итак, мы видим, что для протекания химической реакции молекулы исходных веществ должны сначала преодолеть активационный барьер Еа. Таким образом, активационный барьер может являться препятствием для самопроизвольного протекания даже очень «выгодных» с энергетической точки зрения экзотермических реакций.

Например, если бы не было активационного барьера, реакция горения метана в кислороде начиналась бы сразу после соприкосновения метана с воздухом. В этом случае не только природный газ (в нем 95% метана), но и нефть, бензин, уголь, бумагу, одежду, мебель, деревянные постройки и все, что в принципе может гореть, пришлось бы тщательно изолировать от воздуха. К счастью, на пути самопроизвольного протекания этих экзотермических реакций стоит активационный барьер Еа.

Когда мы подносим горящую спичку к открытой конфорке газовой плиты, мы заставляем какую-то часть молекул метана и кислорода «перескочить» активационный барьер, не преодолимый при комнатной температуре. В дальнейшем энергия активации для взаимодействия все новых и новых молекул метана и кислорода черпается уже из тепла самой экзотермической реакции.

ЗАДАЧИ

6. Возможна ли жизнь на планете земного типа, где энергия активации для любой химической реакции была бы равна нулю? Как вы думаете, какие явления, наблюдаемые на Земле, были бы невозможны на такой планете?

7. Оцените (по принципу больше–меньше) энергии активации>: а) реакции окисления железа кислородом в присутствии воды; б) реакции окисления метана кислородом. Напишите уравнения этих реакций.

8. Приведите по одному примеру: а) физического превращения и б) химического превращения, протекающих с очень высокими скоростями. Приведите по одному примеру таких превращений, протекающих с очень низкими скоростями.

9. Прочитав этот параграф, наш хороший знакомый Юх задумался над тем, нельзя ли изобрести такой прибор, который мог бы снижать до нуля энергию активации любых химических реакций? Допустим, думал Юх, такой прибор уже создан в моей лаборатории и его предстоит испытать. Что произойдет во время испытания?

Юх взял лист бумаги и сделал набросок фантастического рассказа: «Едва я включил прибор, как в лаборатории вспыхнули шторы и начал тлеть деревянный лабораторный стол, на котором стояла установка. Хорошо, что перед испытанием я смочил одежду водой из пульверизатора, поэтому одежда пока не загоралась, но внезапно задымились кожаные ботинки. К счастью, мне самому ничего не грозило – ведь в атмосфере 20% кислорода, а при такой его концентрации горючие предметы не воспламеняются, если их влажность превышает 15%. И лес за окном, и зеленая трава пока тоже в безопасности! Но надо было спасать шторы и стол. Я бросился к водопроводному крану и с ужасом обнаружил, что стальные трубы на моих глазах вспучиваются от ржавчины и рассыпаются в труху! В лабораторию хлынула вода из отверстий в стене, а за окном вдруг взметнулся столб пламени – это взорвался бензобак нашего автомобиля. Хорошо, что радиус действия прибора ограничен, успел подумать я и вдруг ощутил волчий голод. К счастью, моя мысль теперь работала с быстротой молнии. В мгновение ока я очутился около рубильника и выключил ток. Шторы и стол мгновенно погасли, а за окном перестали быть видны всполохи огня. Я с облегчением опустился на слегка обугленный стул. ..» Найдите одну существенную и несколько мелких неточностей в фантастическом рассказе нашего уважаемого Юха, исправьте их и дополните рассказ другими деталями.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

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 H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) 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. По закону действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций 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 t₁ до t₂ изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

		(t₂— t₁) / 10
Vt₂ / Vt₁	= g

где Vt₂и Vt₁ — скорости реакции при температурах t₂ и t₁ соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции.

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A • e ^–^Ea^/^RT

где

A — постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R — универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л • атм/(моль • К)];

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. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе — разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях).

Механизм каталитического действия для них не одинаков, однако и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения E_a.

Так, медленно протекающая реакция A + B → А…B → AB (ΔG < 0) в присутствии катализатора идет с большей скоростью в две стадии:

т. е. образуются частицы промежуточного соединения AK (катализатора с реагентами), затем активный комплекс AKB и конечные продукты с регенерацией катализатора. Следовательно, каталитический путь оказывается кинетически более выгодным, чем прямое взаимодействие исходных веществ.

Рис. 6

Изображение реакционного пути некаталитической A + B → AB реакции (кривая 1) и гомогенной каталитической реакции (кривая 2)

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа«).

Из истории открытия каталитических свойств.

В 1823 году, когда свойства платины уже считали хорошо изученными, немецкий химик И. Дёберейнер продемонстрировал опыт, который выглядел как фокус и вызвал общее недоверие. Дёберейнер, выпуская из сосуда струю водорода, помещал на ее пути тонкодисперсную (губчатую) платину, и тотчас же водород загорался сам собой при комнатной температуре и даже на морозе. Опыт повторяли многие и убедились — подвоха нет. Сколько бы раз ни воспламеняли струю, сколько бы времени ни горел водород, платина у контакта с ним остается неизменной, сохраняя свой вес, вид, свойства. Следовательно, она не участвует в реакции, так почему же тогда, соприкасаясь с ней, загорается водород? Почему нагревается платина?

Объяснить это не смог тогда никто, за исключением, как иронически отметил автор открытия, сторонников старой версии о том, что платина — творение бесовское. Не пытаясь их опровергнуть, Дёберейнер сосредоточил усилия на практическом использовании замечательного свойства, создав водородное (или дёберейнерово) огниво — свинцовый сосуд, в котором серная кислота, реагируя с цинком, образует водород. Его струя, при выходе из крана, соприкоснувшись с платиновой пластинкой, загоралась. Горение прекращали, закрыв кран. При этом давление газа в сосуде возрастало, оттесняя кислоту от цинка, и образование водорода прекращалось, пока кран вновь не будет открыт. Такой быстрый и безопасный способ получения огня до изобретения спичек пользовался широким распространением. Огниво сумели «миниатюризировать» почти до размера современной зажигалки.

Новое свойство платины привлекло общее внимание и тут выяснилось, что первым, правда в менее эффектной форме, его подметил X. Дэвн, обнаруживший в 1818 году, что в присутствии платины кислород самопроизвольно превращает винный спирт в уксусную кислоту. Вскоре Дёберейнер продемонстрировал еще один эффектный опыт: он взрывал гремучий газ, приближая к нему платину, как волшебную палочку.

В те же годы другие исследователи установили, что способность возбуждать химические реакции, замедлять их или ускорять не является уникальной особенностью платины, а присуща и некоторым другим элементам и соединениям. Берцелиус в 1835 году предложил вещества, обладающие таким свойством, называть катализаторами (от древнегреческого: разлагать, возбуждать). Вслед за огнивом были изобретены каталитические грелки. Они применяются и поныне: горючее из резервуара по фитилю подводят к платиновому катализатору. Под его влиянием, взаимодействуя с кислородом воздуха, горючее окисляется и порождает тепло без образования пламени, при безопасной для воспламенения температуре.

В конце прошлого века был придуман контактный способ получения серной кислоты путем окисления сернистого газа на платине. Для экономного ее расходования применили «пушонку» — тончайшие волокна асбеста, покрытые платиновой чернью. С той поры катализаторы, платиновые и другие, применяются все шире и во многом обусловили прогресс химической технологии, хотя причины их «магического» действия прояснялись очень медленно, вместе с ростом знаний о строении вещества.

12.2 Факторы, влияющие на скорость реакции — химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Описать влияние химической природы, физического состояния, температуры, концентрации и катализа на скорость реакции

Скорости расходования реагентов и образования продуктов в ходе химических реакций сильно различаются. В этом разделе будут рассмотрены пять факторов, обычно влияющих на скорость химических реакций: химическая природа реагирующих веществ, степень разделения (один большой кусок против множества мелких частиц) реагентов, температура реагентов, концентрация реагенты и наличие катализатора.

Химическая природа реагирующих веществ

Скорость реакции зависит от природы участвующих веществ. Реакции, которые кажутся похожими, могут иметь разную скорость в одних и тех же условиях, в зависимости от идентичности реагентов. Например, когда небольшие кусочки металлов железа и натрия подвергаются воздействию воздуха, натрий полностью реагирует с воздухом в течение ночи, в то время как железо практически не изменяется. Активные металлы кальций и натрий реагируют с водой с образованием газообразного водорода и основания.Тем не менее, кальций реагирует с умеренной скоростью, тогда как натрий реагирует так быстро, что реакция почти взрывоопасна.

Физические состояния реагентов

Химическая реакция между двумя или более веществами требует тесного контакта между реагентами. Когда реагенты находятся в разных физических состояниях или фазах (твердые, жидкие, газообразные, растворенные), реакция протекает только на границе раздела фаз. Рассмотрим гетерогенную реакцию между твердой фазой и жидкой или газообразной фазой.По сравнению со скоростью реакции для крупных твердых частиц скорость для более мелких частиц будет выше, поскольку площадь поверхности, контактирующей с другой фазой реагента, больше. Например, крупные куски железа медленнее реагируют с кислотами, чем с мелкодисперсным железным порошком (рис. 12.6). Крупные куски дерева тлеют, более мелкие быстро горят, а опилки горят со взрывом.

Фигура 12,6 (a) Порошок железа быстро реагирует с разбавленной соляной кислотой и образует пузырьки газообразного водорода: 2Fe( s ) + 6HCl( aq ) ⟶⟶ 2FeCl ₃ ( aq ) + 3H ₂ ( ).(b) Железный гвоздь реагирует медленнее, потому что площадь поверхности, подвергающаяся воздействию кислоты, намного меньше.

Ссылка на обучение

Посмотрите это видео, чтобы увидеть реакцию цезия с водой в замедленной съемке и обсудить, как состояние реагентов и размер частиц влияют на скорость реакции.

Температура реагентов

Химические реакции обычно протекают быстрее при более высоких температурах. Еда может быстро испортиться, если ее оставить на кухонном столе. Однако более низкая температура внутри холодильника замедляет этот процесс, так что одни и те же продукты остаются свежими в течение нескольких дней.Газовые горелки, электроплитки и печи часто используются в лабораториях для увеличения скорости реакций, протекающих медленно при обычных температурах. Для многих химических процессов скорость реакции увеличивается примерно вдвое при повышении температуры на 10 °C.

Концентрации реагентов

Скорость многих реакций зависит от концентрации реагентов. Скорость обычно увеличивается, когда увеличивается концентрация одного или нескольких реагентов. Например, карбонат кальция (CaCO ₃ ) портится в результате его реакции с загрязняющим веществом диоксидом серы.Скорость этой реакции зависит от количества диоксида серы в воздухе (рис. 12.7). Кислотный оксид, диоксид серы соединяется с водяным паром в воздухе с образованием сернистой кислоты в следующей реакции:

SO2(г)+h3O(г)⟶h3SO3(водн.)SO2(г)+h3O(г)⟶h3SO3(водн.)

Карбонат кальция реагирует с сернистой кислотой следующим образом:

CaCO3(s)+h3SO3(aq)⟶CaSO3(aq)+CO2(g)+h3O(l)CaCO3(s)+h3SO3(aq)⟶CaSO3(aq)+CO2(g)+h3O(l)

В загрязненной атмосфере с высокой концентрацией диоксида серы карбонат кальция разлагается быстрее, чем в менее загрязненном воздухе.Точно так же фосфор сгорает гораздо быстрее в атмосфере чистого кислорода, чем в воздухе, который состоит всего лишь на 20% из кислорода.

Фигура 12,7 Статуи, сделанные из карбонатных соединений, таких как известняк и мрамор, обычно медленно выветриваются с течением времени из-за воздействия воды, а также теплового расширения и сжатия. Однако загрязняющие вещества, такие как диоксид серы, могут ускорить выветривание. По мере увеличения концентрации загрязнителей воздуха разрушение известняка происходит быстрее.(кредит: Джеймс П. Фишер III)

Ссылка на обучение

Фосфор быстро горит на воздухе, но он будет гореть еще быстрее, если концентрация кислорода выше. Посмотрите это видео, чтобы увидеть пример.

Наличие катализатора

Относительно разбавленные водные растворы перекиси водорода, H ₂ O ₂, обычно используются в качестве местных антисептиков. Перекись водорода разлагается с образованием воды и газообразного кислорода в соответствии с уравнением:

2h3O2(вод)⟶2h3O(ж)+O2(г)2h3O2(вод)⟶2h3O(ж)+O2(г)

В обычных условиях это разложение происходит очень медленно.Однако, когда разбавленный H ₂ O ₂ (водный) выливается на открытую рану, реакция происходит быстро, и раствор пенится из-за интенсивного выделения газообразного кислорода. Эта разительная разница вызвана присутствием в открытых тканях раны веществ, которые ускоряют процесс разложения. Вещества, которые увеличивают скорость реакции, называются катализаторами, и эта тема будет более подробно рассмотрена далее в этой главе.

Ссылка на обучение

Химические реакции происходят, когда молекулы сталкиваются друг с другом и подвергаются химическому превращению.Прежде чем физически провести реакцию в лаборатории, ученые могут использовать молекулярное моделирование, чтобы предсказать, как параметры, обсуждавшиеся ранее, повлияют на скорость реакции. Используйте интерактивное приложение PhET Reactions & Rates, чтобы узнать, как температура, концентрация и природа реагентов влияют на скорость реакции.