Скорость химической реакции

Скорость химической реакции - это величина, показывающая изменение массы одного из элементов (продукта или реагента) реакции за единицу времени, также, скорость выражется в концентрациях, долях и других единицах измерения.

Факторы

Существуют различные факторы, влияющие на скорость химической реакции. Реакции всегда протекают с разной скоростью, на скорость образования и разрыва связи влияют физические свойства: давление и температура. С химической точки зрения, важным фактором является геометрия молекул, ведь не все молекулы могут хотя бы дотянуться друг до друга! Также, скорость химической реакции зависит от концентрации смешиваемых веществ и взаимодействия между смешиваемыми веществами. Различное излучение, например, инфракрасное, также может повлиять на протекание реакции.

Если Вы поместите кусок меди (Cu) в стакан с раствором хлорного железа (FeCl3), то в первую очередь будут взаимодействовать молекулы на поверхности куска меди. Вокруг куска меди образуются молекулы CuCl, которые не будут реагировать далее ни с чем и реакция остановится, если Вы взболтаете смесь, то молекулы CuCl распределятся по раствору и реакция продолжится, пока в растворе не закончатся хлорное железо либо медь. Поэтому всегда важно учитывать, как именно протекает реакция.

FeCl3 + Cu => FeCl2 + CuCl

Химическая кинетика изучает скорость протекания химической реакции и механизмы реакции. Скорость химической реакции - это показатель, на сколько быстро происходит формирование продуктов и поглощение реагентов.

Механизм реакции

Механизм реакции - это детальное представление всех этапов реакции с учётом продуктов, которые не присутствуют в результирующей смеси. Реакция может проходить в несколько этапов, например, экспериментально установлено, что следующая реакция протекает в два этапа:

2ICl(g) + H2(g) → 2HCl(g) + I2(g)
1. ICl(g) + H2(g) → HCl(g) + HI(g)
2. ICl(g) + HI(g) → HCl(g) + I2(g)
Здесь, в скобочках, указаны агрегатные состояния веществ, как Вы уже знаете, агрегатное состояние вещества также влияет на скорость реакции, агрегатные состояния веществ обозначают: g - газообразное (gas); s - твёрдое (solid); l - жидкое (liquid)

Обратите внимание, что в первой реакции появляется продукт HI, который не присутствует ни в реагентах ни в получаемом веществе 2HCl + I2. Возникновение промежуточных продуктов может сильно сказываться на скорости химической реакции.

В качестве меры поглощения реагентов и возникновения продуктов используется их концентрация, концентрация может быть выражена в различных единицах измерения, например:

  • Молярность - моль/л
  • Моляльность - моль/кг
  • Масса вещества на один литр раствора
  • Мольная доля

В любом случае, концентрация обозначается квадратными скобками: [C], где C - вещество, концентрация которого измеряется.

Чтобы определить скорость изменения концентрации, мы можем замерять концентрацию веществ с неким интервалом, например, каждую секунду. Полученные данные мы можем представить в виде таблицы или графика и исходя из полученных данных, составить уравнение.

Скорость изменения концентрации вещества в реакции, это:
-d[A]/dt
Для теоретической реакции
aA + bB → cC + dD
скорость изменения концентрации каждого реагента и каждого продукта будет:
-(1/a)(d[A]/dt) = -(1/b)(d[B]/dt) = (1/c)(d[C]/dt) = (1/d)(d[D]/dt)

Невозможно предсказать скорость изменения концентраций исходя только из уравнения химической реакции, изменение количества реагирующих веществ всегда устанавливается экспериментально.

Определение

Для того, что бы определить скорость превращения реагентов в химической реакции, необходимо провести ряд экспериментов, в которых будет изменяться только один параметр, например, температура. Мы проведём эксперименты при температуре 10, 50 и 100 градусов и сможем выдвинуть предположение о том, как температура влияет на скорость реакции.

Рассмотрим на следующем примере влияние концентрации вещества А на скорость реакции:

A → B

Проведём эксперимент в определённых условиях (фиксированные температура и давление, отсутствие солнечного света) для концентрации [A] = 1 моль/л. Определим время, за которое вещество A полностью превратится в вещество B. Затем в тех же условиях проведём эксперимент для [A] = 2 моль/л и для [A] = 3 моль/л. Если скорость реакции будет соответственно увеличиваться в два и в три раза, то скорость прямо пропорциональна концентрации A, т.е. V ∝ [A] (V - скорость (velocity)). Если при удвоении концентрации мы получим четверной прирост скорости, а утраивая - прирост в 9 раз, то V ∝ [A]2.

Порядок реакции

В данном превращении порядок реакции определяется степенью, в которой находится [A], т.е. для V ∝ [A] порядок реакции - 1, для V ∝ [A]2 порядок реакции - 2 и так далее. Порядок реакции - это не обязательно целое число, для V ∝ [A]0.63 порядок реакции - 0.63.

В общем случае, порядок реакции будет определяться как сумма степеней каждого реагента. Важно понимать, что изменение концентрации одного из компонентов реакции обозначает изменение концентрации других участников реакции.

Для реакции
aA + bB + cC → dD
справедливо выражение
-d[A]/dt • 1/a = -d[B]/dt • 1/b = -d[C]/dt • 1/c = +d[D]/dt • 1/d

Константа равновесия

Связь между V и [A] как правило можно выразить через константу k, т.е.

V = k • [A]n
где n - порядок реакции

V = k • [A]n = -d[A]/dt ⇒ k • dt = - d[A]/[A]n
Интегрируя, получаем:
∫(1/x)dx = ln(x) + C
для удобства расчётов, вместо C запишем ln[A]0, тогда
ln[A] = -kt + ln[A]0

Мы получили уравнение прямой y=mx+b, где y=ln[A] - концентрация А в момент времени t, m=-k - коэффициент взаимосвязи V и [A], x=t - время, b=ln[A]0 - начальная концентрация A.

Период превращения

Для реакции первого порядка мы можем получить время, за которое произошло превращение половины исходного вещества, то есть время для [A] = 1/2[A]0:

[A] = 1/2[A]0
kt = ln[A]0 - ln[A] = ln[A]0/ln[A] = ln2 ⇒ t ½ = ln(2)/k = 0.693/k
таким образом, для реакции первого рода, время превращения продукта не зависит от исходной концентрации

Аналогично может быть посчитан и другой период превращения, треть продукта или одна четвёртая часть или какая будет необходима.

Для реакции второго порядка или выше необходимо использовать более сложные математические модели, рассмотрим пример для реакции второго рода:

C → D
V ∝ [C]2 → -d[C]/dt = k[C]2
V = k[C]2 → 1/[C] = kt + 1/[C]0
t½ = 1/k[C]

Температура

Повышение температуры обозначает повышение внутренней энергии молекул системы, в результате, количество молекул, способных произвести некоторую реакцию, увеличивается. Также, увелечение внутренней энергии провоцирует увеличение скорости движения молекул, что также способствует увеличению скорости реакции. Но, в случае с ферментами (молекулы в живых организмах), реакция происходит при комфортных условиях, поэтому, в таких реакциях температура должна находится в определённом интервале.

Молекулярность

Теории о скорости реакции базировались на предположении, что для взаимодействия двух частиц необходимо что бы они столкнулись. Количество молекул, которые сталкиваются одновременно, назвается молекулярностью. В зависимости от количества сталкивающихся молекул, различают: мономолекулярные (для одной), бимолекулярные (для двух молекул) и тримолекулярные реакции. Реакции, в которых одновременно участвуют более трёх молекул на данный момент науке неизвестны.

Стерический фактор

От чего зависит, столкнутся молекулы между собой или нет? Во-первых, от их количества: чем выше концентрация, тем чаще молекулы встречаются. Во-вторых, то, что молекулы столкнулись, не означает, что они вступят в реакцию, поскольку их геометрия может не позволить им реагировать друг с другом, в связи с чем было введён коэффициент, названый стерический фактор (steric factor), который показывает вероятность того, что при столкновении двух молекул произойдёт химическая реакция.


Следующая статья - Химическое равновесие.
Вам понравилась статья? Да / Нет (не требуется регистрации или чего-либо ещё, просто нажать)

Общая химия

1. Вещество

Вещество и его строение, модель атома

2. Электронная конфигурация атома

Сколько электронов в атоме и где их искать?

3. Ион

Ионы - заряженые частицы, катионы и анионы

4. Единицы измерения

А.е.м., моль, концентрация

5. Химические соединения

Молекулы, химические соединения

6. Термохимия

Химическая термодинамика, система, энтальпия

7. Скорость химической реакции

Сколько времени займёт реакция? Что влияет на скорость реакции?

8. Химическое равновесие

Равновесие обратимых реакций. Принцип Ле Шателье. Влияние внешних факторов на равновесие

9. Законы термодинамики

Мера беспорядка, энергия вселенной, свободная энергия Гиббса

10. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления. Окислитель. Восстановитель. Редокс

11. Электрохимия

Электрохимия. Электролиз. Гальванические элементы

12. Классы соединений

Основные классы химических соединений. Классификация

Неорганическая химия

Органическая химия

Аналитическая химия




© 2015-2017 - K-Tree.ru
Копия материалов, размещённых на данном сайте, допускается только по письменному разрешению владельцев сайта.
По любым вопросам Вы можете связаться по почте info@k-tree.ru