Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - Михаил Бармин

В химической кинетике важным является понятие молеку-лярности реакции. Под молекулярностью реакции понимают количество молекул, участвующих в элементарном акте процесса. В зависимости от этого различают мономолекулярные реакции, когда в элементарном акте химического процесса участвует 1 молекула (процесс разложения). Димолекулярные реакции, когда в химическом процессе участвуют две молекулы. Тримолекулярные реакции, когда в элементарном акте участвуют 3 молекулы. Эти химические реакции являются до-

статочно редкими. Реакций с более высокой молекулярностью не встречается.

Зависимость скорости химических реакций от температуры

Впервые Вант-Гофф экспериментально показал, что нагре-вание на 10°С дает увеличение скорости химических реакций в

2-4 раза, т.е.

,

где γ – коэффициент Вант-Гоффа, равен 2 ÷ -4 Показатель степени – число температурных скачков по 10° Кинетическая энергия равна

Ek = mV2/2 = 3/2 KT

где К – постоянная Больцмана, Т – абсолютная температура

при нагреве на 10°.

mV12/2 = 3/2 KT1

= 3/2 K • 273

V

mV22/2 = 3/2 KT2

= 3/2 K • 283

2/V 2 = 283/273 = 1,04; V

/V = 1,02

2

1

2

1

Таким образом, при увеличении температуры на 10° скорость химических реакций увеличивается на 2 %, а не на 200-400, как это следует из уравнения Вант-Гоффа.

Ответ на этот вопрос был впервые дан Аррениусом. Он предположил, что не все соударения приводят к образованию продуктов реакций, а существуют так называемые активные соударения.

Как показано на рис., на оси ординат количество молекул, обладающих определенной энергией столкновения, на оси абсцисс – энергия соударения. При температуре Т, активными яв-ляются такие молекулы, для которых энергия соударения много больше энергии Eа, получившей название энергии активации.

Для температуры Т2 эта зависимость аналогична. В этом слу-чае резко возрастает количество активных молекул, что в конечном итоге к приводит к увеличению скоростей химических реакций, Аррениус на основании теоретических и эксперимен-тальных данных показал, что постоянная скорости химических реакций зависит от температуры и определяется по уравнению:

где – А – фактор соударений, характеризующий частоту активных соударений; е – основание натурального логариф-ма = 2.71, Еа – энергия активации, R – газовая постоянная, T – абсолютная температура.

На основании этого уравнения с высокой степенью точнос-ти можно определить константу k, а следовательно и саму V. Однако, не для всех случаев соблюдается совпадение теорети-ческих значений константы скорости химическиx реакций с экспериментальным определением.

где Р – стерический фактор, Р ≤ 1 В этом уравнений Р – стерический фактор учитывает объем

заместителей в реагирующих молекулах. Чем больше заместитель, тем меньше становится вероятность атаки реакционного центра, тем больше наблюдается расхождений между расчетными и экспериментальными значениями скоростей. Стери-ческии фактор «Р» определяется экспериментально.

Понятие об активированном комплексе (о переходном состоянии)

При взаимодействии реагентов возможны образования различных промежуточных продуктов реакции, причем скорость этих реакций может существенно отличаться. Кроме того, из промежуточных продуктов реакции при столкновении, могут проходить процессы, параллельные основной реакции. Таким образом, все совокупности данных о строении исходных реагентов, промежуточных продуктов реакции и конечных во времени характеризует механизм химической реакции. При изучении механизма химических реакций используются различные экспериментальные и теоретические методы.

В настоящее время наибольшие успехи были получены с помощью теории абсолютных скоростей реакций и теории активированного комплекса. Теория абсолютных скоростей реакции основывается на классической теории взаимодействия двух частиц. В теории активированного комплекса предпола-гается образование на промежуточной стадии так называемого переходного состояния или активизированного комплекса.

H2 + J2 < = > 2HJ

τ = 10– 8 с

При столкновении двух частиц А и В при образовании акти-вированного комплекса, возможно перекрывание электронных оболочек, что приводит к ослаблению старых химических связей

образованию новых химических связей. Образовавшееся таким образом переходное состояние является термодинамическим неустойчивым и возможно разрушение его с образование как исходных реагентов, так и продуктов реакции (см. график). Следует отметить, что не каждое активное столкновение можно привести к образованию активированного комплекса, а только такие со-ударения, при которых осуществляется максимальное перекры-вание электронных оболочек взаимодействующих атомов.

Таким образом, для проведения химического процесса, т.е. для образования активированного состояния, следует затра-

тить необходимое количество энергии, которое получило назва-

ние энергии активации – Ea, которая представляет собой разницу между энергиями образования активированного комплекса

исходных реагентов. Взаимодействие возможно только тогда, когда энергия активных частиц больше или равняется Ea. Однако, известны в химии реакции, сопровождающие образование конечных продуктов без образования переходного состояния (туннельный эффект).

Зависимость скорости химических реакций от катализатора

Катализатором (К) называется химическое вещество, изменяющее скорость химических реакций. Катализатор, уменьшающий скорость химических реакций, называется ингибитором (И).

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гетерогенного катализатора взаимодействие происходит на по-верхности катализатора, гомогенного – активность вещества определяется в реакционном объеме.

При взаимодействии реагентов в присутствии катализатора, образуется новое переходное состояние, включающее в свою структуру катализатор, В этом случае при повышении скорости химической реакции происходит уменьшение энергии активации (Е), а при применении ингибитора (Е) – увеличивается, по сравнению с (Е) исходных реагентов без применения катализатора. То есть катализатор в переходном состоянии с исходными реагентами образует систему новых химических связей.

Катализаторы обладают избирательным или селективным свойством, что для одних и тех же исходных реагентов приводит к образованию различных продуктов реакции:

C2H5OH T = 300°C

H2O + C2H4

Al2O3

T = 300°C

O

C2H5OH

H2O + CH3 – C

Al2O3

H

В настоящее время не существует единой теории катализа, поэтому в основном в химии при подборе катализатора используются экспериментальные методы. Одним из недостатков этого метода является отравление катализатора. При выборе того или иного катализатора необходимо избавляться от каталитических ядов.

ЛЕКЦИЯ 7.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

План:

Реакции обратимые и необратимые.

Правило Бертолле.

Принцип Ле-Шателье.

В химии известны реакции двух типов:

необратимые химические реакции (идущие до конца).

обратимые химические реакции

К необратимым можно отнести такие реакции, которые со-провождаются выделением газообразных, труднорастворимых или мало диссоциирующих химических соединений.

Ba Cl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl

Zn + HNO3 конц → Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

NaOH + HCl → H2O + NaCl

Другие реакции следует отнести к обратимым реакциям. Впервые на обратимые реакции обратил внимание Бертоле при

получении поваренной соли из морской воды

Na2SO4 + MgCl2 <=> 2NaCl + MgSO4

Впервые знак обратимости химический реакций был введен