Скорость химической реакции - изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

На скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

• природа реагирующих веществ;
• концентрация реагирующих веществ;
• поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях);
• температура;
• действие катализаторов.

Теория активных столкновений позволяет объяснить влияние некоторых факторов на скорость химической реакции. Основные положения этой теории:

• Реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
• Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
• К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
• Минимальный избыток энергии, необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Еа.
• Активность химических веществ проявляется в низкой энергии активации реакций с их участием. Чем ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Например, в реакциях между катионами и анионами энергия активации очень мала, поэтому такие реакции протекают почти мгновенно

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции

При повышении концентрации реагирующих веществ скорость реакции возрастает. Для того чтобы вступить в реакцию, две химические частицы должны сблизиться, поэтому скорость реакции зависит от числа столкновений между ними. Увеличение числа частиц в данном объеме приводит к более частым столкновениям и к возрастанию скорости реакции.

К увеличению скорости реакции протекающей в газовой фазе приведет повышение давления или уменьшение объема, занимаемого смесью.

На основе экспериментальных данных в 1867 г. норвежские учёные К. Гульдберг, и П Вааге и независимо от них в 1865 г. русский учёный Н.И. Бекетов сформулировали основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ-

Закон действующих масс (ЗДМ) :

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их коэффициентам в уравнении реакции. («действующая масса» – синоним современного понятия «концентрация»)

аА + bВ = cС + dD, где k – константа скорости реакции

ЗДМ выполняется только для элементарных химических реакций, протекающих в одну стадию. Если реакция протекает последовательно через несколько стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью.

Выражения для скоростей различных типов реакций

ЗДМ относится к гомогенным реакциям. Если реакция геторогенная (реагенты находятся в разных агрегатных состояниях), то в уравнение ЗДМ входят только жидкие или только газообразные реагенты, а твердые исключаются, оказывая влияние только на константу скорости k.

Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко.

Скорость гетерогенных реакций

• Зависит от площади поверхности соприкосновения веществ , т.е. от степени измельчения веществ, полноты смешивания реагентов.
• Пример — горение древесины. Целое полено горит на воздухе сравнительно медленно. Если увеличить поверхность соприкосновения дерева с воздухом, расколов полено на щепки, скорость горения увеличится.
• Пирофорное железо высыпают на лист фильтровальной бумаги. За время падения частицы железа раскаляются и поджигают бумагу.

Влияние температуры на скорость реакции

В XIX веке голландский ученый Вант-Гофф опытным путем обнаружил, что при повышении температуры на 10 о С скорости многих реакций возрастают в 2-4 раза.

Правило Вант-Гоффа

При повышении температуры на каждые 10 ◦ С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Здесь γ (греческая буква «гамма») — так называемый температурный коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа, принимает значения от 2 до 4.

Для каждой конкретной реакции температурный коэффициент определяется опытным путем. Он показывает, во сколько именно раз возрастает скорость данной химической реакции (и ее константа скорости) при повышении температуры на каждые 10 градусов.

Правило Вант-Гоффа используется для приближенной оценки изменения константы скорости реакции при повышении или понижении температуры. Более точное соотношение между константой скорости и температурой установил шведский химик Сванте Аррениус:

Чем больше E a конкретной реакции, тем меньше (при данной температуре) будет константа скорости k (и скорость) этой реакции. Повышение Т приводит к увеличению константы скорости, это объясняется тем, что повышение температуры приводит к быстрому увеличению числа «энергичных» молекул, способных преодолевать активационный барьер E a .

Влияние катализатора на скорость реакции

Можно изменить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют механизм реакции и направляют ее по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации.

Катализаторы – это вещества, участвующие в химической реакции и увеличивающие ее скорость, но по окончании реакции остающиеся неизменными качественно и количественно.

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции.

Изменение скорости химической реакции или ее направления с помощью катализатора называют катализом .

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, температуры.

Химические реакции протекают с различной скоростью. Скоростью химической реакции называют изменением концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Она равно числу актов взаимодействия в единицу времени в единице объёма для реакции, протекающих в гомогенной системе (для гомогенных реакций), или на единице поверхности раздела фаз для реакций, протекающих в гетерогенной системе (для гетерогенных реакций).

Средняя скорость реакции v ср . в интервале времени от t 1 до t 2 определяется отношением:

где С 1 и С 2 – молярная концентрация любого участника реакции в моменты времени t 1 и t 2 соответственно.

Знак “–“ перед дробью относиться к концентрации исходных веществ, ΔС < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔС > 0.

Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, их концентрация, давление (если в реакции участвуют газы), температура, катализатор, площадь поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Большинство химических реакций представляют собой сложные процессы, протекающие в несколько стадий, т.е. состоящие из нескольких элементарных процессов. Элементарные или простые реакции – это реакции, протекающие в одну стадию.

Для элементарных реакций зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции в общем виде

а А + b В… → с С,

cогласно закону действия масс v выражается соотношением

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b ,

где с(А) и с(В) – молярные концентрации реагирующих веществ А и В;

К – константа скорости данной реакции, равная v , если с(А) а =1 и с(В) b =1, и зависящая от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора, площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением.

В случае сложных реакций закон действия масс применим к каждой отдельной стадии.

Для гетерогенных реакций в кинетическое уравнение входят только концентрации газообразных и растворенных веществ; так, для горения угля

С (к) + О 2 (г) → СО 2 (г)

уравнение скорости имеет вид

v = К∙с(О 2)

Несколько слов о молекулярности и кинетическом порядке реакции.

Понятие «молекулярность реакции» применяют только к простым реакциям. Молекулярность реакции характеризует число частиц, участвующих в элементарном взаимодействии.

Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции, в которых участвуют соответственно одна, две и три частицы. Вероятность одновременного столкновения трех частиц мала. Элементарный процесс взаимодействия более чем трех частиц неизвестен. Примеры элементарных реакций:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (мономолекулярная)

H 2 + I 2 → 2HI (бимолекулярная)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (тримолекулярная)

Молекулярность простых реакций совпадает с общим кинетическим порядком реакции. Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации.

Общий (суммарный) кинетический порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции, определенная экспериментально.

С повышением температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближено определяется правилом Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

где и – скорость реакции соответственно при температурах t 2 и t 1 (t 2 >t 1 );

γ – температурный коэффициент скорости реакции, это число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 0 .

С помощью правила Вант-Гоффа возможно лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции. Более точное описание зависимости скорости реакции температуры осуществимо в рамках теории активации Аррениуса.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов).

Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами реакции, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливают свой химический состав.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, включая природу реагирующих веществ, концентрацию реагирующих веществ, температуру, наличие катализаторов. Рассмотрим эти факторы.

1). Природа реагирующих веществ . Если идёт взаимодействие между веществами с ионной связью, то реакция протекает быстрее, чем между веществами с ковалентной связью.

2.) Концентрация реагирующих веществ . Чтобы прошла химическая реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. То есть молекулы должны настолько близко подойти друг к другу, чтобы атомы одной частицы испытывали на себе действие электрических полей другой. Только в этом случае будут возможны переходы электронов и соответствующие перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ. Таким образом, скорость химических реакций пропорциональна числу столкновений, которое происходит между молекулами, а число столкновений, в свою очередь, пропорционально концентрации реагирующих веществ. На основании экспериментального материала норвежские учёные Гульдберг и Вааге и независимо от них русский учёный Бекетов в 1867 году сформулировали основной закон химической кинетики – закон действующих масс (ЗДМ): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для общего случая:

закон действующих масс имеет вид:

Запись закона действующих масс для данной реакции называют основным кинетическим уравнением реакции . В основном кинетическом уравнении k – константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Большинство химических реакций является обратимыми. В ходе таких реакций продукты их по мере накопления реагируют друг с другом с образованием исходных веществ:

Скорость прямой реакции:

Скорость обратной реакции:

В момент равновесия:

Отсюда закон действующих масс в состоянии равновесия примет вид:

где K – константа равновесия реакции.

3) Влияние температуры на скорость реакции . Скорость химических реакций, как правило, при превышении температуры возрастает. Рассмотрим это на примере взаимодействия водорода с кислородом.

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

При 20 0 С скорость реакции практически равна нулю и понадобилось бы 54 млрд.лет, чтобы взаимодействие прошло на 15%. При 500 0 С для образования воды потребуется 50 минут, а при 700 0 С реакция протекает мгновенно.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа : при увеличении температуры на 10 о скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Правило Вант-Гоффа записывается:

4) Влияние катализаторов . Скорость химических реакций можно регулировать с помощью катализаторов – веществ, изменяющих скорость реакции и остающихся после реакции в неизменном количестве. Изменение скорости реакции в присутствии катализатора называется катализом. Различают положительный (скорость реакции увеличивается) и отрицательный (скорость реакции уменьшается) катализ. Иногда катализатор образуется в ходе реакции, такие процессы называют автокаталитическими. Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе. Например:

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Например:

Гетерогенный катализ связан с ферментативными процессами. Все химические процессы, протекающие в живых организмах, катализируются ферментами, которые представляют собой белки с определёнными специализированными функциями. В растворах, в которых идут ферментативные процессы, нет типичной гетерогенной среды, в связи с отсутствием чётко выраженной поверхности раздела фаз. Такие процессы относят к микрогетерогенному катализу.

Разделы: Химия

Цель урока

• обучающая: продолжить формирование понятия«скорость химических реакций», вывести формулы для вычисления скорости гомогенных и гетерогенных реакций, рассмотреть от каких факторов зависит скорость химических реакций;
• развивающая: учить обрабатывать и анализировать экспериментальные данные; уметь выяснять взаимосвязь между скоростью химических реакций и внешними факторами;
• воспитательная: продолжитьразвитие коммуникативных умений в ходе парной и коллективной работы; акцентировать внимание учащихся на важности знаний о скорости химической реакции протекающих в быту (коррозия металла, прокисание молока, гниение и др.)

Средства обучения: Д. мультимедийный проектор, компьютер, слайды по основным вопросам урока, CD-диск «Кирилл и Мефодий», таблицы на столах, протоколы лабораторной работы, лабораторное оборудование и реактивы;

Методы обучения: репродуктивный, исследовательский, частично поисковый;

Форма организации занятий: беседа, практическая работа, самостоятельная работа, тестирование;

Форма организации работы учащихся: фронтальная, индивидуальная, групповая, коллективная.

1. Организация класса

Готовность класса к работе.

2. Подготовка к основному этапу усвоения учебного материала. Активизация опорных знаний и умений (Слайд 1, см. презентацию к уроку).

Тема урока «Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции».

Задача: выяснить, что есть скорость химической реакции, и от каких факторов она зависит. В ходе урока познакомимся с теорией вопроса по вышеназванной теме. На практике подтвердим некоторые наши теоретические предположения.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активная работа учащихся показывает их готовность к восприятию темы урока. Нужны знания учащихся о скорости химической реакции из курса 9 класса (внутрипредметная связь).

Обсудим следующие вопросы (фронтально, слайд 2):

1. Зачем нужны знания о скорости химических реакций?
2. Какими примерами можно подтвердить то, что химические реакции протекают с различными скоростями?
3. Как определяют скорость механического движения? Какова единица измерения этой скорости?
4. Как определяют скорость химической реакции?
5. Какие условия необходимо создать, чтобы началась химическая реакция?

Рассмотрим два примера (эксперимент проводит учитель).

На столе – две пробирки, в одной раствор щелочи (КOH), в другой – гвоздь; в обе пробирки приливаем раствор CuSO4. Что мы наблюдаем?

Прогнозируемая деятельность учеников

На примерах учащиеся судят о скорости реакций и делают соответствующие выводы. Запись на доске проделанных реакций (двое учащихся).

В первой пробирке реакция произошла мгновенно, во второй – видимых изменений пока нет.

Составим уравнения реакций (два ученика записывают на доске уравнения):

1. CuSO 4 + 2КOH = Cu(OH) 2 + К 2 SO 4 ; Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2
2. Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu ; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

Какой вывод по проведённым реакциям мы можем сделать? Почему одна реакция идёт мгновенно, другая медленно? Для этого необходимо вспомнить, что есть химические реакции, которые протекают во всём объёме реакционного пространства (в газах или растворах), а есть другие, протекающие лишь на поверхности соприкосновения веществ (горение твёрдого тела в газе, взаимодействие металла с кислотой, солью менее активного металла).

Прогнозируемая деятельность учеников

По результатам демонстрированного эксперимента учащиеся делают вывод: реакция 1 – гомогенная, а реакция

2– гетерогенная.

Скорости этих реакций будут математически определяться по-разному.

Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

3. Усвоение новых знаний и способов действий (Слайд 3)

Скорость реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени

В единице V

(для гомогенной)

На единице поверхности соприкосновения веществ S (для гетерогенной)

Очевидно, что при таком определении величина скорости реакции не зависит от объёма в гомогенной системе и от площади соприкосновения реагентов – в гетерогенной.

Прогнозируемая деятельность учеников

Активные действия учащихся с объектом изучения. Занесение таблицы в тетрадь.

Из этого следуют два важных момента (слайд 4):

2) рассчитанная величина скорости будет зависеть от того, по какому веществу её определяют, а выбор последнего зависит от удобства и лёгкости измерения его количества.

Например, для реакции 2Н 2 +О 2 = 2Н 2 О: υ (по Н 2) = 2 υ (по О 2) = υ (по Н 2 О)

4. Закрепление первичных знаний о скорости химической реакции

Для закрепления рассмотренного материала решим расчетную задачу.

Прогнозируемая деятельность учеников

Первичное осмысление полученных знаний о скорости реакции. Правильность решения задачи.

Задача (слайд 5). Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: А+В = С. Исходные концентрации: вещества А – 0,80 моль/л, вещества В – 1,00 моль/л. Через 20 минут концентрация вещества А снизилась до 0, 74 моль/л. Определите: а) среднюю скорость реакции за этот промежуток времени;

б) концентрацию вещества В через 20 мин. Решение (приложение 4 , слайд 6).

5. Усвоение новых знаний и способов действий (проведение лабораторной работы в ходе повторения и изучения нового материала, поэтапно, приложение 2).

Нам известно, что на скорость химической реакции влияют разные факторы. Какие?

Прогнозируемая деятельность учеников

Опора на знания 8-9 классов, запись в тетради по ходу изучения материала. Перечисляют (слайд 7):

Природа реагирующих веществ;

Температура;

Концентрация реагирующих веществ;

Действие катализаторов;

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях).

Влияние всех перечисленных факторов на скорость реакции можно объяснить, используя простую теорию – теорию столкновений (слайд 8). Основная идея её такова: реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.

Отсюда можно сделать выводы:

1. Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
2. К реакции приводят лишь эффективные соударения, т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Но для этого частицы должны обладать достаточной энергией.

Минимальный избыток энергии (над средней энергией частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Е а.

Прогнозируемая деятельность учеников

Осмысливание понятия и запись определения в тетрадь.

Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеется некоторый энергетический барьер, равный энергии активации. Если он маленький, то находится много частиц, которые успешно его преодолевают. При большом энергетическом барьере необходима дополнительная энергия для его преодоления, иногда достаточно хорошего «толчка». Я зажигаю спиртовку – я сообщаю дополнительную энергию Е а, необходимую для преодоления энергетического барьера в реакции взаимодействия молекул спирта с молекулами кислорода.

Рассмотрим факторы , которые влияют на скорость реакции.

1) Природа реагирующих веществ (слайд 9).Под природой реагирующих веществ понимают их состав, строение, взаимное влияние атомов в неорганических и органических веществах.

Величина энергии активации веществ – это фактор, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

Инструктаж.

Самостоятельная формулировка выводов (приложение 3 дома)

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И

Химической кинетикой называется учение о скорости протекания химических процессов. Краткое изложение основ химической кинетики и составляет содержание настоящей главы.

Скорость химических реакций

Изучение химических реакций показывает, что они могут протекать с весьма различными скоростями. Иногда реакция идет настолько быстро, что практически ее можно считать мгновенной; таковы, например, многие реакции между солями, кислотами и основаниями, протекающие в водных растворах, или реакции, которые мы называем взрывами. В других случаях, наоборот, скорость реакции так мала, что для образования заметного количества продуктов реакции нужны были бы годы, а и столетия.

Скорость реакции измеряется изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени.

Концентрацией называется количество в единице объема. При измерении скоростей реакций концентрации обычно выражаются числом молей , содержащихся в 1 л.

Положим, что в некоторый момент времени концентрация какого-либо из реагирующих веществ равнялась 2 молям на 1 л, а спустя минуту стала равной 1,8 моля на 1 л, т. е. уменьшилась на 0,2 моля. Уменьшение концентрации свидетельствует о том, что из того количества данного , которое содержалось в 1 л, в течение минуты прореагировало 0,2 моля. Следовательно, величина изменения концентрации может служить мерой количества вещества, подвергающегося превращению в единицу времени, т. е. мерой скорости реакции. На этом основании скорость реакции выражают числом молей, подвергающихся превращению в единицу времени, относя это число к 1 л. В данном случае скорость реакции будет равна 0,2 моля в минуту. Так как вещества реагируют в эквивалентных количествах, о скорости реакции можно судить по изменению концентрации любого из реагирующих веществ.

Скорость каждой реакции зависит от природы реагирующих веществ, от их концентраций и от условий, в которых реакция протекает (температура, давление, присутствие катализаторов).

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ легко понять, исходя из молекулярно-кинетичеоких представлений. Рассмотрим в виде примера реакцию между двумя газообразными веществами, смешанными в известном объеме при определенной температуре.

Молекулы газов, двигаясь в различных направлениях с довольно большой скоростью, неизбежно должны встречаться сталкиваться друг с другом. Взаимодействие между молекулами, очевидно, может происходить только при их столкновениях; следовательно, чем чаще будут сталкиваться молекулы, тем быстрее будет идти превращение взятых веществ в новые, тем больше будет скорость реакции. Частота же столкновений молекул прежде всего зависит от числа их в единице объема, т. е. от концентраций реагирующих веществ.

Не следует думать, что каждое столкновение между молекулами обязательно приводит к образованию новых молекул. Кинетическая теория позволяет вычислить, сколько столкновений должно произойти в единицу времени при данных концентрации и температуре реагирующих веществ; а экспериментальное определение скорости реакции показывает, сколько молекул в действительности подвергается превращению, за тот же промежуток времени. Последнее число всегда оказывается меньше первого. Очевидно, среди молекул имеется некоторое количество более «активных», т. е. обладающих в момент столкновения большей энергией; только при столкновении таких активных молекул и происходит химическое взаимодействие, другие же молекулы расходятся после столкновения неизменёнными. Но каково бы ни было относительное количество активных молекул в каждом отдельном случае, абсолютное их число в единице объема, а следовательно и число эффективных столкновений, будет расти с увеличением концентрации, поэтому будет возрастать и скорость реакции.

Попробуем теперь установить количественную зависимость между скоростью реакции и концентрациями реагирующих веществ. Для этого рассмотрим какую-либо конкретную реакцию, например реакцию образования йодистого водорода из иода и водорода:

Н 2 + J 2 = 2HJ

Предположим, что мы смешали в сосуде при некоторой температуре равные объемы водорода и паров иода и сжали смесь так, что концентрация каждого газа стала равна 0,1 моль/л. Начинается реакция. Пусть при этих условиях в 1 мин. подвергается превращению в HJ по 0,0001 моля Н 2 и J 2 , т. е. скорость реакции равна 0,0001 моля в 1 мин. Если увеличить концентрацию одного из газов, например водорода, в два, три или четыре

раза (вводя соответствующее количество его в тот же сосуд), очевидно, и число столкновений между молекулами Н 2 и J 2 в единицу времени увеличится во столько же раз, а следовательно, во столько же раз возрастет и скорость реакции между ними. При одновременном увеличении концентраций обоих газов, одного, положим, в два раза, а другого в четыре раза, скорость реакции увеличится уже в восемь раз и станет равной: 0,0001 2 4 = 0,0008 моля в минуту. Таким образом, мы приходим к следующему выводу:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Это очень важное положение было установлено в 1867 г. двумя норвежскими учеными - Гульдбером и Вааге и получило название закона действия масс или закона действующих масс.

Переходя к математическому выражению закона действия масс, начнем с простейших реакций, при которых, как и при образовании HJ, одна молекула одного вещества взаимодействует с одной молекулой другого. Поскольку нас сейчас интересуют только вступающие в реакцию вещества, мы можем изобразить такие реакции общим уравнением

А + В = С

Обозначая концентрации вещества А и В соответственно через [А] и [В], а скорость реакции при данных концентрациях через v , получим: υ = К ∙ [A] ∙ [В]

где K - коэффициент пропорциональности - постоянная для данной реакции при данной температуре величина, называемая константой скорости и характеризующая влияние природы реагирующих веществ на скорость их взаимодействия друг с другом.

Если принять в написанном выше уравнении, что [А] = 1 и [В] = 1, то

υ = К

Отсюда видно, что константа скорости К численно равна скорости реакции, когда концентрации реагирующих веществ (или их произведение) равны единице.

Несколько иной вид имеет выражение для скорости реакции, когда во взаимодействие вступает не одна, а несколько молекул какого-нибудь вещества, например:

2А + В = D или А + А + В = D

Чтобы это взаимодействие могло осуществиться, должно произойти одновременное столкновение двух молекул А и одной молекулы В. Математический анализ показывает, что концентрация вещества А должна в таком случае дважды появиться в уравнении скорости реакции:

υ = К ∙ [А]∙[А]∙[В]= К∙[А] 2 ∙ [В]

В общем случае, когда т молекул вещества А одновременно реагируют с молекулами вещества В, уравнение скорости реакции имеет вид:

υ = К ∙ [А] т ∙ S [В] п

Следующие конкретные примеры иллюстрируют сказанное:

Н 2 +J 2 = 2HJ

υ = К [Н 2 ] ∙ 2NO + О 2 = 2NО 2

υ = К 2 ∙ [О 2 ]

Скорость всякой реакции непрерывно уменьшается с течением времени, так как взаимодействующие вещества постепенно расходуются и концентрации их становятся все меньше и меньше. Поэтому, говоря о скорости реакции, всегда имеют в виду скорость в данный момент, т. е. то количество вещества, которое подверглось бы превращению, если бы существующие в данный момент концентрации поддерживались искусственно в течение определенного промежутка времени.

Все выводы относительно зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ не распространяются на участвующие в реакции твердые вещества. Так как твердые вещества реагируют только с поверхности, то в данном случае скорость реакции зависит не от объемной концентрации, а от величины поверхности твердого вещества; поэтому если в реакции наряду, с газами и растворенными веществами участвуют также и твердые вещества, то скорость реакции (при данной степени дробления твердого вещества) изменяется только в зависимости от концентраций газообразных или растворенных веществ. Например, скорость реакции горения угля

С + O 2 = СO 2

будет пропорциональна только концентрации кислорода:

C + O 2 = CO 2

На практике при измерении скоростей реакций часто приходится встречаться с кажущимися отклонениями от закона действия масс. Это объясняется тем, что многие реакции протекают в несколько стадий, т. е распадаются на несколько последовательных более простых процессов. Закон действия масс справедлив в этом случае для каждого

отдельного элементарного процесса, но не для всей реакции в целом. Так, например, реакция между йодноватой кислотой HJO3 и сернистой кислотой H 2 SO 3 выражается суммарным уравнением

HJО 3 + 3H 2 SO 3 = HJ + 3H 2 SO 4

скорость же этой реакции согласно измерениям возрастает не пропорционально кубу концентрации H 2 SO 3 , а почти точно пропорционально ее первой степени, что как бы противоречит закону действия масс. Допустим, однако, что рассматриваемая реакция протекает в две стадии таким образом, что сперва HJO 3 медленно превращается в йодистую кислоту HJO 2 по уравнению

HJO 3 + H 2 SO 3 = HJO 2 + H 2 SO 4

а затем HJO 2 очень быстро взаимодействует с H 2 SO 3 , образуя HJ и H 2 SO 4:

HJO 2 + 2H 2 SO 3 = HJ + 2H 2 SO 4

В таком случае наблюдаемая скорость реакции, очевидно, будет определяться скоростью первого, медленного процесса, т. е. согласно закону действия масс она должна возрастать пропорционально первой, а не третьей степени концентрации H 2 SO 3 . (В действительности эта реакция протекает еще сложнее.)

Исследованиями установлено, что большинство газовых реакций протекает очень сложно и не подчиняется закону действия масс в простой форме. Поэтому на основании обычного химического уравнения без действительного изучения механизма реакции нельзя еще с уверенностью судить о том, как будет изменяться скорость данной реакции в зависимости от концентраций.

Выяснению механизма химических реакций - основного вопроса химической кинетики - были посвящены исследования русского ученого Н. А. Шилова, изучавшего кинетику химических реакций в растворах, в частности механизм так называемых «сопряженных реакций».

Если из двух реакций с одним общим участником

(I) А + В→М и (II) A + C → N

вторая идет лишь при протекании первой, то такие две реакции называются сопряженными. Участвующее в той и другой реакции вещество А называется актором. Вещество В, непосредственно реагирующее с актором, носит название индуктора, а вещество С, реагирующее с А только в присутствии индуктора, называется а к цептором.

При сопряженных реакциях индуктор действует подобно катализатору, вызывая реакцию, которая в его отсутствие не происходит. Следует, однако, строго отличать индуктор от катализатора: первый расходуется во время реакции, а второй - нет.

Кроме концентрации, очень важным фактором, определяющим скорость реакции, является температура. Опытным путем установлено, что при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции увеличивается в два-три раза. При понижении температуры скорость реакции во столько же раз уменьшается. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом реакции.

Принимая температурный коэффициент реакции равным двум, нетрудно рассчитать, что если, например, при 0° реакция закан чивается в 10 мин., то при 100° она закончится уже в 0,6 сек.

Наоборот, реакция, заканчивающаяся при 100° в 10 мин., при 0° потребует для своего окончания около 7 дней. Отсюда понятно, что многие реакции, быстро протекающие при высоких темпера турах, при обыкновенной температуре идут настолько медленно, что нам кажется, будто они совсем не происходят (например образование воды из водорода и кислорода).

Значительное увеличение скорости реакции при повышении температуры нельзя объяснить одним только увеличением числа столкновений между молекулами. Согласно кинетической теории, скорость движения молекул растет пропорционально корню квадратному из абсолютной температуры, тогда как скорость реакции увеличивается гораздо быстрее. Следует считать, что повышение температуры не только вызывает более частые столкновения, но и увеличивает число эффективных столкновений, в результате которых происходит химическое взаимодействие, т. е. увеличивает относительное количество активных молекул. Это может быть объяснено тем, что по мере повышения температуры молекулы становятся менее устойчивыми и, следовательно, более склонными к химической реакции.

Наконец, третьим фактором, оказывающим огромное влияние на скорость реакции, является присутствие катализаторов - веществ, которые изменяют скорость реакции, но сами после реакции остаются химически неизмененными и в том же количестве, что и до реакции. Обычно влияние катализаторов выражается в ускорении реакции. Иногда катализатор может увеличить скорость реакции в 1000 и более раз. Чаще всего катализа-торами служат мелко раздробленные .

Рассматривая влияние различных условий на скорость реакций, мы разбирали главным образом реакции, идущие в однород-ных, или г омогенных, системах (смесь газов, растворы). Значительно сложнее протекают реакции в гетерогенных системах.

Гетерогенной называется система, состоящая из двух или нескольких частей, различающихся по своим физическим^или химическим свойствам и отделенных друг от друга поверхностями раздела. Отдельные однородные части гетерогенной системы называются ее фазами. Например, лед, и находящийся над ними пар образуют гетерогенную систему из трех фаз: твердой (лед), жидкой () и газообразной (водяной пар); кислота и опущенный в нее кусок металла образуют систему из двух фаз и т. д.

В гетерогенной системе реакция всегда происходит на по верхности раздела двух фаз, так как только здесь молекулы той и другой фазы сталкиваются между собой. Поэтому око-

рость гетерогенной реакции зависит не только от рассмотренных нами раньше трех факторов, но и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими фазами. Всякое увеличение поверхности приводит и к увеличению скорости реакции. Так, например, измельченный уголь, обладающий большой поверхностью, cгopает гораздо быстрее, чем уголь в крупных кусках; растворение металлов в кислотах значительно ускоряется, если взять в виде порошков, и т. д. Важным фактором, обусловливающим скорость гетерогенной реакции, является также диффузия, благодаря которой к поверхности раздела притекают новые порции реагирующих веществ. Искусственно ускоряя процесс диффузии встряхиванием или перемешиванием, можно значительно повысить скорость реакции.