Швидкість та механізм хімічних реакцій

Швидкість хімічної реакції (υ)– число елементарних актів реакції, які відбуваються за одиницю часу в одиниці об’єму (у випадку гомогенних реакцій) або на одиницю площі поверхні поділу фаз (у випадку гетерогенної реакції).

Якщо в моменти τ1 і τ2 концентрації одного з вихідних речовин рівні С1 і С2 , то середню швидкість υ в інтервалі часу τ1 і τ2 можна подати так:
Оскільки, йдеться про зменшення концентрації вихідної речовини, то зміна концентрації в цьому випадку береться із знаком “мінус”.
У ході хімічних реакцій концентрації речовин змінюються неперервно. Тому, важливо знати величину швидкості реакції в даний момент часу, тобто миттєву швидкість реакції.:
Якщо швидкість реакції оцінюється збільшенням концентрації одного з продуктів реакції, то похідна береться із знаком “+”.
Хімічна кінетика

Швидкість хімічних реакцій залежить від:
природи реагуючих речовин;
концентрації реагуючих речовин;
температури;
наявності каталізатора;
зовнішніх факторів.
Швидкість гомогенних реакцій залежить від числа зіткнень за одиницю часу в одиниці об’єму. Імовірність одночасного зіткнення взаємодіючих частинок в свою чергу пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.
Таким чином, швидкість реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях, що є відповідними коефіцієнтами в рівнянні реакції.
Ця закономірність має назву закону діючих мас (ЗДМ)
Хімічна кінетика

Закон діючих мас. Закон Гульдберга-Вааге
Залежність швидкості реакції від концентрації реагентів
Для реакції А(г) + В(г) = АВ(г)
Швидкість реакції виражається наступним кінетичним рівнянням:
υ = k·СА·СВ
де, V- швидкість реакції,
СА і СВ – концентрації реагентів А і В (моль/л).
k – коефіцієнт пропорційності або константа швидкості реакції.
Константа швидкості реакції рівна її швидкості, коли концентрації реагентів рівні одиниці:
k= υ, коли СА=СВ=1моль/л (моль/см3)

Класифікація за механізмом реакції
Механізм реакції - сукупність елементарних стадій хімічного процесу
Простий процес протікає в одну стадію
Складний процес – багатостадійний (реагент- проміжний продукт- кінцевий продукт)

РЕАКЦІЇ НУЛЬОВОГО ПОРЯДКУ
v = k
-dC/dτ = k
[k] = моль/л⋅с
СаСO3 = CaO + CO2

РЕАКЦІЇ ПЕРШОГО ПОРЯДКУ

РЕАКЦІЇ ДРУГОГО ПОРЯДКУ

2NO + O2 = 2NO2
2NO + Br2 = 2NOBr
РЕАКЦІЇ ТРЕТЬОГО ПОРЯДКУ

В елементарному акті реакції можуть приймати участь одна, дві або три молекули. За цією ознакою реакції розрізняють на:
одномолекулярні
двомолекулярні
тримолекулярні
Мономолекулярними називають реакції, в яких елементарний хімічний акт представляє собою хімічне перетворення однієї молекули за рахунок надлишку внутрішньомолекулярної енергії.
Наприклад, термічна дисоціація N2O5:
N2O5 → N2O3 + O2, υ= k·СN2O5 (υ≈ C1).
Такий спосіб опису характеризує реакції першого порядку, так як показник ступеня концентрації реагуючої речовини у виразі для швидкості реакції рівний 1.
Молекулярність реакцій

Молекулярність реакцій
Бімолекулярними називають реакції, елементарний акт яких здійснюється при зіткненні двох молекул: I2 + Н2 →2 HI υ=k·СI2⋅CH2
Цей спосіб запису характеризує реакції другого порядку, так як сума показників ступенів концентрацій у виразі для швидкості процесу рівна 2.
Тримолекулярними називають реакції, в яких елементарний акт здійснюється при одночасному зіткненні трьох молекул;
2NO+O2=2NO2 υ=kC2NO ⋅ CO2 (υ≈ C3).
Такий спосіб опису характеризує реакції третього порядку.
Складні процеси здійснюються як сукупність ряду послідовних і паралельних моно- і бімолекулярних реакцій.

ТЕОРІЯ АКТИВАЦІЇ АРЕНІУСА
Умовою елементарного акту взаємодії є зіткнення частинок реагуючих речовин. Проте не кожне зіткнення може спричинити хімічну взаємодію. Справді, хімічна взаємодія передбачає перерозділ електронної густини, утворення нових хімічних зв’язків і перегрупування атомів. Отже, крім зіткнення енергія реагуючих частинок має бути більшою за енергію відштовхування (енергетичний бар’єр) між їхніми електронними оболонками.

Наявність енергетичного бар’єру приводить до того, що багато хімічних реакцій, перебіг яких цілком можливий, самовільно не починаються.
Наприклад, вугілля, нафта не займаються самовільно на повітрі, хоча взагалі можуть горіти; синтез води з простих речовин при 20°С здійснити практично неможливо. Але нагрівання значно прискорює протікання цих хімічних реакцій.
Отже, при підвищених температурах реагуючі молекули вже володіють такою енергією, що можуть подолати енергетичний бар’єр і вступити в хімічну взаємодію. Такі реакційно здатні молекули дістали назву активних молекул.
Реакційно здатну систему можна характеризувати трьома послідовно змінюючими одне одного станами: [початковий]→[перехідний]→[кінцевий].
ТЕОРІЯ АКТИВАЦІЇ АРЕНІУСА

А2 + В2 →А2В2 →АВ
Перехідний стан системи характеризує і відповідає утворенню так званого активованого комплексу (А2В2). В цьому комплексі відбувається перерозподіл електронної густини: між атомами АВ починають утворюватися зв’язки одночасно з розривом зв’язків А – А і В – В. В активованому комплексі є об’єднанні “напівзруйновані” молекули А2 і В2 і “напівутворені” молекули АВ. Активований комплекс існує дуже короткий час (⋅10-13с). Його розпад дає або А2 і В2 або АВ – молекули.
ТЕОРІЯ АКТИВАЦІЇ АРЕНІУСА
Утворення активованого комплексу вимагає затрати енергії. Тільки активні молекули можуть його утворювати. Енергія, яка необхідна для переходу речовини в стан активованого комплексу називається енергією активації (Еа).

Енергія активації реакції - різниця між середньою енергією системи і енергією, необхідною для перебігу реакції
Н2 + І2 = 2НІ
Активований комплекс

Енергетичний профіль реакції –
залежність потенціальної енергії від координати екзотермічної реакції

Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає в 2- 4 рази:
Температурний коефіцієнт γ показує, у скільки разів зросте швидкість реакції у разі підвищення температури на 10 градусів:
Вплив температури на швидкість реакції

Вплив температури на швидкість реакції
Це рівняння є приблизним, оскільки швидкість реакції залежить від енергії активації, а вона теж залежить від температури
.

Вплив температури і енергії активації на швидкість хімічних реакцій можна виразити за допомогою залежності констант швидкості реакції k від температури Т і енергії активації ΔЕакт (рівняння Арреніуса):
k = A⋅e-ΔЕакт/RT
А – множник Арреніуса пропорційний числу зіткнень молекул.
Якщо концентрації речовин рівні одиниці, то υ=k⋅C1⋅C2…
υ= A⋅e-ΔЕакт/RT
Рівняння Арреніуса можна застосувати до запису залежності швидкості реакції від температури.
РІВНЯННЯ АРЕНІУСА

РОЗРАХУНОК ЕНЕРГІЇ АКТИВАЦІЇ

КАТАЛІЗ
Каталізатор — це речовина, яка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишається після реакції в незмінній кількості.
А + В = АВ (Ea)
А + К = А...К (Е'а)
А...К + В = АВ + К (Е′′а)
Каталіз – явище зміни швидкості реакції (збільшення υ) під дією каталізаторів. Реакції, які протікають під дією каталізаторів називаються каталітичними.

Порівняння енергії активації реакції без каталізатора та з каталізатором

Гомогенний і гетерогенний каталіз
КАТАЛІЗ
Каталіз може бути гомогенним, якщо реагуючі речовини і каталізатор знаходиться в одній фазі. Прикладом гомогенного каталізу може бути реакція: СО+1/2О2= СО2
яка йде при високих температурах і різко зростає в присутності невеликих домішок парів води.
Каталіз називають гетерогенним, якщо реагуючі речовини і каталізатор знаходяться в різних фазах і мають границю розділу.
Наприклад, процеси окислення аміаку на платиновому каталізаторі: 2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O

Каталітична активність різних каталізаторів може різко змінюватися в присутності деяких речовин іншої хімічної природи, які самі не є каталізаторами, але різко збільшують його каталітичну активність – такі речовини називають промоторами або активаторами.
Речовини, які самі не є каталізаторами, але які знижують їх каталітичну активність, називаються каталітичними отрутами.
КАТАЛІЗ

Хімічна рівновага
Хімічною рівновагою називають стан системи, який не змінюється з часом при постійному тиску, об’ємі та температурі та який містить в собі речовини, здатні до хімічної взаємодії.
Необоротні реакції
-ΔН, +ΔS
Наприклад:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2,
2KClO3 = 2KCl + 3O2
2K + 2H2O = 2KOH + H2

Хімічна рівновага
Оборотні реакції
-ΔН, -ΔS
2H2 + O2 ⇔ 2H2O
800–1500°С – пряма; 3000 – 4000°С – зворотна
H2 + I2 ⇔ 2HI
300 – 400°С

aA + bB ⇔ cC + dD
Хімічна рівновага

У стані хімічної рівноваги
v1 = v2
Хімічна рівновага

Константа хімічної рівноваги
якщо на систему, яка знаходиться в дійсній хімічній рівновазі, діяти ззовні шляхом зміни будь-якого параметра, який впливає на рівновагу, то рівновага зміщується в тому напрямку, який сприяє відновленню попереднього стану системи.
Принцип Ле Шательє

Принцип Ле Шательє

Принцип Ле Шательє