При постійній температурі швидкість хімічної реакції пропорційна

Добутку концентрації реагуючих речовин, причому кожна

Концентрація входить в формулу в ступеню, що дорівнює

Коефіцієнту в рівнянні реакції.

 

а А + в В +..... =.... ....

 

Величина константи залежить від природи реагуючих речовин, від температури, від наявності каталізаторів, але не залежить від концентрації реагуючих речовин.

Закон діючих мас справедливий у випадку простих реакції (коли відсутні паралельно протікаючи різноманітні процеси). Наприклад:

2NO₂ + O₂ = 2NO₂

У випадку гетерогенних реакцій в рівняння закону діючих мас входять концентрації тільки тих речовин, які знаходяться в газовій фазі чи в розчині. Концентрація речовини в твердій фазі - величина постійна і тому вона включена в константу рівноваги. Наприклад:

 

С + О₂ = СО₂

де

 

Залежність швидкості реакції від температури і природи реагуючих речовин.

 

Число зіткнень між молекулами настільки велике, що якби будь-яке зіткнення закінчувалося б утворенням нових речовин, реакції проходили б майже миттєво. Таким чином не всі зіткнення проходять з утворенням нових речовин, тому що на більшість реакції витрачається деякий час.

Це пояснюється тим, що для здійснення реакції необхідно спочатку розірвати чи послабити хімічні зв’язки, які існують між атомами в молекулах реагуючих речовин.

Та енергія (кінетична та інша), яка потрібна, аби зустріч молекул привела до утворення нової речовини називається ЕНЕРГІЄЮ АКТИВАЦІЇ.

Одиницями виміру енергії активації є кДж/Моль. Молекули, що мають таку енергію, називаються активними. Зрозуміло, що їх кількість зростає з підвищенням температури.

Зростання швидкості реакції з ростом температури характеризують ТЕМПЕРАТУРНИМ КОЕФІЦІЄНТОМ ШВИДКОСТІ реакції: це число говорить, в скільки разів підвищується швидкість даної реакції при кожному підвищенні температури на 10⁰С. Найчастіше для всіх реакцій він становить від 2

до 4.

Наприклад, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 2,9, це значить: при підвищенні температури на 100⁰С швидкість реакції підвищується в 2,9¹⁰, тобто в 50000 разів.

Якщо енергія активації мала (менше за 40 кДж/Моль), значна частка зіткнень призводить до реакції. Швидкість таких реакцій дуже велика. Наприклад, іонні реакції між електролітами.

Якщо енергія активації реакції дуже велика (більш за 120 кДж/Моль), тоді лише незначна частина молекул реагує. Такі реакції можуть проходити роками.

Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа:

при підвищенні температури на кожні 10⁰С швидкість більшості реакцій

Зростає в 2 – 4 рази.

Математичне ця залежність виражається співвідношенням:

де V₁, V₂ – швидкість реакцій відповідно при початковій t₁ і кінцевій t₂

температурі;

g - температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Правило Вант-Гоффа наближене і застосовується лише для орієнтовної оцінки впливу температури на швидкість реакції. Температура впливає на швидкість реакції, збільшуючи константу швидкості.

 

 

5. Енергія активації.

 

 

Енергія активації залежить від Н _вих Е _{активації}

природи реагуючих речовин і є

характеристикою кожної реакції. Н _прод

Ці уявлення пояснюються малюнком:

мал 1

 

Н _прод

Е _{активації}

 

Н _вих

На прикладі реакції у загальному

вигляді: мал. 2

А₂ + В₂ = 2АВ

роздивіться вплив енергії на проходження

реакції. Вісь ординат характеризує

потенційну енергію реагуючої системи, Н_втх – енергія вихідного стану,

вісь абсцис – хід реакції: Н_прод – енергія кінцевого стану,

вихідний стан... перехідний Е_а – енергія активації прямої

стан... кінцевий стан. реакції,

Щоб речовини А₂ і В₂, Е_а – енергія активації зворотної

ще реагують, утворили продукт реакції.

реакції АВ, вони повинні подолати енергетичний бар’єр С. На це витратиться енергія активації, на значення якої зростає енергія системи. При цьому в ході

реакції з частинок реагуючих речовин утворюється проміжне нестійке угруповання, що називається перехідним станом, або активованим комплексом.

Наступний розпад активованого комплексу обумовлює утворення кінцевого продукту. Механізм реакції можна замалювати схемою

А В А......В А - В

+ =.. = +

А В А......В А - В

Вихідні реагенти Активований Продукти реакції

(початковий стан комплекс (кінцевий стан системи)

системи)

Якщо під час розпаду активованого комплексу виділяється більше енергії, ніж необхідно для активізації частинок, то реакція екзотермічна. Прикладом екзотермічної реакції є зворотній процес – утворення речовини А₂ і В₂ є речовини АВ: 2АВ = А₂ + В₂. В цьому випадку процес відбувається також через утворення активованого комплексу А₂В₂, однак енергія активації більша, ніж для прямого процесу: Е_а = Е_а + ΔН (ΔН – тепловий ефект реакції). Тому для перебігу ендотермічних реакцій потрібно підводити енергію ззовні.

 

 

Як видно з малюнку, різниця енергій кінцевого стану системи (Н_прд) і початкового (Н_вих) стану дорівнює зміненню внутрішньої енергії системи під час реакції:

ΔН = Н_прод - Н_вих

Ця різниця називається ентальпія хімічного процесу і приймає негативне значення у екзотермічному процесі і позитивне значення у ендотермічному процесі.

Численню ентальпія хімічної реакції дорівнює тепловому ефектові, взятому з протилежним знаком: Q = - ΔН - Q = ΔН

Швидкість реакцій безпосередньо залежить від значення енергії активації: якщо воно мале, то за певний час перебігу реакції енергетичний бар’єр подолає велика кількість молекул і швидкість реакції буде високою, якщо енергія активації велика, то реакція відбувається повільно.

Під час взаємодії іонів енергія активації дуже мала й іонні реакції відбуваються з дуже великою швидкістю.