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 .

Cтраница 1

Ускорение реакции при изменении ее механизма может быть обеспечено не только вследствие введения катализатора, приводящего к возникновению цепных превращений в гомогенной системе. Очень часто изменение механизма процесса вызывается применением твердого катализатора. В наиболее простом случае в роли такого катализатора выступает стенка реакционного сосуда. Понижение энергии активации в присутствии твердого катализатора тоже может быть очень значительным. Например, для реакции разложения аммиака энергия активации в газовой фазе составляет 78 ккал / моль, а в присутствии вольфрама - только 42 ккал / моль (см. стр.  

Ускорение реакции при энергии электронов около 24 зв, соответствующее потенциалу появления ионов N, обусловлено, по-видимому, образованием атомов азота или атомарных ионов, взаимодействие которых с молекулярным кислородом происходит сравнительно легко.  

Ускорение реакции при энергии электронов около 23 - 24 эв, соответствующее потенциалу появления ионов N, ло-видимо-му, обусловлено образованием атомов азота (или атомарных ионов), взаимодействие которых с молекулярным кислородом происходит более легко.  

Ускорение реакции может быть, однако, в определенных условиях значительно замедлено эффектом гибели активных центров или в объеме, или на стенках сосуда, или вследствие их рекомбинации.  

Ускорение реакции в средах с высокой диэлектрической проницаемостью указывает на существенную полярность переходного комплекса в процессах циклотримеризации.  

Ускорение реакции в щелочной среде, вероятно, объясняется тем, что ионизированный о о - диоксиазокраситель реагирует с хромом значительно легче, чем неионизированный.  

Ускорение реакции связано с активацией исходного вещества (реакцией переноса электрона), что намного легче осуществляется в присутствии полимерных комплексов, поскольку они деформируют полимерные цепи, в результате чего легко передается электрон с координационной связи Си. При этом, однако, следует учитывать сильное влияние характера растворителя на процесс в целом. Например, в бензоле активирование комплексом PVP-Cu идет даже слабее, чем комплексом Ру-Cu. Роль растворителя, естественно, связана с его влиянием на конформацию полимерных цепей.  

Ускорение реакции при гетерогенном катализе вследствие уменьшения энергии активации хорошо согласуется с опытными данными. Определив опытным путем значение скорости реакции для нескольких температур, можно вычислить и величину энергии активации для данной реакции.  

Ускорение реакции с возбужденной ПСК указывает на ослабление жесткости мицелл с ростом содержания воды. Этот эффект был установлен ранее. Весьма заметное ускорение реакций Си2 и Т1 с возбужденной ПСК с ростом содержания воды может быть связано с уменьшением степени связывания этих катионов с головными группами. При повышении содержания воды катионы Си2 и Т1 постепенно переходят в водное ядро мицеллы, а связывание ослабляется. Эффективная концентрация тушителя в воде при этом повышается. Вместе с возрастанием подвижности ПСК и катионов в водном ядре это приводит к ускорению тушения флуоресценции возбужденной ПСК. Полученные результаты согласуются с результатами изменения скорости тушения Рс. Только связанные ионы Си2 участвуют в тушении, и этот процесс замедляется с ростом содержания воды. Поскольку СН3М02и CH2I 2 могут находиться и в водной, и в гептановой фазе, уместно еще раз рассмотреть результаты, представленные на рис. 20.8, где приведены константы скорости реакции, рассчитанные с учетом усредненной по всему объему концентрации. Скорость тушения молекулами CH3N02 при этом все еще продолжает расти с ростом содержания воды, что указывает на более высокую растворимость этих гидрофильных молекул в мицеллах. Однако тушение молекулами СН212 теперь уже ослабляется с ростом содержания воды. Это объясняется гидрофоб-ностью молекул СН212 и их слабой растворимостью в водных мицеллах. Реакция идет за счет диффузии молекул СН212 из гептано - вой фазы в мицеллу. Этот случай аналогичен тушению Рс в гептане медью, сосредоточенной в мицеллах. Если одна из частиц находится в мицеллах, а другая в гептане, то скорость реакции падает с ростом содержания воды.  

Линейную скорость колеса, м/с, можно определить с помощью выражения

где г к - радиус колеса, м; ω к - угловая скорость колеса, рад/с.

Скорость автомобиля при его прямолинейном движении равна линейной скорости колеса, т. е. = к.

Так как скорость автомобиля обычно выражается в км/ч,а скорость колеса к - в м/с, то для получения скорости автомобиля в км/ч необходимо ввести переводной коэффициент 3,6. С учетом этого коэффициента скорость автомобиля, км/ч:

Аналогично при прямолинейном движении ускорение автомобиля равно линейному ускорению колеса:

(3.15)

3.7. Реакции дороги, действующие при движении на колеса автомобиля

При движении автомобиля его колеса могут катиться в различных режимах: тяговом, ведомом и тормозном. При этих режимах качения со стороны дороги на колеса действуют силы, называемые реакциями. Для определения их величины рассмотрим качение колеса автомобиля по жесткой (недеформируемой) дороге. Схема сил, действующих в этом случае на ведущее колесо, представлена на рис. 3.5.

СилыР х и Р z . и момент М" действуют на колесо со стороны автомобиля. Силы R. x и R z действуют на колесо со стороны дороги и представляют собой ее реакции.

Рассмотрим указанные силы и момент.

Рис. 3.5. Силы, действу­ ющие на ведущее колесо при качении по недефор­ мируемой дороге: О - центр колеса

Р z . - вертикальная нагрузка на колесо, направленная вниз перпендикулярно поверхности дороги.

Р х - продольная сила, параллельная поверхности дороги. В зависимости от режима качения колеса она может быть на­правлена как в сторону движения автомобиля, так и в противоположную.

M`- момент, подводимый к колесу от полуоси или тормозного барабана (тормозного диска). Иногда момент может быть равен нулю (не подводится к колeсу). Момент считается положительным, если его направление совпадает с направлением вращения колеса, и наоборот.

R z - нормальная реакция дороги, направленная вверх перпенди­кулярно поверхности дороги. Точка приложения нормальной реак­ции смещена относительно оси колеса на некоторую величину а ш из-за большей деформации шины в набегающей на дорогу части, чем в сбегающей с дороги. Это подтверждает эпюра элементарных сил, действующих в месте контакта колеса с дорогой, для кото­рых нормальная реакция является результирующей силой.

R х - касательная реакция дороги. Это сила, которая действует в плоскости дороги и в зависимости от режима качения колеса может быть направлена в сторону движения автомобиля или в про­тивоположную. Касательная реакция считается положительной, если она направлена в сторону движения, и наоборот.

Составим уравнение моментов относительно оси колеса:

(3.16)

где J к - момент инерции колеса относительно оси вращения. Из выражения (3.16) находим касательную реакцию дороги:

Обозначим отношение - символом ƒ и, выразив величину с помощью формулы (3.15) через ускорение автомобиля j,для касательной реакции дороги получим в общем случае (при любых режимах качения колеса)

(3.17)

Рассмотрим типичные режимы качения колеса.

Тяговый режим характерен для ведущего колеса. Момент М" подводится к колесу через полуось, и направление момента со­впадает с направлением вращения колеса. В этом случае момент называется крутящим. Подставляя в выражение (3.17) вместо М" выражение для крутящего момента М к , подводимого к ведущим колесам, и учитывая соотношения (3.12) и (3.15), для ведущего колеса получим

Где
- тяговая сила.

Для ведущего колеса касательная реакция R х > 0. Следователь­но, она направлена в сторону движения, как показано на рис. 3.5.

Ведомый режим характерен для ведомого колеса. Момент М" к колесу не подводится, и, следовательно, он равен нулю. Для ведомого колеса касательная реакция дороги

Знак «-» показывает, что у ведомого колеса касательная реакция дороги направлена Тормозной режим является характерным для тормозящего колеса(ведущего, ведомого). Момент М" подводится к колесу от тормозного барабана или тормозного диска и направление его противоположно направлению вращения колеса. В этом случае момент называется тормозным (М тор ). Подставив в выражение (3.17) вместо М" тормозной момент (М" = -M тор), для тормозящего колеса получи против движения (рис.3.6, а).

Рис. 3.6. Силы, действующие на ведомое (а) и тормозящее (б) колеса

М.А.АХМЕТОВ

Конспект лекций
по общей химии

Продолжение.
Начало см. в № 8, 12, 13, 20, 23, 25-26, 40/2004;
1, 11, 15/2005

Глава 7. Скорость химической реакции

7.1. Влияние концентрации реагентов
на скорость химической реакции

Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации реагента (продукта) в единицу времени:

= (c кон – c нач)/(t кон – t нач).

Cкорость химической реакции находят, определяя концентрации реагентов через определенные промежутки времени. О концентрации реагента судят по какому-либо его внешнему признаку. Это может быть его окраска, поглощение им излучения в ультрафиолетовой или инфракрасной области, электропроводность раствора и т.д.

Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов, прежде всего от природы реагентов . Существуют реагенты, способные реагировать за доли секунды, например NaOH и HCl. Некоторые же реакции протекают годами, например процесс ржавления железа или превращение сульфата свинца (свинцовые белила) в картинах старых мастеров в сульфид свинца, что приводит к заметному потемнению таких картин.

Для того чтобы прошла химическая реакция, реагирующие частицы должны столкнуться. По количеству частиц, участвующих в элементарном акте, реакции делят на мономолекулярные (в элементарном акте участвует одна частица, например в реакциях разложения), бимолекулярные (2 частицы) и тримолекулярные (3 частицы). С увеличением количества частиц вероятность их столкновения в одной точке пространства стремительно уменьшается. Поэтому тримолекулярные реакции редки, а четырехмолекулярные реакции неизвестны.

Примером двухстадийной тримолекулярной реакции может служить взаимодействие водорода и йода в газообразной фазе. После образования активированного комплекса (Н 2 I 2) происходит его распад на H 2 и 2I, за которым следует тримолекулярная реакция атомарного йода с водородом:

Однако допускают, что эта тримолекулярная реакция может быть представлена двумя бимолекулярными стадиями:

H 2 + I = ,

I = 2HI.

Скорость химической реакции зависит от концентраций реагентов: чем больше концентрация, тем, как правило, выше скорость реакции. Математическое выражение для скорости реакции определяется конкретными реагентами и условиями, при которых она протекает. Для реагентов А и В оно имеет вид:

= k [A] х [В] y ,

где k – константа скорости реакции (некий коэффициент пропорциональности), постоянная при данной температуре для какой-либо реакции и зависящая от температуры, [А] и [В] – молярные концентрации реагентов А и В, х – порядок реакции по реагенту А, у – порядок реакции по реагенту В, (х + у ) – суммарная степень влияния концентраций реагентов на скорость реакции (суммарный порядок реакции).

Известны химические реакции нулевого порядка , когда х + у = 0. В случае нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации реагентов. В качестве примера можно привести реакцию гидрирования этилена на платине:

Cкорость данной реакции определяется поверхностью катализатора и не зависит от концентраций реагентов:

= k 0 0 .

Встречаются химические реакции первого порядка (х + у = 1). К реакциям первого порядка относятся, как правило, процессы разложения. Известно небольшое число таких реакций. Например, разложение азометана в газовой фазе является реакцией первого порядка:

СН 3 –N=N–СН 3 = С 2 Н 6 + N 2 .

Скорость этой реакции зависит только от концентрации азометана:

= k [(СH 3) 2 N 2 ].

Процессы разложения:

2N 2 О 5 = 4NО 2 + O 2 ,

N 2 О 4 = 2NО 2

тоже относятся к реакциям первого порядка.

Не все реакции разложения имеют первый порядок. Так, реакциям разложения:

2NОСl = 2NO + Cl 2 ,

соответствует второй порядок .

Окисление бромоводорода кислородом:

4HBr + O 2 = 2Br 2 + 2H 2 O

тоже относится к реакциям второго порядка, несмотря на то, что согласно уравнению с одной молекулой кислорода реагируют четыре молекулы бромоводорода. Это несоответствие записи уравнения реакции и выражения для ее скорости:

= k [О 2 ]

связано с тем, что данная реакция протекает в три стадии:

1) НВr + О 2 = HО 2 Вr (лимитирующая стадия),

2) НО 2 Вr + НBr = 2НОВr,

3) 2НОBr + 2НВr = 2Н 2 О + 2Вr 2 ,

____________________________

4НВr + О 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

Первая стадия в представленном механизме медленная. Вторая и третья стадии – быстрые, не лимитирующие процесс. Вот почему взаимодействие бромоводорода с кислородом относится к реакциям второго порядка – по уравнению 1) такой порядок имеет лимитирующий процесс.

2NО (г.) + О 2 (г.) = 2NО 2 (г.) –

реакция второго порядка по NO и первого порядка по О 2 , в целом же – это реакция третьего порядка . Выражение для скорости реакции получения NО 2:

= k 2 [О 2 ]

соответствует стехиометрии реакции, что является признаком ее одностадийности, одновременного столкновения трех молекул, приводящего к появлению диоксида азота.

Встречаются также реакции дробного порядка . К числу таких реакций относится образование фосгена в газовой фазе:

СО + Cl 2 = СОCl 2 .

Выражение для скорости этой реакции имеет следующий вид:

= k 3/2 .

Разложение озона в присутствии хлора:

также является реакцией дробного порядка, протекающей со скоростью:

= k [О 3 ] 3/2 .

Лишь в редких случаях уравнение реакции отражает истинный механизм процесса, который обычно сложен и многостадиен.

В ходе реакции с течением времени уменьшаются концентрации реагентов. Поскольку скорость химической реакции зависит от концентрации реагентов, то с течением времени она также уменьшается. Это означает, что в начальный момент времени скорость реакции всегда выше, чем в какой-либо из последующих.

Можно определить истинную скорость химической реакции как lim (с /t ) при t 0. Вместе с тем для некоторого промежутка времени легко найти среднюю скорость реакции.

Истинная скорость реакции с точки зрения математики выражается через тангенс угла наклона касательной к кривой зависимости концентрации реагентов от времени (рис. 7.1, см. с. 18):

Средняя скорость химической реакции определяется следующим образом (см. рис. 7.1):

7.2. Зависимость скорости
химической реакции от температуры

Каждая молекула сталкивается с другими. Число соударений в секунду столь огромно, что, если бы столкновения были эффективны, все реакции заканчивались бы мгновенно, т.е. протекали бы в виде взрыва. Но этого не происходит. Сильное понижение температуры реагирующей системы молекул приводит к уменьшению их кинетической энергии, и их столкновения становятся неэффективными, а скорость реакции близка к нулю.

Это связано с тем, что в ходе реакции молекулы должны сгруппироваться в активированный комплекс . Образовать его могут только активные молекулы, обладающие достаточной для этого кинетической энергией. Разность энергий активированного комплекса и исходных молекул называют энергией активации E a (рис. 7.2).

При сближении молекул их кинетическая энергия переходит в потенциальную. Максимум потенциальной энергии соответствует энергии активированного комплекса. Энергетический барьер возникает вследствие взаимного отталкивания химически еще не связанных атомов. Не получив нужной энергии, нельзя преодолеть энергетический барьер.

При малом числе активных молекул (обладающих энергией активации) число эффективных столкновений незначительно и реакция протекает медленно. Если представить себе в качестве промежуточной стадии не образование активированного комплекса, а полную диссоциацию молекул на атомы, то энергия активации окажется меньше энергии разрыва химических связей в молекулах исходных веществ (рис. 7.3).

Следовательно, процесс образования активированного комплекса более выгоден энергетически, чем распад вступающих в реакцию молекул на атомы. Реакция осуществляется именно через активированный комплекс.

Столкновения могут оказаться неэффективными вследствие неблагоприятной взаимной ориентации молекул. Этот стерический (пространственный) фактор препятствует взаимодействию молекул даже при температурах, обеспечивающих, казалось бы, достаточный запас активационной энергии.

Повышение температуры является одним из способов активации молекул. Согласно правилу Вант-Гоффа повышение температуры на 10 градусов для большинства химических реакций приводит к увеличению их скорости в 2–4 раза. Математическое выражение правила Вант-Гоффа имеет вид:

где 1 – скорость при температуре Т 1 , 2 – скорость при температуре Т 2 , – температурный коэффициент, лежащий обычно в области от 2 до 4. При этом температурный интервал, к которому относится , в классическом варианте правила Вант-Гоффа равен 10.

К сожалению, в правиле Вант-Гоффа не отражена зависимость самого температурного коэффициента от температуры. К тому же имеются реакции, для которых значение выходит за пределы обозначенной области. В связи с этим правило Вант-Гоффа имеет ограниченное применение и предназначено для приблизительной оценки влияния температуры на скорость реакции.

Уравнение Аррениуса более точно отражает температурную зависимость скорости химической реакции. Согласно Аррениусу, константа скорости реакции зависит от температуры следующим образом:

где А – некоторый коэффициент пропорциональности (предэкспоненциальный множитель),
е – основание натуральных логарифмов (е = 2,7182818284590), R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, E a – энергия активации. Константа скорости химической реакции зависит от температуры так, что для одной и той же реакции она изменяется в большее число раз при повышении температуры от 0 °С до 10 °С, чем от 10 °С до 20 °С.

При изучении химических процессов была обнаружена большая группа реакций, в которых реагенты не удается полностью превратить в продукты. Теоретическая химия объясняет этот факт существованием обратимых реакций, когда при данных условиях возможно одновременное протекание как прямого, так и обратного процессов. К числу обратимых относятся многие реакции, изучаемые в школьном курсе химии, например реакция синтеза аммиака:

3Н 2 + N 2 2NН 3 .

В какой-то момент времени концентрация аммиака перестает увеличиваться. Тогда говорят, что наступило состояние динамического равновесия , т.е. речь идет о точке равновесия . В состоянии динамического равновесия скорости прямой и обратной реакции равны. Если для скорости прямой реакции справедливо выражение

1 = k 1 3 ,

а для обратной –

2 = k 2 2 ,

то в состоянии равновесия 1 = 2 , или

k 1 3 = k 2 2 .

Константа равновесия реакции равна отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

K = k 1 /k 2 = 2 / 3 .

Необходимо помнить, что приведенные здесь выражения годятся только для учебных целей. Реальные же выражения для скоростей процессов несколько сложнее.

7.3. Влияние катализатора

Катализаторы – это вещества, способные увеличивать скорость химической реакции, оставаясь при этом неизменными.

Теория катализа объясняет механизм действия катализаторов их участием в промежуточных стадиях реакции.

Реакция окисления SО 2 до SО 3 протекает при участии катализатора NО. На первой ее стадии кислород окисляет катализатор до диоксида азота. На второй стадии реакции NО 2 реагирует с диоксидом серы, восстанавливаясь до исходной формы. Восстановившаяся молекула NО вновь окисляется кислородом с последующим восстановлением:

1) NО + 1/2О 2 = NО 2 ;

2) NО 2 + SО 2 = NO + SО 3 .

Реакция SО 2 с кислородом протекает очень медленно. Следует заметить, что катализаторы не способны повлиять на состояние равновесия, т.е. увеличить выход продукта в обратимых реакциях.

В химии достаточно часто сталкиваются с кислотно-основным катализом, когда реакции, протекающие в водных растворах, ускоряются за счет изменения рН среды. Так, при сильном нагревании молекула муравьиной кислоты НСООН может разложиться до воды и угарного газа, причем скорость этого процесса можно существенно увеличить, добавив в реакционную смесь несколько капель концентрированной серной кислоты. Неверно объяснение эффекта водоотнимающими свойствами концентрированной серной кислоты, т.к. в полученном после ее добавления растворе ее молекулы будут окружены достаточным количеством молекул воды, раствор окажется разбавленным, водоотнимающие свойства серная кислота проявлять не будет.

В действительности действие серной кислоты объясняется протонированием гидроксильной группы:

НСООН + Н + = НСОО+Н 2 .

Это первая быстрая стадия реакции.

Вторая медленная стадия состоит в отщеплении молекулы воды:

НСОО + Н 2 = НС + О + Н 2 О.

Третья быстрая стадия – это отщепление протона:

НС + О = Н + + СО.

Примером гетерогенного катализа является ускорение разложения пероксида водорода диоксидом марганца:

или ускорение платиной реакций гидрирования, например:

Важную роль в жизни всего живого играют биологические катализаторы – ферменты (обычно белковые молекулы), которые ускоряют многие реакции, протекающие в клетке, в десятки тысяч раз. При обработке ран пероксидом водорода происходит сопровождаемое интенсивным шипением разложение препарата в результате действия фермента крови – каталазы. Роль данного фермента в организме состоит в поддержании оптимальной концентрации пероксидов в тканях человека и животных.

Наряду с катализаторами, увеличивающими скорости реакций, существуют и ингибиторы , которые химические реакции замедляют. Механизм действия ингибиторов аналогичен механизму действия катализаторов – участие в промежуточных стадиях процесса. Следствием этого является снижение числа активных молекул реагента, обеспечивающих протекание реакции.

К примеру, атомы многих тяжелых металлов, таких, как ртуть, в организме человека реагируют с молекулами белков, ингибируя тем самым многие жизненно важные химические процессы.

Ингибиторы не следует путать с каталитическими ядами . О каталитических ядах обычно говорят, имея в виду гетерогенный катализ, при котором посторонние вещества обволакивают поверхность катализатора, препятствуя его полноценной работе.

Катализаторы, направляя реакцию по маршруту с меньшим энергетическим барьером, способны существенно увеличить ее скорость. Об этом, в частности, свидетельствуют данные в табл. 7.1 для реакции разложения пероксида водорода.

Таблица 7.1

Зависимость относительной скорости химической реакции
от энергии активации на примере реакции разложения пероксида водорода

7.4. Упражнения

1. С помощью какого признака можно установить зависимость концентрации аммиака от времени в реакции его синтеза? По какому признаку можно судить о скорости реакции раствора перманганата калия с щавелевой кислотой, цинка с соляной кислотой?

2. Сравните скорости реакций магния и железа с соляной кислотой. В каком случае скорость реакции будет больше и почему?

3. Приведите примеры мономолекулярного и бимолекулярного элементарных актов.

4. Как скорость реакции зависит от концентраций реагентов и почему? Приведите примеры реакций нулевого, первого, второго и третьего порядков. Возможны ли реакции дробного порядка? Если возможны, то приведите примеры таких реакций.

5. Поясните термин «лимитирующая стадия».

6. В чем состоит отличие истинной скорости химической реакции от ее средней скорости? Как эти скорости находятся?

7. Что такое активированный комплекс и энергия активации? Поясните на примерах.

8. Какие два подхода к определению температурной зависимости скорости реакции вам известны и в чем состоит их отличие? Каковы зависимости скорости реакции от температуры по правилу Вант-Гоффа и уравнению Аррениуса? Какое математическое выражение более точное?

9. Какие реакции называют обратимыми? Приведите примеры таких реакций.

10. Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Поясните термины «катализатор», «ингибитор», «фермент», «каталитический яд». Как современная теория объясняет механизм действия катализаторов?