11.6: Швидкість реакцій

Last updated
Save as PDF

Page ID: 23106

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Результати навчання

Визначте швидкість реакції.
Визначте каталізатор і поясніть його поведінку в хімічній реакції.
Опишіть, як температури, концентрація або тиск реагенту та каталізатора впливають на швидкість реакції.
Поясніть поняття енергії активації.
Позначте діаграму з реагентами, продуктами, ентальпією прямої та зворотної реакцій, енергією активації прямої та зворотної реакцій та активованим комплексом.
Обчисліть ентальпію та енергію активації за допомогою даних на діаграмі реакції.

Хімічна кінетика - це вивчення швидкостей хімічних реакцій. У цьому уроці ви дізнаєтеся, як висловити швидкість хімічної реакції і про різні фактори, що впливають на швидкість реакції.

Експресія швидкості реакції

Хімічні реакції сильно різняться за швидкістю, з якою вони відбуваються. Деякі реакції відбуваються дуже швидко. Якщо запалена сірник контактує з запальничкою рідиною або іншою легкозаймистою рідиною, вона миттєво вивергається в полум'я і швидко згорає. Інші реакції відбуваються дуже повільно. Ємність з молоком в холодильнику буде добре пити тижнями до того, як воно почне скисати. Мільйони років потрібні для того, щоб мертві рослини під поверхнею Землі накопичувалися і врешті-решт перетворилися на викопне паливо, таке як вугілля та нафта.

Хіміків потрібно турбуватися про те, з якою швидкістю відбуваються хімічні реакції. Швидкість - це ще одне слово для швидкості. Якщо спринтеру потрібно 11,0 секунд,\(\left( s \right)\) щоб запустити 100 метрів (\ лівий (m\ right)\) тире, його швидкість або швидкість задаються пройденою дистанцією, поділеною на час (див. Малюнок нижче).

\[\text{speed} = \frac{\text{distance}}{\text{time}} = \frac{100 \: \text{m}}{11.0 \: \text{s}} = 9.09 \: \text{m/s}\]

Середня швидкість бігу спринтера для забігу становить\(9.09 \: \text{m/s}\). Ми говоримо, що це його середній показник, тому що він не біг з такою швидкістю протягом всієї гонки. На самому початку гонки, виходячи з місця, його швидкість повинна бути повільніше, поки він не зможе піднятися на свою максимальну швидкість. Його максимальна швидкість повинна бути більшою, ніж\(9.09 \: \text{m/s}\) так, щоб взяти на себе всю гонку, середня закінчується на\(9.09 \: \text{m/s}\).

Хімічні реакції не можуть бути виміряні в одиницях метрів в секунду, оскільки це не має ніякого сенсу. Швидкість реакції - це зміна концентрації реагенту або продукту з часом. Припустимо, що мала відбутися проста реакція, при якій 1,00\(\left( \text{M} \right)\) молярний водний розчин речовини\(\ce{A}\) перетворювався в речовину\(\ce{B}\).

\[\ce{A} \left( aq \right) \rightarrow \ce{B} \left( aq \right)\]

Припустимо, що через 20.0 секунд концентрація\(\ce{A}\) знизилася від\(1.00 \: \text{M}\) до\(0.72 \: \text{M}\), як вона перетворювалася на речовину\(\ce{B}\). Ми можемо висловити швидкість цієї реакції як зміна концентрації,\(\ce{A}\) розділеної на час.

\[\text{rate} = -\frac{\Delta \left[ \ce{A} \right]}{\Delta t} = -\frac{\left[ \ce{A} \right]_\text{final} - \left[ \ce{A} \right]_\text{initial}}{\Delta t}\]

Дужка навколо символу або формули означає концентрацію в молярності цієї речовини. Зміна концентрації\(\ce{A}\) - це його кінцева концентрація мінус її початкова концентрація. Оскільки концентрація з часом\(\ce{A}\) зменшується, використовується негативний знак. Таким чином, швидкість реакції позитивна, а одиниці - молярність в секунду або\(\text{M/s}\).

\[\text{rate} = -\frac{0.72 \: \text{M} - 1.00 \: \text{M}}{20.0 \: \text{s}} = -\frac{-0.28 \: \text{M}}{20.0 \: \text{s}} = 0.041 \: \text{M/s}\]

За перші 20,0 секунди цієї реакції молярність\(\ce{A}\) зменшується на середню швидкість\(0.041 \: \text{M}\) кожної секунди. Підсумовуючи, швидкість хімічної реакції вимірюється зміною концентрації з плином часу для реагенту або продукту. Одиницею вимірювання швидкості реакції є молярність в секунду\(\left( \text{M/s} \right)\).

Теорія зіткнень

Поведінка атомів реагентів, молекул або іонів відповідає за швидкість даної хімічної реакції. Теорія зіткнень - це сукупність принципів, заснованих на ідеї, що частинки реагентів утворюють продукти, коли вони стикаються один з одним, але лише тоді, коли ці зіткнення мають достатню кінетичну енергію та правильну орієнтацію, щоб викликати реакцію. Частинки, яким не вистачає необхідної кінетичної енергії, можуть зіткнутися, але частинки просто відскакують один від одного в незмінному вигляді. Малюнок нижче ілюструє різницю. При першому зіткненні частинки відскакують один від одного, і ніякої перестановки атомів не відбулося. Друге зіткнення відбувається з більшою кінетичною енергією, і тому зв'язок між двома червоними атомами розривається. Один червоний атом зв'язується з іншою молекулою як один продукт, тоді як єдиний червоний атом - інший продукт. Перше зіткнення називається неефективним зіткненням, тоді як друге зіткнення називається ефективним зіткненням.

Постачання частинок реагентів енергією змушує зв'язки між атомами вібрувати з більшою частотою. Це збільшення вібраційної енергії робить хімічний зв'язок більш імовірним розривом, а хімічна реакція частіше виникає, коли ці частинки стикаються з іншими частинками. Крім того, більш енергійні частинки мають більш сильні зіткнення, що також збільшує ймовірність того, що відбудеться перестановка атомів. Енергія активації реакції - це мінімальна енергія, яку повинні мати стикаються частинки для того, щоб пройти реакцію. Деякі реакції відбуваються легко при кімнатній температурі, оскільки більшість реагуючих частинок вже мають необхідну енергію активації при цій температурі. Інші реакції відбуваються лише при нагріванні, оскільки частинки не мають достатньої енергії, щоб реагувати, якщо більше не забезпечується зовнішнім джерелом тепла.

Діаграми потенційної енергії

Тоді енергетичні зміни, що відбуваються під час хімічної реакції, можуть бути показані на діаграмі, яка називається діаграмою потенційної енергії, яку іноді називають кривою прогресу реакції. Діаграма потенційної енергії показує зміну потенційної енергії системи, коли реагенти перетворюються на продукти. На малюнку нижче показані основні діаграми потенційної енергії для ендотермічної (зліва) та екзотермічної (праворуч) реакції. Нагадаємо, що зміна ентальпії\(\left( \Delta H \right)\) є позитивним для ендотермічної реакції і негативним для екзотермічної реакції. Це можна побачити на діаграмах потенційної енергії. Загальна потенційна енергія системи збільшується для ендотермічної реакції, оскільки система поглинає енергію з навколишнього середовища. Загальна потенційна енергія системи зменшується для екзотермічної реакції, оскільки система вивільняє енергію в навколишнє середовище.

Малюнок\(\PageIndex{3}\): Діаграма потенційної енергії показує загальну потенційну енергію реагуючої системи в міру протікання реакції. (Зліва) В ендотермічній реакції енергія продуктів більша, ніж енергія реагентів, і\(\Delta H\) є позитивною. (Праворуч) В екзотермічній реакції енергія продуктів нижча, ніж енергія реагентів, і\(\Delta H\) є негативною.

Енергія активації реакції проілюстрована на діаграмі потенційної енергії висотою пагорба між реагентами та продуктами. З цієї причини енергія активації реакції іноді називають енергетичним бар'єром активації. Реагуючі частинки повинні мати достатньо енергії, щоб при зіткненні вони могли подолати цей бар'єр (див. Малюнок нижче).

Малюнок\(\PageIndex{4}\): Енергія\(\left( E_a \right)\) активації реакції - це бар'єр, який необхідно подолати, щоб реагенти стали продуктами. (A) Енергія активації низька, що означає, що реакція, ймовірно, буде швидкою. (B) Енергія активації висока, що означає, що реакція, ймовірно, буде повільною.

Як обговорювалося раніше, частинки реагентів іноді стикаються один з одним і все ж залишаються незмінними при зіткненні. В інших випадках зіткнення призводить до утворення виробів. Стан частинок, що знаходяться між реагентами і продуктами, називається активованим комплексом. Активований комплекс - це нестійке розташування атомів, яке існує на мить на піку енергетичного бар'єру активації. Через свою високу енергію активований комплекс існує лише вкрай короткий проміжок часу (близько\(10^{-13} \: \text{s}\)). Активований комплекс однаково ймовірно або реформує початкові реагенти, або продовжить формувати продукти. На малюнку нижче показано утворення можливого активованого комплексу між стикаються молекулами водню і кисню. Через їх нестійкого характеру і нетривалого існування про точні структури більшості активованих комплексів відомо дуже мало.

Малюнок\(\PageIndex{5}\): Активований комплекс - це короткочасний стан, при якому стикаються частинки знаходяться на піку кривої потенційної енергії.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

За своєю природою одні реакції відбуваються дуже швидко, а інші - дуже повільні. Однак певні зміни умов реакції можуть впливати на швидкість даної хімічної реакції. Теорія зіткнень може бути використана для пояснення цих ефектів швидкості.

Концентрація

Збільшення концентрації одного або декількох реагуючих речовин, як правило, збільшує швидкість реакції. Коли в заданій кількості простору присутня більше частинок, між цими частинками природним чином відбудеться більша кількість зіткнень. Оскільки швидкість реакції залежить від частоти зіткнень між реагентами, швидкість збільшується зі збільшенням концентрації.

Тиск

Коли тиск газу збільшується, його частинки змушуються зближуватися, зменшуючи кількість порожнього простору між ними. Тому підвищення тиску газу - це ще й збільшення концентрації газу. Для газоподібних реакцій підвищення тиску збільшує швидкість реакції з тих же причин, що і описані вище для збільшення концентрації. Більш високий тиск газу призводить до більшої частоти зіткнень між реагуючими частинками.

Площа поверхні

Велике поліно, поміщене в багаття, буде горіти порівняно повільно. Якби в вогонь додавалася така ж маса деревини у вигляді дрібних гілочок, вони б горіли набагато швидше. Це пояснюється тим, що прути забезпечують більшу поверхню, ніж колода. Збільшення площі поверхні реагенту збільшує швидкість реакції. Площа поверхні більша, коли задана кількість твердого тіла присутній у вигляді менших частинок. Порошкоподібний реагент має більшу площу поверхні, ніж той же реагент, що і твердий шматок. Для того, щоб збільшити площу поверхні речовини, його можна подрібнити на більш дрібні частинки або розчинити в рідині. У розчині розчинені частинки відокремлюються один від одного і швидше вступлять в реакцію з іншими реагентами. На малюнку нижче показаний невдалий результат високої площі поверхні в небажаній реакції горіння. Дрібні частинки зернового пилу дуже сприйнятливі до швидких реакцій з киснем, що може призвести до сильних вибухів і швидкогорючих пожеж.

Температура

Підвищення температури хімічної реакції призводить до більш високої швидкості реакції. Коли частинки реагенту нагріваються, вони рухаються все швидше і швидше, в результаті чого збільшується частота зіткнень. Ще більш важливим ефектом підвищення температури є те, що зіткнення відбуваються з більшою силою, а це означає, що реагенти з більшою ймовірністю долають енергетичний бар'єр активації і продовжують формувати продукти. Підвищення температури реакції збільшує не тільки частоту зіткнень, але і відсоток тих зіткнень, які є ефективними, в результаті чого підвищується швидкість реакції.

Папір, безумовно, є дуже горючим матеріалом, але папір не горить при кімнатній температурі, оскільки енергія активації для реакції занадто висока. Переважна більшість зіткнень між молекулами кисню і папером неефективні. Однак, коли папір нагрівається полум'ям від сірника, вона досягає точки, де молекули тепер мають достатньо енергії, щоб реагувати. Реакція дуже екзотермічна, тому тепло, що виділяється початковою реакцією, забезпечить достатньо енергії, щоб реакція продовжилася, навіть якщо сірник буде видалений. Папір продовжує швидко горіти, поки не зникне.

Каталізатори

Швидкість деяких хімічних реакцій може бути різко збільшена шляхом введення в реакційну суміш деяких інших речовин. Перекис водню використовується як дезінфікуючий засіб для потертостей і порізів, і її можна знайти в багатьох аптечках у вигляді\(3\%\) водного розчину. Перекис водню природним чином розкладається з утворенням води і газу кисню, але реакція дуже повільна. Флакона перекису водню вистачить на кілька років, перш ніж його потрібно замінити. Однак додавання лише невеликої кількості оксиду марганцю (IV) до перекису водню призведе до його повного розкладання всього за лічені хвилини. Каталізатор - це речовина, яка збільшує швидкість хімічної реакції, не витрачаючись у реакції. Він виконує це завдання, забезпечуючи альтернативний шлях реакції, який має менший енергетичний бар'єр активації. Після того, як відбувається реакція, каталізатор повертається в початковий стан, тому каталізатори можна використовувати знову і знову. Оскільки це ні реагент, ні продукт, каталізатор відображається в хімічному рівнянні, записуючи над стрілкою виходу.

\[2 \ce{H_2O_2} \left( aq \right) \overset{\ce{MnO_2}}{\rightarrow} 2 \ce{H_2O} \left( l \right) + \ce{O_2} \left( g \right)\]

Каталізатор працює, змінюючи механізм реакції, який може бути хоча як специфічний набір менших кроків, за допомогою яких реагенти стають продуктами. Важливим моментом є те, що використання каталізатора знижує загальну енергію активації реакції (див. Малюнок нижче). При меншому енергетичному бар'єрі активації більший відсоток молекул реагентів здатний мати ефективні зіткнення, а швидкість реакції збільшується.

Малюнок\(\PageIndex{7}\): Додавання каталізатора в реакцію знижує енергію активації, збільшуючи швидкість реакції. Енергія активації некаталізованої реакції показана\(E_a\), а каталізована реакція показана шляхом\(E_a'\). Теплота реакції\(\left( \Delta H \right)\) незмінна наявністю каталізатора.

Каталізатори є надзвичайно важливими складовими багатьох хімічних реакцій. Ферменти у вашому організмі діють як каталізатори природи, дозволяючи важливим біохімічним реакціям відбуватися з розумними темпами. Хімічні компанії постійно шукають нові та кращі каталізатори, щоб реакції йшли швидше і тим самим зробити компанію більш прибутковою.