Реакційна здатність речовин
Хімічна кінетика - розділ хімії, що вивчає закономірності протікання фізико-хімічних процесів у часі і механізми взаємодії на атомно-молекулярному рівні. Хімічна кінетика розглядає залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагентів, температури, властивостей середовища, електромагнітного випромінювання та інших факторів.
Швидкість хімічної реакції (v) - зміна концентрації (С) реагуючих речовин або продуктів реакції в одиницю време-ні (# 964;) в одиниці об'єму системи (для гомогенної реакції) або на одиницю площі поверхні розділу фаз (для гетерогенної реакції).
Залежність швидкості хімічних реакцій від концентрацій реагуючих речовин легко зрозуміти виходячи з молекулярно-кінетичних уявлень. Молекули газів, рухаючись в різних напрямках з досить великою швидкістю, неминуче повинні зустрічатися, стикатися один з одним. Взаємодія між молекулами, очевидно, може відбуватися тільки при їх зіткненнях, отже, чим частіше будуть зіштовхуватися молекули, тим швидше буде йти перетворення вихідних речовин в нові і тим більше буде швидкість реакції.
К. Гульдберг і П. Вааге в 1867 р сформулювали закон діючих мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин.
Швидкість гомогенної хімічної реакції вимірюється зміною концентрації реагуючих речовин в одиницю часу. Так, для гомогенної реакції типу А + 2В → АВ2 закон діючих мас виражається наступним чином:
де [A] і [В] - концентрації вступають в реакції речовин, k - константа швидкості реакції, що залежить від природи реагуючих речовин.
При гетерогенних реакціях концентрації речовин, що знаходяться у твердій фазі, зазвичай не змінюються в ході реакції і тому не включаються в рівняння закону діючих мас.
Швидкість будь-якої реакції безперервно зменшується з протягом часу, так як взаємодіючі речовини поступово витрачаються і концентрації їх зменшуються. Тому, кажучи про швидкість реакції, завжди мають на увазі швидкість в даний момент, тобто то кількість речовини, яке піддалося б перетворенню, якби існуючі в даний момент концентрації підтримувалися штучно протягом певного проміжку часу.
Залежність швидкості хімічної реакції від температури виражається правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на 10 ° С швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази.
Ставлення константи швидкості при температурі t + 10 ° до константи при температурі t називається температурним коефіцієнтом швидкості (# 947;).
У загальному випадку, якщо температура змінилася на # 8710; t °, рівняння залежності швидкості реакції від температури має вигляд:
Так, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3, то, у скільки зросте швидкість реакції при підвищенні температури від 20 до 60 ° С? оскільки # 8710; t = 60 - 20 = 40 ° С, то, позначивши відповідно швидкість реакції при 20 і 60 ° С відповідно через v і v'. можемо записати зміни швидкості реакції: v'/ v = 3 40/10 = 3 +4 = 81 разів.
Сильне зростання швидкості реакції при підвищенні температури пов'язано з різким зростанням числа активних частинок і числа активних зіткнень.
Залежність швидкості хімічної реакції від присутності каталізу-торів та інгібіторів - речовин, які змінюють швидкість реакції, але самі в результаті реакції залишається в хімічно незмінному стані і не витрачається. Речовини, що прискорюють реакцію, називаються каталізаторами. а уповільнюють - інгібіторами. Іноді застосування каталізаторів може збільшити швидкість реакції в 1000 і більше разів.
Каталіз - зміна швидкості хімічної реакції в присутності каталізаторів. Швидкість хімічної реакції зростає в присутності каталізатора, в зв'язку з пониженням енергія акти-вації реакції через освіту нестійких проміжних сполук - активних комплексів. Процес, що йде з утворенням активного комплексу кінетично більш вигідний, тому що потрібно меншої затрати енергії.
Нерідко один з продуктів реакції служить каталізатором, який пришвидшує цю реакцію. Такого роду реакції, називаються автокаталитически. Наприклад, кислота, що утворюється при гідролізі ефірів, каталізує цей гідроліз. Швидкість автокаталитических реакцій протягом деякого часу (період індукції) мала, але в міру накопичення продукту - каталізатора, зростає, досягає максимуму і знову зменшується внаслідок витрати вихідної речовини. У таких реакціях можливе протікання явищ самоорганізації, що приводить до утворення просторових і просторово-часових дисипативних структур.
Яскравим прикладом автокаталитического процесу є гомогенна періодична хімічна реакція окислення лимонної кислоти сумішшю бромата калію КВrО3 і сульфату церію Се (SО4) 2. відкрита і досліджена українськими хіміками Білоусовим та Жіботінскім в 1951 г. Суміш цих речовин, розчинена в розведеної сірчаної кислоти, дає реакцію відновлення церію: Се 4+ (синього кольору) → Се 3+ (червоного кольору), а потім, коли вільний іон брому витрачається (виступає як інгібітор окислення церію), проте-кає зворотна реакція окислення: Се 3+ → Се 4+. В результаті виникає система, яка з ідеальною періодичністю змінює свій колір з синього на червоний і навпаки. Ці коливання можна розглядати як хімічні годинник, а саму систему як самоорганізується. Починаючи з певного моменту числа коливань системи, спонтанно виникають неоднорідності концентрації і утворюються стійкі червоні і сині шари.