20. Зависимость скорости химической реакции от температуры и природы реагирующих веществ. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации.

Число столкновений между молекулами вещества при обычных условиях столь велико, что все реакции должны протекать практически мгновенно, но в действительности не все реакции заканчиваются быстро. Это связано с необходимостью преодоления энергетического барьера реакции-энергии активации. Это осуществляют только активные молекулы. С ростом температуры число активных молекул возрастает, следовательно скорость хим.реакции увеличивается с повышением температуры.

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции γ- числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость при повышении температуры системы на 10 градусов. При обычных температурах 2< γ<4. Например, если темп.коээф. равен 2,9, то при возрастании температуры на 100 градусов скорость реакции увеличится в , т.е. в 50 000раз.

Влияние температуры на скорость хим.реакции определяется правилом Вант-Гоффа:

-При изменении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется от 2 до 4 раз.

где и - скорости хим.реакции при температурах t2 и t1; γ-температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значение от 2 до4. Пример: t1=10; t2=60; γ=3

Влияние природы реагирующих частиц определяется их атомным составом, пространственным строением, молекулярными свойствами. Скорость хим.реакции определяется скоростью разрыва одних и образования других химических связей. Эти превращения происходят в элементарном акте реакции. Изменение длины хим.связи, валентных углов и др.геометрических параметров молекулы сопровождается изменением ее потенциальной энергии. Поскольку реагирующие молекулы обычно содержат много атомов, то элементарный акт хим.реакции характеризуется многомерной поверхностью потенциальной энергии. Взаимодействие обычно происходит в одном конкретном месте молекулы- ее реакционном центре, координата реакции- изменение потенциальной энергии реагирующей системы относительно ограниченного набора ее координат. Для того чтобы произошла реакция, необходимо сначала преодолеть отталкивание электронных оболочек молекул, разорвать или ослабить связи между атомами исходных веществ. На это надо затратить определенную энергию. Если сталкивающиеся молекулы не обладают такой энергией, то столкновение будет неэффективным- не приведет к образованию новой молекулы. Если же кинетическая энергия сталкивающихся молекул достаточна, то столкновение может привести к перестройке атомов и к образованию молекулы нового вещества. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции, которую выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией- активные молекулы. Энергия активации различных реакций различна.

• Если энергия активации очень мала(меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакции, скорость которой велика.

• Если энергия активации реакции очень велика(больше 120 кДж/моль), то лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к протеканию химической реакции, скорость которой очень мала. Пример- реакция синтеза аммиака: N2 + 3H2= 2NH3

• Если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40-120 кДж/моль), то такая реакция будет протекать не очень быстрое, но и не очень медленно. Скорость такой реакции можно измерить. (разрушение тиосульфата натрия серной кислотой)

Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом или переходным состоянием. 21) Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Катализ - изменение скорости хим. реакции при воздействии веществ (катализаторов), которые участвуют в реакции, но не входят в состав продуктов. Увеличение скорости р-ции называют положительным катализом, уменьшение – отрицательным катализом. В-ва, замедляющие реакцию называют ингибиторами. Термин «катализ» введён в 1835 шведским учёным  Берцелиусом. Явление катализа распространено в природе и широко используется в производстве.

Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, т.е. снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены хим.связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Катализаторы не смещают равновесие и если реакция обратимая, то катализаторы ускоряют ее как в прямом, так и в обратном направлениях.

Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той же фазе, что и реактивы реакции. Например: 2H2O(p)→2H2O(p)+O2(p), кат-р Mn2+(р). В гетерогенном катализе катализатор составляет другую фазу, хотя сама реакция м.б. гомогенной. Например: 4NH3(г)+5O2(г)→4NO(г)+6H2O(г), кат-р Pt(тв).

Ферменты — это биологические катализаторы. Они имеют белковую природу и обладают более высокой каталитической эффективностью. Многие лекарственные средства и консерванты являются типичными ингибиторами и замедляют скорость некоторых биохимических реакций.