1.5. Концентрація реагуючих речовин

Цей фактор є одним з основних, що визначає швидкість хімічних реакцій. Це пояснюється тим, що для взаємодії між молекулами необхідно, щоб вони зіткнулися, тому чим вища концентрація реагуючих речовин, тим більше молекул знаходиться в одиниці об’єму і тим частіше вони стикатимуться одна з одною. Кількість зіткнень частинок цієї речовини із частинками іншого реагенту збільшується, і швидкість реакції зростає.

Залежність швидкості простих хімічних реакцій від концентрації була відкрита у 1867 році К.М.Гульдбергом і П.Вааге і має назву закон діючих мас, за яким:

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, що беруться в степені, який дорівнює стехіометричному коефіцієнту, що стоїть перед формулою речовини в рівнянні реакції.

Н_{2 (г)} + Сl_2(г) = 2НСl_(г) ύ = К • C_Н2г • С_{Сl (г)}

N_2(г) + 3 Н_2(г) = 2NH_{3 (г )} ύ = КC_Nг • C³_H2

Fe _(т) + 3Сl _2(г) = 2 FeСl_3(т) ύ= К • C³_{Сl2 (г)}

С _(т) + О_{2 (г)} = СО_2(г) ύ = К • C_О2

В загальному вигляді формула швидкості реакції між речовинами А і В записується у вигляді:

ύ = К∙Сⁿ_А∙ С^m_В (4.2)

де С_А і С_В- концентрації речовин А і В;

n і m –стехіометричні коефіцієнти;

К– коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості. Якщо прийняти С_А = С_В = 1, то ύ = К.

Константа швидкості реакції чисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях реагуючих речовин, що дорівнюють 1моль/л.

Константа швидкості визначається природою реагуючих речовин і залежить від температури і каталізатора, але не залежить від концентрації реагуючих речовин. Рівняння (4.2) називається кінетичним рівнянням. Тверді речовини до кінетичного рівняння не входять.

По мірі протікання хімічних реакцій швидкість їх зменшується, бо вихідні речовини витрачаються і їх концентрація знижується. А константа швидкості незалежно від зміни концентрації залишається постійною: К(С)=const.

2. Залежність швидкості реакції від температури

Крім концентрації реагуючих речовин іншим важливим фактором, що впливає на швидкість реакції, є температура. З підвищення температури швидкість хімічних реакцій збільшується. При підвищенні температури зростає швидкість руху молекул і, відповідно, збільшується кількість зіткнень між ними. Тому, чим вище температура, тим більша швидкість реакції. Однак розрахунки показують, що при підвищенні температури на 100⁰С кількість зіткнень між молекулами збільшується тільки в 1,2 рази, в той час, як швидкість зростає більше ніж в тисячу разів. Тому збільшення числа зіткнень між молекулами не є головною причиною такого значного збільшення швидкості реакції при нагріванні.

З рівняння (4.2) видно, що в цьому випадку збільшення пов’язано із збільшенням К, бо концентрація речовин від Т не залежить. Якщо позначити через К_т, константу швидкості реакції при температурі Т, а через К_т+10 константу швидкості при Т на 10⁰ С більшій, то відношення цих констант буде дорівнювати температурному коефіцієнту швидкості реакції γ: γ = К_т +10

К_т

Значення коефіцієнту γ коливається в межах від 2 до 4.

При підвищенні температури на 10⁰С швидкість хімічної реакції збільшується в 2- 4 рази. Це є правило Вант – Гоффа. Якщо прийняти, що температурний коефіцієнт γ = 2, то при нагріванні реагуючих речовин від 20 до 100⁰С швидкість реакції збільшиться в 256 разів:

Кт +80

γ =2; γ = Кт = 2⁸ = 256.

Таким чином, збільшення температури в арифметичній прогресії приводить до збільшення швидкості реакції в геометричній прогресії.

Правило Вант – Гоффа наближене і може застосовуватися до реакцій, що протікають при температурі від 0⁰ до 300⁰С і в невеликому температурному інтервалі.

З підвищенням температури температурний коефіцієнт швидкості реакцій зменшується, наближаючись до 1.

Більш точна залежність швидкості хімічної реакції (константи швидкості) від температури Т експериментально встановлена Арреніусом (швецьким фізикохіміком, лауреатом Нобелевської премії).

ℓn К = B - , де А і В – постійні для даної реакції.

Заслуга С.Арреніуса полягає не лише в тому, що він знайшов залежність швидкості реакції від температури. Він пояснив природу цієї залежності, показавши, що далеко не кожне зіткнення двох молекул веде до хімічної взаємодії. Якби всі зіткнення молекул у газовій фазі закінчувались хімічною взаємодією, такі реакції протікали б зі швидкістю вибуху.

Щоб зруйнувалися старі зв’язки й утворилася нова речовина, молекули повинні мати надлишкову енергію, що називається енергією активації даної реакції. Молекули, які мають таку енергію, називаються активними молекулами. При підвищенні температури різко збільшується число активних часток.

Енергія активації – надлишок енергії, яку повинні мати молекули (частинки) реагуючих речовин, щоб перетворитися на активні.

Таке пояснення природне, тому що реакції повинні передувати ослаблення та руйнування хімічних зв’язків у реагуючих молекулах, на що потрібна витрата енергії. Величина енергії активізації визначається природою реагуючих речовин. Отже, з підвищенням температури енергія активації залишається постійною, проте зростає число молекул, що мають необхідний запас енергії.

Тільки активні молекули, що мають у момент зіткнення необхідний надлишок енергії, можуть подолати енергетичний бар’єр і вступити у хімічну взаємодію. Число їх тим більше, чим менша величина енергетичного бар’єра.

Звичайно енергія активації у 3-5 разів менша енергії розриву хімічних зв’язків. Це означає, що для проходження реакції не потрібно повністю руйнувати старі молекули, а досить їх лише активувати, послабити хімічні зв’язки між атомами.

Теорія активних зіткнень Арреніуса має такий істотний недолік – вона не враховує час, необхідний для перерозподілу зв’язків і утворення нових молекул.

Вплив температури на швидкість біохімічних процесів має більш складний характер. З підвищенням температури швидкість цих процесів також збільшується, але до певної температурної межі, вище якої швидкість процесу різко зменшується.