1.5. Вплив температури на швидкість реакції

Підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул приводить до зростання загальної енергії системи і відповідно до збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню швидкості хімічної реакції. Вплив температу­ри і енергії активації на швидкість хімічних реакцій можна виразити за допомогою залежності константи швидкості реакції kвід температуриТ і ∆Е_акт:

, (4)

де А —множник Арреніуса, пропорційний числу зіткнень молекул.

Якщо концентрації реагуючих речовин дорівнюють 1моль/л, то рівняння Арреніуса (4)дає змогу виразити залежність швидкості реакцій від температури:

(5)

Оскільки в рівнянні (5)температура входить у показник степені, то швидкість хімічних реакцій дуже залежить від зміни температури.

Експериментально встановлено, що залежність швидкості хіміч­ної реакції від температури можна виразити у вигляді емпіричного правила Вант-Гоффа: підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції приблизно в 2—4 рази.

У математичній формі правило Вант-Гоффа записується так:

(6)

де ∆t^o—збільшення температури;v₁— швидкість реакції до підви­щення температури;v₂— швидкість реакції після підвищення темпе­ратури (при температуріt₂);γ—температурний коефіцієнт швидкості реакції (γ == 2—4).

Рівняння (6)є приблизним, тому що швидкість реакції крім тем­ператури залежить також від енергії активації∆Е_акт, яка, в свою чергу, залежить від температури.

1.6. Каталіз

Швидкість хімічних процесів можна значно збільшити завдяки введенню у реакційну систему певних речовин, які називаються каталізаторами. Каталізатор —це речовина, що збільшує швидкість реакції, кількісно і якісно при цьому не змінюючись.

Речовини, які уповільнюють швидкість хімічних процесів, а самі при цьому не змінюються, називаються інгібіторами.

З наведеного визначення може здатись, що каталізатор не бере участі в хімічній взаємодії речовин. Експериментально доведено, що каталізатор тільки кількісно не змінюється під час реакції, але бере участь у проміжних стадіях хімічної взаємодії і саме завдяки ньому збільшує. швидкість хімічних реакцій.

Механізм дії каталізаторів різний. Найпоширенішою формою дії каталізатора є утворення проміжних сполук з реагуючими речовинами. Зміна швидкості при цьому пояснюється зменшенням енергії активації. Розглянемо механізм дії каталізатора з погляду утворення проміж­них сполук на прикладі взаємодії речовин А і В з утворенням сполуки АВ. Нехайё сполука утворюється через активний комплекс А---В, енергія активації якого∆Е_акт:

∆Е_акт

А+В →А •••В →АВ.

Як правило, для каталітичних процесів енергія активації ∆Е_акт має досить високе значення. Тому речовини А і В взаємодіють з дуже малою швидкістю або зовсім не взаємодіють. Можливий інший спосіб утворення сполуки АВ. Нехай є речовина К, яка дуже легко вступає у взаємодію з ре­човиною А:

∆Е^/_акт

А+К →А •••К→АК.

Легкість взаємодії А і К оз­начає, що енергія її активації ∆Е^/_актмала, аРис. 3. Енергетична схема взаємодії речо- швидкість велика.

вин А і В з каталізатором К (/) та без ка-В свою чергу, сполука АК легко

талізатора (2).взаємодіє з речовиною В, утворюючи АВ і К:

∆Е^//_акт

АК + В →АК •••В→АВ + К.

Отже, внаслідок реакції речовина (каталізатор) залишилась без зміни і утворилась сполука АВ. Енергетична схема двох способів взаємодії А і В (рис. 3)показує, що при наявності каталізатора енер­гія активації реакції зменшується. Відповідно до рівняння (5)енергія активації входить у показник степеня з від'єм­ним знаком і тому навіть незначна її зміна приводить до значного збільшення швидкості реакції.

За своїм агрегатним станом каталізатори можуть бути твердими (Pt, Fe, Co, Ni, V₂O₅),рідкими і газоподібними (NО₂). У зв'язку з цим каталітичні процеси поділяють на гомогенні і гетерогенні.

При гомогенному каталізі всі реагуючі речовини і каталізатор утворюють одну фазу (газоподібну або рідку). Прикла­дом гомогенного каталізу є окислення COв газоподібній фазі при наяв­ності пари води як каталізатора. Основою добування сірчаної кислоти баштовим методом також є гомогенна каталітична реакція

H₂SO₃+NO₂==H₂SO₄ + NO,

яка може відбуватися як у рідкій, так і в газоподібній фазах.

При гетерогенному каталізі каталізатор утворює самостійну, як правило, тверду фазу, на поверхні якої відбуваються каталітичні процеси. Прикладом гетерогенного каталітичного проце­су може бути окислення SO₂доSO₃на поверхні V₂O₅.

Важливою особливістю каталітичних процесів є специфічність дії каталізатора. Крім каталізаторів, здатних прискорювати лише одну реакцію, є каталізатори, які прискорюють цілу групу аналогічних реакцій. Наприклад, платина, нікель ї паладій досить добре каталі­зують реакції приєднання водню. Залежно від природи каталізатора, можна спрямувати взаємодію тих самих речовин у різному напрямі. Так, при наявності АІ₂О₃метиловий спирт розкладається на Н₂О і С₂Н₂, а при наявності залізо-мідного каталізатора СН₃ОН утво­рює альдегід і водень.

Каталітичні процеси мають велике практичне значення. Значна частина продуктів сучасної хімічної промисловості виробляється на основі каталітичних реакцій. До каталітичних процесів належать син­тез аміаку (каталізатор залізо) і метанолу, окислення SO₂ до SO₃(каталізатор V₂O₅), окислення МН₃ до NO (каталізатор платина), добування поліетилену та інших полімерних матеріалів. Велику роль відіграють каталізатори в фізіологічних процесах, що відбува­ються в рослинних і тваринних клітинах. Як каталізатори в живих клітинах виступають різного типу ферменти.