8.3. Влияние температуры на скорость реакции

При повышении температуры скорость химических реакций обычно возрастает. Для реакций, протекающих при температурах, близких к комнатной, зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа (1879): скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на каждые 10 градусов.

Математически эта зависимость может быть выражена формулой:

(17)

где v₂ и v₁ - cкорости реакции при температурах и , соответственно,  - температурный (термический) коэффициент Вант-Гоффа (  2-4).

8.4. Энергия активации

Не всякое соударение молекул приводит к взаимодействию. Реагируют только так называемые “активные” молекулы, обладающие энергией активации (Е_а), смысл которой иллюстрирует нижеприведенная схема:

Энергия активации - это энергия, которая необходима молекуле для разрыва старых связей и образования новых, т.е. для образования активированного комплекса.

Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и является характеристикой каждой реакции. С повышением температуры число “активных” молекул растет, скорость реакции увеличивается.

8.5. Влияние катализатора на скорость реакции

Катализатор - это вещество, которое, участвуя в химической реакции, изменяет ее скорость, оставаясь неизменным.

Все сложные реакции в живых организмах осуществляются с помощью биологических катализаторов - ферментов. Помимо изменения скорости реакции катализатор способен изменять ее направление:

Катализаторы бывают положительные и отрицательные. Положительные катализаторы увеличивают скорость реакций; отрицательные (ингибиторы) - замедляют. К ингибиторам относятся различные консерванты, антиоксиданты. Их используют в тех случаях, когда хотят уменьшить скорость таких процессов, как коррозия, гниение, замедлить протекание реакций, идущих со взрывом.

Изменение скорости реакции в присутствии катализаторов называется катализом. Катализ подразделяется на:

а) гомогенный - реагирующие вещества и катализатор находятся в одном и том же агрегатном состоянии:

2SO₂ + O₂ 2SO₃

б) гетерогенный - реагирующие вещества и катализатор представляют систему, состоящую из разных фаз, между которыми существует поверхность раздела:

C₂H₄ + H₂ C₂H₆

в) микрогетерогенный, когда частицы катализатора имеют размеры, большие, чем у обычных молекул, но недостаточные для того, чтобы создать поверхность раздела фаз (биокаталитические процессы):

C₆H₁₂O₆ 2СO₂ + 2C₂H₅OH

В соответствии с теорией промежуточных соединений механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений (молекул, ионов, адсорбционных соединений):

A + K  AK; AK + B  AB + K

Суммарный процесс: А + В  АВ

Механизм реакции с участием катализатора удобно проследить на нижприведенной схеме:

Кривая 1 показывает изменение потенциальной энергии в системе при протекании реакции без катализатора, кривая 2 - в процессе каталитической реакции.

Эта кривая имеет два энергетических барьера. Первый отвечает энергии активации, необходимой для образования активированного комплекса А...К, второй - для образования активированного комплекса В...АК. Минимум на кривой соответствует образованию промежуточного соединения АК.

Энергия активации каталитического процесса значительно меньше, чем некаталитического, что объясняет более высокую скорость реакции с участием катализатора. Ингибиторы увеличивают энергию активации и тем самым уменьшают скорость реакции.

Кроме изменения энергии активации катализатор также увеличивает вероятность благоприятной ориентации молекул в момент соударения, разворачивая молекулы нужным образом.

Избирательность действия катализаторов можно продемонстрировать следующими примерами:

C₂H₅OH C₂H₄ + H₂O, но! С₂H₅OH CH₃CHO + H₂

Каталитические яды снижают или уничтожают активность катализатора. Так, соединения мышьяка, ртути, свинца оказывают отравляющее действие на платиновые катализаторы.

Промоторы, наоборот, усиливают действие катализаторов. Например, железо и алюминий промотируют платину.