Влияние температуры на скорость химической реакции

Федеральное агентство по здравоохранению и  социальному развитию РФ

Государственное образовательное учреждение высшего  профессионального образования

ПЕРВЫЙ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. И.М. Сеченова

Фармацевтический  факультет

Кафедра аналитической, физической и коллоидной химии 
 
 
 
 
 
 
 

Реферат на тему:

«Влияние  температуры на скорость химической реакции» 
 
 

Выполнил: студент 23 группы 1 курса

Фармацевтического факультета

Федин Сергей

Научный руководитель: доцент Завадский С.П. 
 
 
 
 
 

Москва, 2011 год.

Содержание:

Введение………………………………………………….……………………...3

       1. Скорость протекания химической  реакции..…………………………..4

       2. Теория активных столкновений……………………………..…..……...6

       3. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.…..……………………9

       4. Почему не действует правило.…………………………………………11

       5. Необычная температурная зависимость скорости реакции ……..…..14

Заключение ………………………………………………………………..…. .16

Список литературы …...……………………………………………………….17

 

Введение 

     Одна  из основных задач химической кинетики – управление скоростью реакции. При исследовании химических реакций, особенно используемых в химическом производстве, применяют как методы химической термодинамики, так и методы химической кинетики. Термодинамический метод изучения позволяет сделать вывод о принципиальной возможности протекания данной химической реакции в тех или иных условиях.

Однако  скорости таких реакций могут сильно разниться – от взрывных до очень медленных, протекающих в течение многих месяцев и лет. Даже одна и та же реакция, протекающая при различных условиях, может иметь скорости, различающиеся во много раз.

     Некоторые реакции нужно заставить идти быстрее, другие, наоборот, замедлить. Например, в химическом синтезе при  обратимом процессе часто возникает  необходимость ускорить прямую реакцию, а обратную – затормозить.

     Для рационального проведения химических реакций необходимо уметь управлять  ими, знать зависимости скорости от различных параметров.

     Одним из важнейших факторов, оказывающим  воздействие на скорость химической реакции, является температура. Влияние этого параметра и будет рассматриваться в данной работе.

 

Скорость  химической реакции 

     Скорость  химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. В зависимости от типа химической реакции (гомогенной или гетерогенной) меняется характер реакционного пространства.

     Гомогенная  реакция - реакция в одной фазе состояния вещества.

     Гетерогенная  реакция протекает на границе раздела фаз.

     Скорость  гомогенной реакции равна изменению концентрации любого из исходных веществ или продуктов реакции во времени. Различают среднюю и мгновенную скорости реакций. (Скорость реакции всегда положительна).

     Средняя скорость реакции: 

 

     Мгновенная  скорость реакции:

 

     В ходе реакции изменяются концентрации всех исходных веществ и продуктов  реакции. Если у всех реагентов одинаковые стехиометрические коэффициенты, то изменения их концентраций (по модулю) во времени также одинаковы. Например, для реакции:  

CO+H₂O=CO₂+H₂

.

     Для реакций с различными стехиометрическими коэффициентами скорости изменения  концентрации реагентов будут различными. Для реакции: 

.

 

Теория  активных столкновений 

      Все химические превращения в растворе или газовой фазе происходят при  столкновении молекул. Чем чаще молекулы встречаются, тем быстрее идет взаимодействие. Число же столкновений, а следовательно  и скорость реакции, зависит от числа  молекул в единице объема, то есть от концентрации реагирующих веществ.

     Для начала реакции необходимо столкновение реагирующих молекул. Но не каждое из столкновений заканчивается химическим взаимодействием. И химическая реакция всегда протекает со значительно меньшей скоростью, чем это соответствует теоретически возможному числу встреч молекул. Например:

2HI=H₂+I₂

При температуре, равной 425 градусам по шкале Цельсия, скорость реакции составила бы примерно 1,11*10¹¹ моль/с, если учесть что каждое из столкновений приводит к химическим превращениям. Практически же в данных условиях эта реакция протекает со скоростью примерно 1,2*10^-3 моль/с, т. е. в 10¹⁴ раз медленнее.

     Почему  же так происходит? Дело в том, что для разрыва или ослабления старых химических связей нужна энергия. Когда сталкиваются активные молекулы, которые обладают некоторым запасом энергии, они могут прореагировать. Если же энергия мала, то столкновение не приводит к реакции, и молекулы разлетаются без химического превращения. Энергия молекул в свою очередь зависит от температуры. Это и есть один из важнейших факторов, определяющих скорость реакции. Подавляющее большинство реакций ускоряется с ростом температуры.

     Если  реакции протекают при столкновении молекул, то скорость реакций должна напрямую зависеть от числа этих столкновений, которое можно рассчитать на основе молекулярно-кинетической теории. Число встреч двух частиц х и у в единицу времени прямо пропорционально произведению их концентраций: z=соnst [х] [у], где постоянная (соnst) зависит от температуры, массы и размера сталкивающихся частиц.

     Встречи двух частиц длятся не более 10^-12 с, частота же двойных соударений между молекулами газов огромна. Так, при нормальных условиях в 1 см³ воздуха происходит примерно 10²⁸ столкновений молекул азота и кислорода, однако они друг с другом не взаимодействуют, поскольку не обладают достаточной для этого энергией. Для некоторых реакций имеет значение не только уровень энергии молекул, но и то, каким образом они окажутся ориентированы по отношению друг к другу в момент столкновения.

Столкновение  двух молекул N0: 1 — хорошая ориентация для образования молекулы димера 0=N— N=0 (молекулы расположены «лицом» друг к другу); 2 — плохая ориентация («спиной» друг к другу).

     Основное  уравнение теории столкновений описывает константу скорости бимолекулярной реакции с учётом всех перечисленных факторов:

 

Здесь первый множитель Р (пространственный) учитывает вероятность правильной ориентации молекул, второй и третий — частоту столкновений: она пропорциональна площади сечения молекул и их средней скорости, квадрат которой пропорционален температуре и обратно пропорционален массе молекулы (r и М— радиус и молярная масса). Третий множитель в этой формуле учитывает долю активных молекул (Е – энергия, необходимая для реакции).

При повышении  температуры доля молекул, энергия  которых превышает значение энергии  активации, быстро растет.

 

Правило Вант-Гоффа и уравнение  Аррениуса 

     Большинство химических и биохимических процессов  с ростом температуры заметно  ускоряются. Так, продукты при комнатной температуре испортится гораздо скорее, чем в холодильнике. В странах с влажным тропическим климатом фрукты созревают раньше, а машины ржавеют быстрее, чем в северных широтах. Железо не реагирует с холодной концентрированной серной кислотой, но растворяется в горячей.

     Этот  эффект ещё в XIX в. был описан с  помощью эмпирического (т. е. выведенного  из опытных данных) правила Вант-Гоффа:

Скорость  многих реакций при  нагревании на 10°С увеличивается  в 2—4 раза.

     Так, при повышении температуры с 30 до 40 ⁰С скорость гидролиза сахарозы в присутствии кислоты возрастает в 3,9 раза.

     Математически правило Вант-Гоффа можно записать в виде степенной зависимости:

ω(Т₂)/ω(Т₁)=γ^{(Т2 - Т1)/10},

где γ — температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на 10 °С (или, что одно и то же, на 10 К).

     Однако  правило Вант-Гоффа справедливо  лишь при небольшом изменении  температуры и далеко не для всех реакций. Гораздо более точно  описывает температурные эффекты в химической кинетике уравнение Аррениуса для константы скорости.

κ(Т)=А

е^-Еа/(RT),

где А – частота столкновений реагирующих молекул, Еа — энергия активации, то есть минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция; А и Еа не зависят от температуры, а определяются только природой реагирующих веществ. R —

универсальная газовая постоянная. Температура  Т в уравнении Аррениуса измеряется по шкале Кельвина. Последний сомножитель равен доле активных молекул, энергия которых больше порогового значения Еа. Доля молекул, имеющих энергию большую чем Еа, быстро растёт с увеличением температуры. Энергию активации реакции можно определить экспериментальным путём, если измерить зависимость константы скорости (или самой скорости) от температуры.

 

Почему  не действует правило 

     Для очень многих реакций правило Вант-Гоффа не выполняется. Так, для реакции атомов водорода с этаном

Н+С₂Н₆=Н₂+С₂Н₅

энергия активации Е=40,6 кДж/моль. Расчёт по формуле Аррениуса даёт ускорение в 1,69 раза при повышении температуры от 300 до 310 К (27— 37 °С) и только в 1,04 раза при повышении температуры от 1090 до 1100 К (817—827 °С), так что при высоких температурах скорость этой реакции от температуры практически не зависит. Для реакции присоединения атомов водорода к этилену

Н+С₂Н₄=С₂Н₅

с низкой энергией активации = 3,4 кДж/моль) скорость увеличится только в 1,8 раза при повышении температуры от 453 до 463 К (180—190 °С). Если же рассмотреть реакцию

С₂Н₆+С₂Н₄=2С₂Н₅

с высокой  энергией активации Е=251 кДж/моль, то для неё точно такое же повышение температуры (от 180 до 190 °С) вызовет увеличение скорости уже в 4,6 раза. Эти простые расчёты находятся в явном противоречии с правилом Вант-Гоффа. Почему же так происходит? Все очень просто: поскольку температурный коэффициент скорости реакции γ сам является функцией от температуры, правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале; при очень высоких и очень низких температурах γ становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры).

     Тогда зачем вообще нужно правило Вант-Гоффа? Ответ очевиден: для изучения на школьных уроках химии. Ведь с помощью простого оборудования, имеющегося в кабинете химии, можно изучать скорости

далеко  не всех реакций, а только таких, которые  идут не слишком быстро и не очень  медленно.

     Действительно, если реакция заканчивается, положим, за одну-две секунды, за ней просто невозможно уследить «невооружённым глазом». Если же она протекает месяцами, а порой и годами, то чувствительности школьного оборудования не хватит, чтобы заметить изменение со временем концентрации реагентов. А вот когда реакция завершается за один-два часа, её удобно измерять, например, методом отбора проб. Из реакционной смеси периодически, допустим через каждые пять или десять минут, отбирают с помощью пипетки или шприца небольшую пробу и определяют в ней концентрацию исходных веществ или продуктов реакции.