Скорость химической реакции обозначение. Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

Где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

AA + bB + . . . ® . . .

[A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

e -Ea/RT

где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.


Экзотермическая реакция	Эндотермическая реакция

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами . Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа ").

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, температуры.

Химические реакции протекают с различной скоростью. Скоростью химической реакции называют изменением концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Она равно числу актов взаимодействия в единицу времени в единице объёма для реакции, протекающих в гомогенной системе (для гомогенных реакций), или на единице поверхности раздела фаз для реакций, протекающих в гетерогенной системе (для гетерогенных реакций).

Средняя скорость реакции v ср . в интервале времени от t 1 до t 2 определяется отношением:

где С 1 и С 2 – молярная концентрация любого участника реакции в моменты времени t 1 и t 2 соответственно.

Знак “–“ перед дробью относиться к концентрации исходных веществ, ΔС < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔС > 0.

Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, их концентрация, давление (если в реакции участвуют газы), температура, катализатор, площадь поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Большинство химических реакций представляют собой сложные процессы, протекающие в несколько стадий, т.е. состоящие из нескольких элементарных процессов. Элементарные или простые реакции – это реакции, протекающие в одну стадию.

Для элементарных реакций зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции в общем виде

а А + b В… → с С,

cогласно закону действия масс v выражается соотношением

v = К∙с(А) а ∙ с(В) b ,

где с(А) и с(В) – молярные концентрации реагирующих веществ А и В;

К – константа скорости данной реакции, равная v , если с(А) а =1 и с(В) b =1, и зависящая от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора, площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением.

В случае сложных реакций закон действия масс применим к каждой отдельной стадии.

Для гетерогенных реакций в кинетическое уравнение входят только концентрации газообразных и растворенных веществ; так, для горения угля

С (к) + О 2 (г) → СО 2 (г)

уравнение скорости имеет вид

v = К∙с(О 2)

Несколько слов о молекулярности и кинетическом порядке реакции.

Понятие «молекулярность реакции» применяют только к простым реакциям. Молекулярность реакции характеризует число частиц, участвующих в элементарном взаимодействии.

Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции, в которых участвуют соответственно одна, две и три частицы. Вероятность одновременного столкновения трех частиц мала. Элементарный процесс взаимодействия более чем трех частиц неизвестен. Примеры элементарных реакций:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (мономолекулярная)

H 2 + I 2 → 2HI (бимолекулярная)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (тримолекулярная)

Молекулярность простых реакций совпадает с общим кинетическим порядком реакции. Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации.

Общий (суммарный) кинетический порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции, определенная экспериментально.

С повышением температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближено определяется правилом Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

где и – скорость реакции соответственно при температурах t 2 и t 1 (t 2 >t 1 );

γ – температурный коэффициент скорости реакции, это число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 0 .

С помощью правила Вант-Гоффа возможно лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции. Более точное описание зависимости скорости реакции температуры осуществимо в рамках теории активации Аррениуса.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов).

Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами реакции, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливают свой химический состав.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Физическая химия: конспект лекций Березовчук А В

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Для гомогенных, гетерогенных реакций:

1) концентрация реагирующих веществ;

2) температура;

3) катализатор;

4) ингибитор.

Только для гетерогенных:

1) скорость подвода реагирующих веществ к поверхности раздела фаз;

2) площадь поверхности.

Главный фактор – природа реагирующих веществ – характер связи между атомами в молекулах реагентов.

NO 2 – оксид азота (IV) – лисий хвост, СО – угарный газ, монооксид углерода.

Если их окислить кислородом, то в первом случае реакция пойдет мгновенно, стоит приоткрыть пробку сосуда, во втором случае реакция растянута во времени.

Концентрация реагирующих веществ будет рассмотрена ниже.

Голубая опалесценция свидетельствует о моменте выпадения серы, чем выше концентрация, тем скорость выше.

Рис. 10

Чем больше концентрации Na 2 S 2 O 3 , тем меньше времени идет реакция. На графике (рис. 10) изображена прямо пропорциональная зависимость. Количественная зависимость скорости реакции от концент-рации реагирующих веществ выражается ЗДМ (законом действующих масс), который гласит: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Итак, основным законом кинетики является установленный опытным путем закон: скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ, пример: (т.е. для реакции)

Для этой реакции Н 2 + J 2 = 2НJ – скорость можно выразить через изменение концентрации любого из веществ. Если реакция протекает слева направо, то концентрация Н 2 и J 2 будет уменьшаться, концентрация НJ – увеличиваться по ходу реакции. Для мгновенной скорости реакций можно записать выражение:

квадратными скобками обозначается концентрация.

Физический смысл k– молекулы находятся в непрерывном движении, сталкиваются, разлетаются, ударяются о стенки сосуда. Для того, чтобы произошла химическая реакция образования НJ, молекулам Н 2 и J 2 надо столкнуться. Число же таких столкновений будет тем больше, чем больше молекул H 2 и J 2 содержится в объеме, т. е. тем больше будут величины [Н 2 ] и . Но молекулы движутся с разными скоростями, и суммарная кинетическая энергия двух сталкивающихся молекул будет различной. Если столкнутся самые быстрые молекулы Н 2 и J 2 , энергия их может быть такой большой, что молекулы разобьются на атомы йода и водорода, разлетающиеся и взаимодействующие затем с другими молекулами Н 2 + J 2 ? 2H+2J, далее будет H + J 2 ? HJ + J. Если энергия сталкивающихся молекул меньше, но достаточно велика для ослабления связей H – H и J – J, произойдет реакция образования йодоводорода:

У большинства же сталкивающихся молекул энергия меньше необходимой для ослабления связей в Н 2 и J 2 . Такие молекулы «тихо» столкнутся и также «тихо» разойдутся, оставшись тем, чем они были, Н 2 и J 2 . Таким образом, не все, а лишь часть столкновений приводит к химической реакции. Коэффициент пропорциональности (k) показывает число результативных, приводящих к реакции соударений при концентрациях [Н 2 ] = = 1моль. Величина k– const скорости . Как же скорость может быть постоянной? Да, скоростью равномерного прямолинейного движения называют постоянную векторную величину, равную отношению перемещения тела за любой промежуток времени к значению этого промежутка. Но молекулы движутся хаотически, тогда как же может быть скорость – const? Но постоянная скорость может быть только при постоянной температуре. С ростом температуры увеличивается доля быстрых молекул, столкновения которых приводят к реакции, т. е. увеличивается константа скорости. Но увеличение константы скорости не безгранично. При какой-то температуре энергия молекул станет столь большой, что практически все соударения реагентов будут результативными. При столкновении двух быстрых молекул будет происходить обратная реакция.

Настанет такой момент, когда скорости образования 2НJ из Н 2 и J 2 и разложения будут равны, но это уже химическое равновесие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ можно проследить, пользуясь традиционной реакцией взаимодействия раствора тиосульфата натрия с раствором серной кислоты.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3 , (1)

H 2 S 2 O 3 = S?+H 2 O+SO 2 ?. (2)

Реакция (1) протекает практически мгновенно. Скорость реакции (2) зависит при постоянной температуре от концентрации реагирующего вещества H 2 S 2 O 3 . Именно эту реакцию мы наблюдали – в этом случае скорость измеряется временем от начала сливания растворов до появления опалесценции. В статье Л. М. Кузнецовой описана реакция взаимодействия тиосульфата натрия с соляной кислотой. Она пишет, что при сливании растворов происходит опалесценция (помутнение). Но данное утверждение Л. М. Кузнецовой ошибочно так как опалесценция и помутнение – это разные вещи. Опалесценция (от опал и латинского escentia – суффикс, означающий слабое действие) – рассеяние света мутными средами, обусловленное их оптической неоднородностью. Рассеяние света – отклонение световых лучей, распространяющихся в среде во все стороны от первоначального направления. Коллоидные частицы способны рассеивать свет (эффект Тиндаля – Фарадея) – этим объясняется опалесценция, легкая мутноватость коллоидного раствора. При проведении этого опыта надо учитывать голубую опалесценцию, а затем коагуляцию коллоидной суспензии серы. Одинаковую плотность суспензии отмечают по видимому исчезновению какого-либо рисунка (например, сетки на дне стаканчика), наблюдаемого сверху через слой раствора. Время отсчитывают по секундомеру с момента сливания.

Растворы Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O и H 2 SO 4 .

Первый готовят путем растворения 7,5 г соли в 100 мл H 2 O, что соответствует 0,3 М концентрации. Для приготовления раствора H 2 SO 4 той же концентрации отмерить надо 1,8 мл H 2 SO 4 (к), ? = = 1,84 г/см 3 и растворить ее в 120 мл H 2 O. Приготовленный раствор Na 2 S 2 O 3 разлить в три стакана: в первый – 60 мл, во второй – 30 мл, в третий – 10 мл. Во второй стакан добавить 30 мл H 2 O дистиллированной, а в третий – 50 мл. Таким образом, во всех трех стаканах окажется по 60 мл жидкости, но в первом концентрация соли условно = 1, во втором – Ѕ, а в третьем – 1/6. После того, как будут подготовлены растворы, в первый стакан с раствором соли прилейте 60 мл раствора H 2 SO 4 и включите секундомер, и т. д. Учитывая, что скорость реакции падает с разбавлением раствора Na 2 S 2 O 3 , ее можно определить как величину, обратно пропорциональную времени v = 1/? и построить график, отложив на оси абсцисс концентрацию, а на оси ординат – скорость реакции. Из этого вывод – скорость реакции зависит от концентрации веществ. Полученные данные занесены в таблицу 3. Можно этот опыт выполнить с помощью бюреток, но это требует от выполняющего большой практики, потому что график бывает неправильным.

Таблица 3

Скорость и время реакции

Подтверждается закон Гульдберга-Вааге – профессора химии Гульдерга и молодого ученого Вааге).

Рассмотрим следующий фактор – температуру.

При увеличении температуры скорость большинства химических реакций повышается. Эта зависимость описана правилом Вант-Гоффа: «При повышении температуры на каждые 10 °C скорость химических реакций увеличивается в 2 – 4 раза».

где ? – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °C;

v 1 – скорость реакции при температуре t 1 ;

v 2 – скорость реакции при температуре t 2 .

Например, реакция при 50 °С протекает за две минуты, за сколько времени закончится процесс при 70 °С, если температурный коэффициент ? = 2?

t 1 = 120 с = 2 мин; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °С.

Даже небольшое повышение температуры вызывает резкое увеличение скорости реакции активных соударений молекулы. Согласно теории активации, в процессе участвуют только те молекулы, энергия которых больше средней энергии молекул на определенную величину. Эта избыточная энергия – энергия активации. Физический смысл ее – это та энергия, которая необходима для активного столкновения молекул (перестройки орбиталей). Число активных частиц, а следовательно, скорость реакции возрастает с температурой по экспоненциальному закону, согласно уравнению Аррениуса, отражающему зависимость константы скорости от температуры

где А – коэффициент пропорциональности Аррениуса;

k– постоянная Больцмана;

Е А – энергия активации;

R – газовая постоянная;

Т– температура.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость реакции, которое само при этом не расходуется.

Катализ – явление изменения скорости реакции в присутствии катализатора. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный – если реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии. Гетерогенный – если реагенты и катализатор в различных агрегатных состояниях. Про катализ см. отдельно (дальше).

Ингибитор – вещество, замедляющее скорость реакции.

Следующий фактор – площадь поверхности. Чем больше поверхность реагирующего вещества, тем больше скорость. Рассмотрим на примере влияние степени дисперсности на скорость реакции.

CaCO 3 – мрамор. Плиточный мрамор опустим в соляную кислоту HCl, подождем пять минут, он растворится полностью.

Порошкообразный мрамор – с ним проделаем ту же процедуру, он растворился через тридцать секунд.

Уравнение обоих процессов одинаково.

CaCO 3 (тв) + HCl(г) = CaCl 2 (тв) + H 2 O(ж) + CO 2 (г) ?.

Итак, при добавлении порошкообразного мрамора время меньше, чем при добавлении плиточного мрамора, при одинаковой массе.

С увеличением поверхности раздела фаз скорость гетерогенных реакций увеличивается.

Из книги Физическая химия: конспект лекций автора Березовчук А В

2. Уравнение изотермы химической реакции Если реакция протекает обратимо, то?G= 0.Если реакция протекает необратимо, то?G? 0 и можно рассчитать изменение?G. где? – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует

Из книги Новейшая книга фактов. Том 3 [Физика, химия и техника. История и археология. Разное] автора Кондрашов Анатолий Павлович

3. Уравнения изохоры, изобары химической реакции Зависимость К от температуры Уравнение изобары: Уравнение изохоры: По ним судят о направлении протекания

Из книги Нейтрино - призрачная частица атома автора Азимов Айзек

1. Понятие химической кинетики Кинетика – наука о скоростях химических реакций.Скорость химической реакции – число элементарных актов химического взаимодействия, протекающих в единицу времени в единицу объема (гомогенные) или на единице поверхности

Из книги Атомная энергия для военных целей автора Смит Генри Деволф

8. Факторы, влияющие на перенапряжение водорода. Перенапряжение кислорода Факторы, влияющие на?Н2:1) ?тока (плотность тока). Зависимость от плотности тока описывается уравнением Тафеля;2) природа материала катода – ряд по возрастанию?, ?– перенапряжение.В уравнении Тафеля

Из книги Курс истории физики автора Степанович Кудрявцев Павел

Из книги Что такое теория относительности автора Ландау Лев Давидович

Ядерные реакции и электрический заряд Когда в 90-х годах прошлого века физики стали яснее представлять себе структуру атома, они обнаружили, что, по крайней мере, некоторые его части несут электрический заряд. Например, электроны, заполняющие внешние области атома,

Из книги Физика на каждом шагу автора Перельман Яков Исидорович

ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ МЕТОДЫ БОМБАРДИРОВКИ ЯДЕР1.40. Кокрофт и Уолтон получали протоны с достаточно большой энергией путем ионизации газообразного водорода и последующего ускорения ионов высоковольтной установкой с трансформатором и выпрямителем. Подобный же метод можно

Из книги 50 лет советской физики автора Лешковцев Владимир Алексеевич

ПРОБЛЕМА ЦЕПНОЙ РЕАКЦИИ 2.3. Принцип действия атомных бомб или силовой установки, использующей деление урана, достаточно прост. Если один нейтрон вызывает деление, которое приводит к освобождению нескольких новых нейтронов, то число делений может чрезвычайно быстро

Из книги Новый ум короля [О компьютерах, мышлении и законах физики] автора Пенроуз Роджер

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ И ПРОБЛЕМА РАЗДЕЛЕНИЯ 8.16. В хэнфордской установке процесс производства плутония разделяется на две главных части: собственно получение его в котле и выделение его из блоков урана, в которых он образуется. Переходим к рассмотрению второй части процессу

Из книги На кого упало яблоко автора Кессельман Владимир Самуилович

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА РАЗДЕЛЕНИЕ ИЗОТОПОВ 9.2. По определению, изотопы элемента отличаются своими массами, но не химическими свойствами. Точнее говоря, хотя массы ядер изотопов и их строение различны, заряды ядер одинаковы, и поэтому наружные электронные оболочки

Из книги автора

Осуществление цепной реакции деления ядер Теперь встал со всей силой вопрос о цепной реакции деления и о возможности получения разрушительной взрывной энергии деления. Этот вопрос роковым образом переплелся с мировой войной, развязанной фашистской Германией 1 сентября

Из книги автора

И скорость относительна! Из принципа относительности движения следует, что говорить о прямолинейном и равномерном движении тела с некоторой скоростью, не указывая, относительно какой из покоящихся лабораторий измерена скорость, имеет столь же мало смысла, как говорить

Из книги автора

Скорость звука Случалось ли вам наблюдать издали за дровосеком, рубящим дерево? Или, быть может, вы следили за тем, как вдали работает плотник, вколачивая гвозди? Вы могли заметить при этом очень странную вещь: удар раздается не тогда, когда топор врезается в дерево или

Из книги автора

УПРАВЛЯЕМЫЕ ТЕРМОЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ Неуправляемые термоядерные реакции происходят при взрывах водородных бомб. Они приводят к высвобождению громадного количества ядерной энергии, сопровождающемуся крайне разрушительным взрывом. Теперь задача ученых - найти пути

Из книги автора

В лабиринтах реакции деления В 1938 году немецкие ученые Отто Ган и Фриц Штрассман (1902–1980) сделали удивительное открытие. Они обнаружили, что при бомбардировке урана нейтронами иногда возникают ядра, примерно вдвое более легкие, чем исходное ядро урана. Дальнейшие

Понятие «скорость» довольно часто встречается в литературе. Из физики известно, что чем большее расстояние преодолеет материальное тело (человек, поезд, космический корабль) за определённый отрезок времени, тем выше скорость этого тела.

А как измерить скорость химической реакции, которая никуда «не идёт» и никакое расстояние не преодолевает? Для того чтобы ответить на этот вопрос, следует выяснить, а что всегда меняется в любой химической реакции? Поскольку любая химическая реакция - это процесс изменения вещества, то исходное вещество в ней исчезает, превращаясь в продукты реакции. Таким образом, в ходе химической реакции всегда изменяется количество вещества, уменьшается число частиц исходных веществ, а значит, и его концентрация (С) .

Задание ЕГЭ. Скорость химической реакции пропорциональна изменению:

концентрации вещества в единицу времени;
количеству вещества в единице объёма;
массы вещества в единице объёма;
объёму вещества в ходе реакции.

А теперь сравните свой ответ с правильным:

скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени

где С 1 и С 0 - концентрации реагирующих веществ, конечная и начальная, соответственно; t 1 и t 2 - время эксперимента, конечный и начальный отрезок времени, соответственно.

Вопрос. Как вы считаете, какая величина больше: С 1 или С 0 ? t 1 или t 0 ?

Поскольку реагирующие вещества всегда расходуются в данной реакции, то

Таким образом, отношение этих величин всегда отрицательно, а скорость не может быть величиной отрицательной. Поэтому в формуле появляется знак «минус», который одновременно говорит о том, что скорость любой реакции с течением времени (при неизменных условиях) всегда уменьшается .

Итак, скорость химической реакции равна:

Возникает вопрос, в каких единицах следует измерять концентрацию реагирующих веществ (С) и почему? Для того чтобы ответить на него, нужно понять, какое условие является главным для протекания любой химической реакции.

Для того чтобы частицы прореагировали, необходимо, чтобы они, как минимум, столкнулись. Поэтому чем выше число частиц* (число молей) в единице объёма, тем чаще они сталкиваются, тем выше вероятность химической реакции .

* О том, что такое «моль», читай в уроке 29.1.

Поэтому при измерении скоростей химических процессов используют молярную концентрацию веществ в реагирующих смесях.

Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей его содержится в 1 литре раствора

Итак, чем больше молярная концентрация реагирующих веществ, тем больше частиц в единице объёма, тем чаще они сталкиваются, тем выше (при прочих равных условиях) скорость химической реакции. Поэтому основным законом химической кинетики (это наука о скорости химических реакций) является закон действующих масс .

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции типа А + В →… математически этот закон можно выразить так:

Если реакция более сложная, например, 2A + B → или, что тоже самое А + А + В → …, то

Таким образом, в уравнении скорости появился показатель степени « два » , который соответствует коэффициенту 2 в уравнении реакции. Для более сложных уравнений большие показатели степеней, как правило, не используют. Это связано с тем, что вероятность одновременного столкновения, скажем, трёх молекул А и двух молекул В крайне мала. Поэтому многие реакции протекают в несколько стадий, в ходе которых сталкивается не более трёх частиц, и каждая стадия процесса протекает с определённой скоростью. Эту скорость и кинетическое уравнение скорости для неё определяют экспериментально.

Вышеприведённые уравнения скорости химической реакции (3) или (4) справедливы только для гомогенных реакций, т. е. для таких реакций, когда реагирующие вещества не разделяет поверхность. Например, реакция происходит в водном растворе, и оба реагирующих вещества хорошо растворимы в воде или для любой смеси газов.

Другое дело, когда происходит гетерогенная реакция. В этом случае между реагирующими веществами имеется поверхность раздела, например, углекислый газ реагирует с водным раствором щёлочи. В этом случае любая молекула газа с равной вероятностью может вступить в реакцию, поскольку эти молекулы быстро и хаотично двигаются. А частицы жидкого раствора? Эти частицы двигаются чрезвычайно медленно, и те частицы щёлочи, которые находятся «на дне», практически не имеют шансов вступить в реакцию с углекислым газом, если раствор не перемешивать постоянно. Реагировать будут только те частицы, которые «лежат на поверхности». Значит, для гетерогенных реакций -

скорость реакции зависит от величины площади поверхности раздела, которая увеличивается при измельчении.

Поэтому очень часто реагирующие вещества измельчают (например, растворяют в воде), пищу тщательно пережёвывают, а в процессе приготовления - растирают, пропускают через мясорубку и т. д. Не измельчённый пищевой продукт практически не усваивается!

Таким образом, с максимальной скоростью (при прочих равных условиях) протекают гомогенные реакции в растворах и между газами, (если эти газы реагируют при н. у.), причём в растворах, где молекулы располагаются «рядом», а измельчение такое же, как в газах (и даже больше!), - скорость реакции выше.

Задание ЕГЭ. Какая из реакций протекает с наибольшей скоростью при комнатной температуре:

углерода с кислородом;
железа с соляной кислотой;
железа с раствором уксусной кислоты
растворов щёлочи и серной кислоты.

В данном случае нужно найти, какой процесс является гомогенным.

Следует отметить, что скорость химической реакции между газами или гетерогенной реакции, в которой участвует газ, зависит и от давления, поскольку при увеличении давления газы сжимаются, и концентрация частиц увеличивается (см. формулу 2). На скорость реакций, в которых газы не участвуют, изменение давления влияния не оказывает.

Задание ЕГЭ. На скорость химической реакции между раствором кислоты и железом не оказывает влияния

концентрация кислоты;
измельчение железа;
температура реакции;
увеличение давления.

И наконец, скорость реакции зависит и от реакционной способности веществ. Например, если с веществом реагирует кислород, то при прочих равных условиях, скорость реакции будет выше, чем при взаимодействии этого же вещества с азотом. Дело в том, что реакционная способность кислорода заметно выше, чем у азота. Причину этого явления мы рассмотрим в следующей части Самоучителя (урок 14).

Задание ЕГЭ. С большей скоростью идёт химическая реакция между соляной кислотой и

медью;
железом;
магнием;
цинком.

Следует отметить, что далеко не каждое столкновение молекул приводит к их химическому взаимодействию (химической реакции). В газовой смеси водорода и кислорода при обычных условиях происходит несколько миллиардов столкновений в секунду. Но первые признаки реакции (капельки воды) появятся в колбе только через несколько лет. В таких случаях говорят, что реакция практически не идёт . Но она возможна , иначе чем объяснить тот факт, что при нагревании этой смеси до 300 °C колба быстро запотевает, а при температуре 700 °C прогремит страшный взрыв! Недаром смесь водорода и кислорода называют «гремучим газом».

Вопрос. Как вы полагаете, почему скорость реакции так резко возрастает при нагревании?

Скорость реакции возрастает потому, что, во-первых, увеличивается число столкновений частиц, а во-вторых, увеличивается число активных столкновений. Именно активные соударения частиц приводят к их взаимодействию. Для того чтобы произошло такое соударение, частицы должны обладать определённым запасом энергии.

Энергия, которой должны обладать частицы, для того чтобы произошла химическая реакция, называется энергией активации.

Эта энергия расходуется на преодоление сил отталкивания между внешними электронами атомов и молекул и на разрушение «старых» химических связей.

Возникает вопрос: как повысить энергию реагирующих частиц? Ответ простой - повысить температуру, поскольку при повышении температуры возрастает скорость движения частиц, а, следовательно, их кинетическая энергия.

Правило Вант-Гоффа* :

при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2–4 раза.

ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрик (30.08.1852–1.03.1911) - голландский химик. Один из основателей физической химии и стереохимии. Нобелевская премия по химии № 1 (1901).

Следует заметить, что это правило (не закон!) было установлено экспериментально для реакций, «удобных» для измерения, то есть для таких реакций, которые протекали не слишком быстро и не слишком медленно и при температурах, доступных экспериментатору (не слишком высоких и не слишком низких).

Вопрос . Как вы полагаете, как можно быстрее приготовить картофель: отварить его или обжарить в слое масла?

Для того чтобы как следует уяснить себе смысл описываемых явлений, можно сравнить реагирующие молекулы с группой учеников, которым предстоит прыгать в высоту. Если им поставлен барьер высотой 1 м, то ученикам придётся как следует разбежаться (повысить свою «температуру»), чтобы преодолеть барьер. Тем не менее всегда найдутся ученики («неактивные молекулы»), которые взять этот барьер не смогут.

Что делать? Если придерживаться принципа: «Умный в гору не пойдёт, умный гору обойдёт», то следует просто опустить барьер, скажем, до 40 см. Тогда любой ученик сможет преодолеть барьер. На молекулярном уровне это означает: для того чтобы увеличить скорость реакции, нужно уменьшить энергию активации в данной системе .

В реальных химических процессах эту функцию выполняет катализатор.

Катализатор - это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, оставаясь при этом неизменным к концу химической реакции.

Катализатор участвует в химической реакции, взаимодействуя с одним или несколькими исходными веществами. При этом образуются промежуточные соединения, и изменяется энергия активации. Если промежуточное соединение более активно (активный комплекс), то энергия активации понижается, а скорость реакции увеличивается.

Например, реакция между SO 2 и О 2 происходит очень медленно, при нормальных условиях практически не идёт . Но в присутствии NO скорость реакции резко возрастает. Сначала NO очень быстро реагирует с O 2:

полученный диоксид азота быстро реагирует с оксидом серы (IV):

Задание 5.1. Покажите на этом примере, какое вещество является катализатором, а какое - активным комплексом.

И наоборот, если образуются более пассивные соединения, то энергия активации может возрасти настолько, что реакция при данных условиях практически происходить не будет. Такие катализаторы называются ингибиторами .

На практике применяются оба типа катализаторов. Так особые органические катализаторы - ферменты - участвуют абсолютно во всех биохимических процессах: переваривании пищи, сокращении мышц, дыхании. Без ферментов невозможно существование жизни!

Ингибиторы необходимы для того, чтобы защитить металлические изделия от коррозии, жиросодержащие пищевые продукты от окисления (прогоркания). Некоторые лекарства также содержат ингибиторы, которые угнетают жизненные функции микроорганизмов и тем самым уничтожают их.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным. Примером гомогенного катализа служит действие NO (это катализатор) на процесс окисления диоксида серы. Примером гетерогенного катализа может служить действие нагретой меди на спирт:

Эта реакция идёт в две стадии:

Задание 5.2. Определите, какое вещество в этом случае является катализатором? Почему этот вид катализа называется гетерогенным?

На практике чаще всего используется гетерогенный катализ, где катализаторами служат твёрдые вещества: металлы, их оксиды и др. На поверхности этих веществ имеются особые точки (узлы кристаллической решётки), где, собственно и происходит каталитическая реакция. Если эти точки закрыть посторонними веществом, то катализ прекращается. Это вещество, губительное для катализатора, называется каталитическим ядом . Другие вещества - промоторы - наоборот, усиливают каталитическую активность.

Катализатор может изменить направление химической реакции, то есть, меняя катализатор, можно получать разные продукты реакции. Так, из спирта C 2 H 5 OH в присутствии оксидов цинка и алюминия можно получить бутадиен, а в присутствии концентрированной серной кислоты - этилен.

Таким образом, в ходе химической реакции изменяется энергия системы. Если в ходе реакции энергия выделяется в виде теплоты Q , такой процесс называется экзотермическим :

Для эндо термических процессов теплота поглощается , т. е. тепловой эффект Q < 0 .

Задание 5.3. Определить, какой из предложенных процессов экзотермический, а какой - эндотермический:

Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект , называется термохимическим уравнением реакции. Для того чтобы составить такое уравнение, необходимо рассчитать тепловой эффект на 1 моль реагирующего вещества.

Задача. При сжигании 6 г магния выделилось 153,5 кДж теплоты. Составить термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Составим уравнение реакции и укажем НАД формулами, что дано:

Составив пропорцию, найдём искомый тепловой эффект реакции:

Термохимическое уравнение этой реакции:

Такие задачи приведены в заданиях большинства вариантов ЕГЭ! Например.

Задание ЕГЭ. Согласно термохимическому уравнению реакции

количество теплоты, выделившейся при сжигании 8 г метана, равно:

Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

* ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи (8.10.1850–17.09.1936) - французский физико-химик и металловед. Сформулировал общий закон смещения равновесия (1884).

Реакции бывают обратимыми и необратимыми.

Необратимыми называют такие реакции, для которых не существует условий, при которых возможен обратный процесс.

Примером таких реакций могут служить реакции, которые происходят при скисании молока, или когда сгорела вкусная котлета. Как невозможно пропустить мясной фарш назад через мясорубку (и получить снова кусок мяса), также невозможно «реанимировать» котлету или сделать свежим молоко.

Но зададим себе простой вопрос: является ли необратимым процесс:

Для того чтобы ответить на этот вопрос, попробуем вспомнить, можно ли осуществить обратный процесс? Да! Разложение известняка (мела) с целью получить негашёную известь СаО используется в промышленном масштабе:

Таким образом реакция является обратимой, так как существуют условия, при которых с ощутимой скоростью протекают оба процесса:

Более того, существуют условия, при которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции .

В этих условиях устанавливается химическое равновесие. В это время реакция не прекращается, но число полученных частиц равно числу разложившихся частиц. Поэтому в состоянии химического равновесия концентрации реагирующих частиц не изменяются . Например, для нашего процесса в момент химического равновесия

знак означает равновесная концентрация.

Возникает вопрос, что произойдёт с равновесием, если повысить или понизить температуру, изменить другие условия? Ответить на подобный вопрос можно, зная принцип Ле-Шателье :

если изменить условия (t, p, c), при которых система находится в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону того процесса, который противодействует изменению .

Другими словами, равновесная система всегда противится любому воздействию извне, как противится воле родителей капризный ребёнок, который делает «всё наоборот».

Рассмотрим пример. Пусть установилось равновесие в реакции получения аммиака:

Вопросы. Одинаково ли число молей реагирующих газов до и после реакции? Если реакция идёт в замкнутом объёме, когда давление больше: до или после реакции?

Очевидно, что данный процесс происходит с уменьшением числа молекул газов, значит, давление в ходе прямой реакции уменьшается. В обратной реакции - наоборот, давление в смеси увеличивается .

Зададим себе вопрос, что произойдёт, если в этой системе повысить давление? По принципу Ле-Шателье пойдёт та реакция, которая «делает наоборот», т. е. понижает давление. Это - прямая реакция: меньше молекул газа - меньше давление.

Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону прямого процесса, где давление понижается, так как уменьшается число молекул газов.

Задание ЕГЭ. При повышении давления равновесие смещается вправо в системе:

Если в результате реакции число молекул газов не меняется, то изменение давления на положение равновесия не оказывает влияние.

Задание ЕГЭ. Изменение давления оказывает влияние на смещение равновесия в системе:

Положение равновесия этой и любой другой реакции зависит от концентрации реагирующих веществ: увеличивая концентрацию исходных веществ и уменьшая концентрацию полученных веществ, мы всегда смещаем равновесие в сторону прямой реакции (вправо).

Задание ЕГЭ.

сместится влево при:

повышении давления;
понижении температуры;
повышении концентрации СО;
понижении концентрации СО.

Процесс синтеза аммиака экзотермичен, то есть сопровождается выделением теплоты, то есть повышением температуры в смеси.

Вопрос. Как сместится равновесие в этой системе при понижении температуры ?

Рассуждая аналогично, делаем вывод : при понижении температуры равновесие сместится в сторону образования аммиака, так как в этой реакции теплота выделяется, а температура повышается.

Вопрос. Как изменится скорость химической реакции при понижении температуры?

Очевидно, что при понижении температуры резко понизится скорость обеих реакций, т. е. придётся очень долго ждать, когда же установится желаемое равновесие. Что делать? В этом случае необходим катализатор . Он хотя и не влияет на положение равновесия , но ускоряет наступление этого состояния.

Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе

смещается в сторону образования продукта реакции при:

повышении давления;
повышении температуры;
понижении давления;
применении катализатора.

Выводы

Скорость химической реакции зависит от:

природы реагирующих частиц;
концентрации или площади поверхности раздела реагирующих веществ;
температуры;
наличия катализатора.

Равновесие устанавливается, когда скорость прямой реакции равна скорости обратного процесса. В этом случае равновесная концентрация реагирующих веществ не меняется. Состояние химического равновесия зависит от условий и подчиняется принципу Ле-Шателье.

7.1. Гомогенные и гетерогенные реакции

Химические вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, при этом их химические свойства в разных состояниях одинаковы, однако активность отличается (что на прошлой лекции было показано на примере теплового эффекта химической реакции).

Рассмотрим различные комбинации агрегатных состояний, в которых могут находиться два вещества А и Б.

A (г.), Б (г.)

A (тв.), Б (тв.)

A (ж.), Б (тв.)

смешиваются

A(тв.), Б (г.)

A (ж.), Б (г.)

смешиваются

(раствор)

гетерогенная

гомогенная

гетерогенная

гомогенная

Hg(ж.) + HNO3

H2 O + D2 O

Fe + O2

H2 S + H2 SO4

CO + O2

Фазой называется область химической системы, в пределах которой все свойства системы постоянны (одинаковы) или непрерывно меняются от точки к точке. Отдельными фазами являются каждое из твердых веществ, кроме того существуют фазы раствора и газа.

Гомогенной называетсяхимическая система , в которой все вещества находятся в одной фазе (в растворе или в газе). Если фаз несколько, то система называется

гетерогенной.

Соответственно химическая реакция называетсягомогенной , еслиреагенты находятся в одной фазе. Еслиреагенты находятся в разных фазах, тохимическая реакция называетсягетерогенной .

Нетрудно понять, что поскольку для возникновения химической реакции требуется контакт реагентов, то гомогенная реакция происходит одновременно во всем объеме раствора или реакционного сосуда, тогда как гетерогенная реакция происходит на узкой границе между фазами - на поверхности раздела фаз. Таким образом, чисто теоретически гомогенная реакция происходит быстрее, чем гетерогенная.

Таким образом, мы переходим к понятию скорость химической реакции .

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

7.2. Скорость химической реакции

Раздел химии, который изучает скорости и механизмы химических реакций является разделом физической химии и называется химической кинетикой .

Скоростью химической реакции называется изменение количества вещества в единицу времени в единице объема реагирующей системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности (для гетерогенной реакции).

Таким образом, если объем	или площадь	поверхности раздела фаз
не изменяются, то выражения для скоростей химических реакций имеют вид:


hom o

Отношение изменения количества вещества к объему системы можно интерпретировать как изменение концентрации данного вещества.

Отметим, что для реагентов в записи выражения для скорости химической реакции ставят знак «минус», так как концентрация реагентов уменьшается, а скорость химической реакции – вообще-то величина положительная.

Дальнейшие умозаключения базируются на простых физических соображениях, которые рассматривают химическую реакцию как следствие взаимодействия нескольких частиц.

Элементарной (или простой) называют химическую реакцию, происходящую в одну стадию. Если стадий несколько, то подобные реакции называют сложными, или составными, или брутто-реакциями.

В 1867 году для описания скорости химической реакции был предложен закон действующих масс : скорость элементарной химической реакции пропорциональная концентрациям реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов.n A +m B P,

A, B – реагенты, P – продукты, n ,m – коэффициенты.

W =k n m

Коэффициент k называется константой скорости химической реакции,

характеризует природу взаимодействующих частиц и не зависит от концентрации частиц.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Величины n иm называютсяпорядком реакции по веществу А и B соответственно, а

их сумма (n +m ) –порядком реакции .

Для элементарных реакций порядок реакции может быть 1, 2 и 3.

Элементарные реакции с порядком 1 называют мономолекулярными, с порядком 2 – бимолекулярными, с порядком 3 – тримолекулярными по числу участвующих молекул. Элементарных реакций выше третьего порядка неизвестно – расчеты показывают, что одновременная встреча четырех молекул в одной точке слишком невероятное событие.

Поскольку сложная реакция состоит из некоторой последовательности элементарных реакций, то её скорость может быть выражена через скорости отдельных стадий реакции. Поэтому для сложных реакций порядок может быть любым , в том числе, дробным или нулевым (нулевой порядок реакции говорит о том, что реакция происходит с постоянной скоростью и не зависит от концентрации реагирующих частицW =k ).

Самую медленную из стадий сложного процесса обычно называют лимитирующей стадией (скоростьлимитирующей стадией).

Представьте себе, что большое количество молекул пошли в бесплатный кинотеатр, но на входе стоит контролер, который проверяет возраст каждой молекулы. Поэтому в двери кинотеатра заходит поток вещества, а в кинозал молекулы проникают по одной, т.е. очень медленно.

Примерами элементарных реакций первого порядка являются процессы термического или радиоактивного распада, соответственно константа скорости k характеризует либо вероятность разрыва химической связи, либо вероятность распада в единицу времени.

Примеров элементарных реакций второго порядка очень много – это наиболее привычный нам способ течения реакций – частица А налетела на частицу B, произошло какое-то превращение и что-то там получилось (обратите внимание, что продукты в теории ни на что не влияют – все внимание уделяется только реагирующим частицам).

Напротив, элементарных реакций третьего порядка довольно мало, так как трём частицам одновременно встретиться удается довольно редко.

В качестве иллюстрации посмотрим предсказательную силу химической кинетики.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие.

Кинетическое уравнение первого порядка

(иллюстративный дополнительный материал)

Рассмотрим гомогенную реакцию первого порядка, константа скорости которой равна k , начальная концентрация вещества A равна [A]0 .

По определению скорость гомогенной химической реакции равна

K [ A ]

изменению концентрации в единицу времени. Раз вещество A –

реагент, ставим знак «минус».

Такое уравнение называется дифференциальным (есть

производная)

[ A ]

Для его решения в левую часть переносим величины

концентраций, а в правую – времени.

Если равны производные двух функций, то сами функции

должны отличаться не более, чем на константу.

Для решения данного уравнения берут интеграл левой части (по

концентрации) и правой части (по времени). Чтобы не пугать

ln[ A ] = −kt +C

слушателей, ограничимся ответом.

Значок ln – натуральный логарифм, т.е. число b, такое что

= [ A ] ,e = 2,71828…

ln[ A ]- ln0 = - kt

Константу C находят из начальных условий:

при t = 0 начальная концентрация равна [A]0

[ A ]

Раз логарифм –

это степень числа, используем свойства степеней

[ A ]0

e a− b=

Теперь избавимся от противного логарифма (см. определение

логарифма на 6-7 строчек выше),

для чего возведем число

в степень левой части уравнения и правой части уравнения.

[ A ]

E − kt

Умножим на [A]0

[ A ]0

Кинетическое уравнение первого порядка.

[ A ]= 0 × e − kt

На основании

полученного кинетического уравнения первого

порядка может

рассчитана

концентрация вещества

в любой момент времени

Для целей нашего курса данный вывод носит ознакомительный характер, для того чтобы продемонстрировать Вам применение математического аппарата для расчета хода химической реакции. Следовательно, грамотный химик не может не знать математику. Учите математику!

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. График зависимости концентрации реагентов и продуктов от времени может быть качественно изображен следующим образом (на примере необратимой реакции первого порядка)

Факторы, которые влияют на скорость реакции

1. Природа реагирующих веществ

Например, скорость реакции следующих веществ: H2 SO4 , CH3 COOH, H2 S, CH3 OH – с гидроксид-ионом будет различаться в зависимости от прочности связи H-O. Для оценки прочности данной связи можно использовать величину относительного положительного заряда на атоме водорода: чем больше заряд, тем легче будет идти реакция.

2. Температура

Жизненный опыт подсказывает нам, что скорость реакции от температуры зависит и увеличивается с ростом температуры. Например, процесс скисания молока быстрее происходит при комнатной температуре, а не в холодильнике.

Обратимся к математическому выражению закона действующих масс.

W =k n m

Раз левая часть этого выражения (скорость реакции) от температуры зависит, следовательно, правая часть выражения также зависит от температуры. При этом концентрация, разумеется, от температуры не зависит: например, молоко сохраняет свою жирность 2,5% и в холодильнике, и при комнатной температуре. Тогда, как говаривал Шерлок Холмс оставшееся решение и есть верное, каким бы странным оно ни казалось: от температуры зависит константа скорости!

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается посредством уравнения Аррениуса:

− E a

k = k0 eRT ,

в котором

R = 8,314 Дж·моль-1 ·К-1 – универсальная газовая постоянная,

E a – энергия активации реакции (см. ниже), её условно считают не зависящей от температуры;

k 0 – предэкспоненциальный множитель (т.е. множитель, который стоит перед экспонентойe ), величина которого тоже почти не зависит от температуры и определяется, в первую очередь, порядком реакции.

Так, величина k0 составляет примерно для реакции первого порядка 1013 с-1 , для реакции второго порядка – 10 -10 л·моль-1 ·с-1 ,

для реакции третьего порядка – 10 -33 л2 ·моль-2 ·с-1 . Эти значения запоминать не обязательно.

Точные значения k0 для каждой реакции определяют экспериментально.

Понятие энергии активации становится ясным из следующего рисунка. Фактически энергия активации представляет собой энергию, которой должна обладать реагирующая частица, для того, чтобы реакция произошла.

При этом если мы нагреваем систему, то энергия частиц повышается (пунктирный график), тогда как переходное состояние (≠) остается на прежнем уровне. Разница в энергии между переходным состоянием и реагентами (энергия активации) сокращается, а скорость реакции согласно уравнению Аррениуса возрастает.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Кроме уравнения Аррениуса, существует уравнение Вант-Гоффа, которое

характеризует зависимость скорости реакции от температуры посредством температурного коэффициента γ:

Температурный коэффициент γ показывает, во сколько раз вырастет скорость химической реакции при изменении температуры на 10o .

Уравнение Вант-Гоффа:

T 2− T 1

W (T 2 )= W (T 1 )× γ10

Обычно коэффициент γ находится в диапазоне от 2 до 4. По этой причине химики часто пользуются приближением, что увеличение температуры на 20o приводит к возрастанию скорости реакции на порядок (т.е. в 10 раз).