Кинетика химических реакций

Скорость реакции — это то, насколько быстро реагенты превращаются в продукты. Мы измеряем её как изменение концентрации (или количества) в единицу времени.

Для реакции частицы должны сталкиваться. Частота столкновений — это то, как часто частицы ударяются друг о друга. Но не каждое столкновение приводит к реакции:

• Эффективное столкновение обладает достаточной энергией и правильной ориентацией, поэтому реакция происходит.
• Неэффективное столкновение не обладает достаточной энергией, или частицы ударяются под неправильным углом, поэтому ничего не происходит.

Таким образом, скорость зависит от частоты эффективных столкновений — сколько полезных столкновений происходит каждую секунду.

Концентрация и давление

Если вы увеличиваете концентрацию раствора (или давление газа), частицы упаковываются плотнее. Они сталкиваются чаще, поэтому количество эффективных столкновений в секунду возрастает, и скорость увеличивается.

Вы можете рассчитать скорость по экспериментальным данным — например, объем полученного газа, деленный на затраченное время.

Разобранное решение. В ходе реакции выделяется углекислый газ. За первые $30\ \text{s}$ собирают $48\ \text{cm}^3$ газа. Найдите среднюю скорость реакции за это время.

Скорость максимальна в начале (график там наиболее крутой), потому что концентрация реагентов максимальна, затем она снижается по мере расходования реагентов.

Энергия активации ($E_A$) — это минимальная энергия, необходимая столкновению для того, чтобы стать эффективным.

Распределение Больцмана — это график, показывающий, как распределены энергии молекул при одной температуре. Кривая начинается в начале координат, поднимается до пика, а затем плавно спадает, образуя длинный хвост. Общая площадь под кривой равна общему числу молекул. Только молекулы справа от $E_A$ обладают достаточной энергией для реакции.

Когда вы повышаете температуру:

• кривая уплощается и растягивается вправо, так что гораздо большая доля молекул теперь имеет энергию больше, чем $E_A$.
• молекулы также движутся быстрее и сталкиваются чаще.

Первый эффект является более значительным. Именно поэтому небольшое повышение температуры дает большой рост скорости реакции.

Катализатор ускоряет реакцию, но сам при этом не расходуется. Катализ — это название этого процесса.

Катализатор работает, предоставляя реакции другой механизм реакции — новый путь с меньшей энергией активации. На распределении Больцмана снижение $E_A$ смещает линию влево, так что теперь больше молекул имеют достаточную энергию. Это означает больше эффективных столкновений в секунду и более высокую скорость.

На диаграмме пути реакции каталитический путь имеет более низкую энергетическую «горку». Энтальпия реакции, $\Delta H$, не изменяется катализатором.

Есть два типа:

• гомогенный катализатор находится в том же агрегатном состоянии, что и реагенты — например, кислотный катализатор, растворенный в растворе жидкостей.
• гетерогенный катализатор находится в ином состоянии, чем реагенты — например, твердый железо ускоряет реакцию газов в процессе Габера.

• Объясните изменения скорости с помощью теории столкновений — более частые и/или более энергичные эффективные столкновения.
• На распределении Больцмана отметьте $E_A$, заштрихуйте область справа от него и покажите, что кривая становится положе и смещается вправо при более высокой температуре; она начинается в начале координат и никогда не касается оси.
• Катализатор предоставляет альтернативный путь с более низкой $E_A$ и не изменяет $\Delta H$.
• Объясните, почему небольшое повышение температуры приводит к значительному увеличению скорости: теперь гораздо большая доля молекул превышает $E_A$ (основной эффект).