Химическое равновесие (стр. 1 из 3)

.

Если смешать газообразные водород и кислород, то взаимодействие между ними в обычных условиях не происходит. Заметные количества воды (водяного пара) начинают очень медленно образовываться лишь примерно с 400 °С. Дальнейшее нагревание исходной смеси настолько ускоряет процесс соединения, что выше 600 °С реакция протекает со взрывом, т. е. моментально.

Таким образом, скорость реакции образования воды из элементов сильно зависит от внешних условий. Для возможности количественного изучения этой зависимости необходимо, прежде всего уточнить сами единицы измерения. Скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) за единицу времени. Концентрацию чаще всего выражают числом молей в литре, время — секундами, минутами и т. д., в зависимости от скорости данной реакции.

При изучении любого объекта мы всегда, так или иначе, отделяем его от окружающего пространства. Вещество или смесь веществ в определённом ограниченном объёме (например, в объёме сосуда) называютхимической системой, а отдельные образующие данную систему вещества носят название её компонентов. Далее предполагается, что рассматриваемая система представляет собой газ или раствор.

Молекулы той или иной системы могут взаимодействовать лишь при столкновениях. Чем чаще они будут происходить, тем быстрее пойдёт реакция. Но число столкновений в первую очередь зависит от концентраций реагирующих веществ: чем они значительнее, тем больше и столкновений. Наглядным примером, иллюстрирующим влияние концентрации, может служить резко различная энергичность сгорания веществ в воздухе (около 20% кислорода) и в чистом кислороде.

Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Так, для реакции А + В = С имеем u = k[A][B], где u — скорость; k — коэффициент пропорциональности (константа скорости); [A] и [B] — концентрации веществ А и В. Если во взаимодействие вступают сразу несколько частиц какого-либо из веществ, то его концентрация должна быть возведена в степень с показателем, равным числу частиц, входящему в уравнение реакции. Например, выражение для скорости реакции по схеме:

2 Н₂ + О₂ = 2 Н₂О будет: u = k [H₂]²[O₂].

Близкие к закону действия масс идеи содержались уже в работах Бертолле. Он не смог их обобщить и правильно выразить, так как в то время неясна была разница между концентрацией и общим количеством вещества. В результате поражения Бертолле в полемике с Прустом, как это часто бывает, вместе со всем неверным в его идеях было отвергнуто и всё верное. Из-за этого закон действия масс и вошёл в науку сравнительно поздно. В его разработке участвовал ряд исследователей и современная формулировка этого закона складывалась постепенно.

Закон действия масс может быть выведен на основе следующего положения теории вероятностей: вероятность одновременного осуществления независимых событий равна произведению вероятностей каждого из них. Для того, чтобы произошло химическое взаимодействие, необходимо столкновение реагирующих молекул, т. е. одновременное нахождение их в данной точке пространства. Вероятность (w) такого нахождения для молекулы каждого из веществ прямо пропорциональна его концентрации, т. е. w_A = a[A], w_B = b[B] и т. д., где a и b — коэффициенты пропорциональности. Отсюда общее число столкновений за единицу времени u = w_A·w_B = a·b·[A]·[B]... Но успешными, приводящими к химическому взаимодействию, будут не все такие столкновения, а лишь некоторая их доля (a), величина которой при данных внешних условиях зависит только от природы реагирующих веществ. Поэтому скорость реакции u = a·u = a·а[A]·b[B] Объединяя все константы в одну, получаем закон действия масс. Числовое значение константы скорости (k) выражает скорость реакции в тот момент, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно единице.

Возможность осуществления химической реакции должна быть, вообще говоря, тем большей, чем меньшее число отдельный частиц в ней участвует. Это число частиц определяет молекулярность реакции. Так, реакция, сводящаяся к самопроизвольному распаду одной молекулы, является мономолекулярной, обусловленная столкновением двух частиц — бимолекулярной, трёх частиц — тримолекулярной и т. д. Мономолекулярные реакции сравнительно редки. Напротив, бимолекулярные представляют наиболее частый случай. Тримолекулярные реакции уже гораздо более редки, а тетрамолекулярные практически не встречаются.

Действительная молекулярность реакции далеко не всегда совпадает с кажущейся молекулярностью, которая вытекает из суммарного уравнения реакции. “Эмпирические уравнения процессов стоят приблизительно в таком отношении к истинному течению реакций, как эмпирические формулы органических соединений к их конституционным формулам” (Н. А. Шилов). Расхождения между действительной и кажущейся молекулярностями могут иметь место во всех случаях, когда процесс протекает не непосредственно по суммарному уравнению реакции, а через промежуточные стадии. Ход всего процесса определяется в подобных случаях его самой медленной стадией.

Так, около 500 °С с измеримой скоростью идёт формально пятимолекулярная реакция:

4 HBr + O₂ = 2 H₂O + 2 Br₂.

Между тем опыт показывает, что она бимолекулярна. В действительности имеют место следующие стадии:

HBr + O₂ = HOOBr медленная стадия

HOOBr + HBr = 2 HOBr быстрая

2 (HOBr + HBr = H₂O + Br₂) быстрая.

Таким образом экспериментальное определение хода реакции во времени даёт возможность установить её действительную молекулярность и делать важные выводы по вопросу о химизме изучаемого процесса. Однако не следует забывать, что “вывод микроскопического механизма из макроскопических данных никогда не бывает вполне однозначным, и за одной и той же суммарной картиной могут скрываться разные элементарные механизмы” (С.З. Рогинский).

Если в газовых смесях или растворах столкнуться могут любые частицы, то иначе обстоит дело при химических процессах, протекающих с участием твёрдого вещества, потому что в реакцию могут вступать только частицы его поверхности. Поэтому и скорость процесса зависит в данном случае не от объёмной концентрации, а от величины поверхности. Условия для протекания реакции будут, следовательно, тем более благоприятны, чем сильнее измельчено твёрдое вещество.

Кроме концентраций реагирующих веществ на скорость реакции должна влиять температура, так как при её повышении возрастает скорость движения молекул, в связи с чем увеличивается и число столкновений между ними.

Опыт показывает, что при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается примерно в три раза. Между тем, согласно кинетической теории увеличение числа столкновений при повышении температуры очень невелико и совершенно не соответствует подобным ускорениям реакций.

Число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10 град, часто называют её температурным коэффициентом скорости. Для подавляющего большинства реакций значения этих коэффициентов при обычных условиях находится в пределах 2-4. По мере повышения температуры они постепенно уменьшаются, приближаясь к единице.

Если исходить из среднего значения температурного коэффициента скорости (3), то нагревание от некоторой начальной температуры (t_н) до некоторой конечной (t_к) вызывает ускорение реакции в 3^w раз, где W = (t_к- t_н)/10. Например, при нагревании на 100 град она ускоряется в 59 тыс. раз. Между тем число столкновений молекул за единицу времени растёт пропорционально

, где Т — абсолютная температура. Если нагревание производилось, например, от 0 до 100 °С, то число столкновений возрастает всего в : = 1,2 раза.

Это расхождение теории и опыта является, однако, лишь кажущимся. Действительно, химическая реакция не обязательно должна происходить при каждом столкновении частиц реагирующих веществ — может быть очень много таких встреч, после которых молекулы расходятся неизменными. Лишь тогда, когда взаимное расположение частиц в момент столкновения благоприятно для реакции и сталкиваются молекулы достаточно активные, т. е. обладающие большим запасом энергии, они вступают в химическое взаимодействие.

Относительное число подобных “успешных” встреч в первую очередь определяется природой самих реагирующих частиц. Поэтому при одинаковом общем числе столкновений молекул скорости отдельных реакций могут быть весьма различны. С другой стороны, при повышении температуры не только растёт общее число столкновений, но резко возрастает и доля успешных — поэтому так быстро увеличиваются скорости реакций при нагревании. Для различных веществ число активных молекул возрастает при этом в неодинаковой степени — отсюда различия в ускорениях отдельных реакций.

Средняя кинетическая энергия молекул приблизительно равна 0,01 Т кДж/моль, где Т — абсолютная температура. Для обычных условий она составляет около 2,5 кДж/моль, а продолжительность соприкосновения молекул при столкновениях оценивается величинами порядка 10^-12 с. За столь короткое время молекулы успевают прореагировать лишь при наличии особо благоприятных условий. Однако общее число столкновений так велико, что даже при одном столкновении из миллиарда (т. е. при a = 10^-9) бимолекулярная реакция протекала бы почти мгновенно. Следует отметить, что число столкновений молекул в растворе значительно больше, чем в газе с той же их концентрацией.