Для досягнення хімічної рівноваги при протіканні оборотних реакцій потрібен певний період часу, що залежить від природи речовин, які складають реакційну систему. Якщо іонні реакції, як правило, протікають швидко, то час досягнення рівноваги багатьох газових реакцій, а також реакцій між органічними сполуками час протікання реакції значно менший. Є реакції, для яких стан рівноваги при 20*С не досягається.

Приклад. В реакції

2Н₂ (газ) + O₂ (газ) ⇄ 2H₂O ­(р) ∆Н⁰ = -572 кДж

рівновагу при 20*С зміщено в напрямку прямої реакції. Тому вода при кімнатній температурі не розкладається на Н₂ і О₂. Однак суміш газоподібних Н₂ і О₂ може зберегтися протягом багатьох років при 20*С незмінною (без утворення води). Це означає, що швидкість прямої реакції в таких умовах дуже мала.

Розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій, називається хімічна кінетика. Швидкість реакції, тобто її кількісна інтенсивність, на атомно-молекулярному рівні виражається числом актів реакції, що відбуваються в одиницю часу в одиниці об’єму системи.

Швидкість реакції в гомогенної системі визначається як відношення зміни молярної концентрації до проміжку часу, за яке сталося це зміна:

υ = ±∆c / ∆τ

Зміна концентрації Δc має позитивний знак для продуктів і негативних знак для реагентів.

Математично більш точним буде виражати швидкість реакції в даний момент часу у вигляді похідної концентрації за часом:

υ = ±dc / dτ

Відповідно до рекомендацій ІЮПАК прийнято наступні величини, що характеризують кінетику реакції:

Ступінь протікання реакції

dζ = dn / v

де n – кількість речовини (реагенту, продукту), моль; v – стехіометричний коефіцієнт речовини в реакції.

Швидкість реакції, тобто (швидкість зміни ступені протікання реакції),

υ = dζ / dτ

де τ – час реакції.

Швидкість зміни концентрації речовини (раніше – швидкість реакції)

υ = dc / dτ

де с = n / V – молярна концентрація речовини; V – об’єм реакційної суміші.

Щоб прискорити досягнення стану рівноваги, потрібно збільшити швидкість реакції. Основними способами збільшення швидкості реакції є підвищення температури і введення каталізатора.

Вплив температури на швидкість хімічної реакції

Хімічні реакції, що протікають в гомогенних системах (суміші газів, рідкі розчини), здійснюється за рахунок зіткнень частинок. Однак не всі зіткнення частинок реагентів призводять до утворення продуктів. Тільки ті частинки, які мають підвищену енергію – активні частинки, здатні здійснити акт хімічної реакції. З підвищенням температури збільшується кінетична енергія частинок і число активних частинок зростає, отже,

Хімічні реакції при високих температурах протікають швидше, ніж при низьких температурах.

Зростання швидкості реакції при нагріванні в першому наближенні підпорядковується правило Вант-Гоффа:

При підвищенні температури на 10 К (або 10*С) швидкість хімічної реакції зростає в два – чотири рази

При значному підвищенні температури зростання швидкості реакції виявляється вельми істотними. Наприклад, якщо швидкість деякої хімічної реакції при підвищенні температури на 10 К зростає в 2,6 рази, то при підвищені температури на 150 К швидкість цієї реакції зростає в 1677260 разів!

Температура є мірою кінетичної енергії частинок речовини (атомів, молекул, іонів). Чим швидше переміщуються частинки речовини, тим частіше вони стикаються з іншими частинками, в результаті чого і відбувається хімічна реакція.

Енергія руху частинок зменшується зі зменшенням температури. При температурі абсолютного нуля (0 К = -273,15*С) рух частинок повинен припиниться, і будь-які реакції будуть неможливими. Однак нульова температура за абсолютною (термодинамічною) шкалою недосяжна, можливо тільки асимптотичне нескінченне наближення до неї, тому нульова швидкість хімічної реакції – це абстракція.

Для оборотної хімічної реакції чим вища температура, тим швидше досягається стан рівноваги.

Зміна температури впливає і на стан рівноваги:

Підвищення температури призводить не тільки до більш швидкого досягнення стану рівноваги в напрямку ендотермічної реакції, але і до одночасного зміщення рівноваги в напрямку ендотермічної реакції

Приклад.

В наступних технологічно важливих процесах пряма реакція є екзотермічної:

N₂ (газ) + 3H₂ (газ) ⇄ 2NH₃ (газ); ΔН⁰ = -92кДж

2SO₂ (газ) + O₂ (газ) ⇄ 2SO₃ (газ); ΔН⁰ = -198 кДж

Для цих процесів підвищення температури сприяє збільшенню швидкості реакції, разом з тим необхідно зниження температури для зміщення положення рівноваги в бік утворення продуктів (при високих температурах продукти утворюються швидко, але в малих кількостях). Для проведення подібних процесів обирають проміжну температуру, при якій і швидкість реакцій буде досить велика, і положення рівноваги відповідає області існування продуктів.

Вплив каталізатора на швидкість хімічної реакції

Ефективний спосіб регулювання швидкості реакції заснований на використанні каталізаторів.

Каталізатори – це речовини, які підвищують швидкість хімічної реакції

Каталізатор вступає у взаємодію з реагентами з утворенням проміжної хімічної сполуки і вивільняється в кінці реакції. Таким чином, каталізатор не витрачається (або витрачається в незначній кількості); тому в рівняннях хімічних реакції формулу каталізатора не записують.

Визначення каталізатора як речовини, що прискорює хімічну реакцію, але не бере участь в ній, не зовсім вірно. Каталізатор приймає хімічну участь в реакції, прискорюючи взаємодію речовин, але зовсім (або майже зовсім) не витрачається в результаті реакції і не входить до складу її продуктів.

Вплив, який спричиняють каталізатори на хімічні реакції, називається каталіз. Явище каталізу поширене в природі і широко застосовується в технології. До каталітичного впливу схильна більшість хімічних реакцій і число речовин, каталітично активних по відношенню до хімічних реакцій, дуже велике.

Вплив каталізатора не позначається на становищі хімічної рівноваги, оскільки він однаково прискорює і пряму, і зворотну реакції і, тому не викликає зміщення хімічної рівноваги.

За допомогою правильно підібраного (часто емпіричним шляхом) каталізатора вдається значно знизити температуру, при якій хімічна реакція протікає з відносно високою швидкістю. Саме таким шляхом екзотермічні реакції можуть бути швидко приведені в стан рівноваги, при цьому положення рівноваги доводиться на область існування продуктів. Використання каталізатора абсолютно необхідно для здійснення реакцій, які без каталізатора не протікають при низьких температурах, а при високих температурах реагенти або продукти розкладаються.

Приклади найважливіших каталітичних промислових процесів: синтез амоніаку; окиснення аміаку при отриманні нітратної кислоти; отримання сульфатної кислоти контактним способом; гідрування нафти і смол під високим тиском; синтез поліетилену; отримання бутадієну у виробництві синтетичного каучуку; гідрогенізація жирів.

В якості каталізаторів використовуються різноманітні за хімічною природою та складом речовини: метали (особливо перехідні), оксиди металів і неметалів, основні і кислотні гідроксиди, комплекси перехідних металів і навіть органічні сполуки. Особливо високу каталітичну дію мають деякі суміші речовин – змішані каталізатори.

Багато каталізаторів мають специфічну дію, тобто прискорюють тільки певну хімічну реакцію з декількох можливих реакцій. За допомогою різних каталізаторів з одних і тих самих реагентів можна отримувати різні продукти. В цьому випадку з багатьох реакцій прискорюється одна певна реакція. Так, із суміші карбон(II) оксиду і водню (водяний газ – СО + Н₂) за участю каталізатора на основі кобальт(II) оксиду утворюються вуглеводні, а при використанні каталізаторів на основі цинк оксиду або хром(II) оксиду синтезують метанол.

За агрегатним станом, в якому знаходиться каталізатор і реагуючі речовини, розрізняють:

• Гомогенний каталіз (каталізатор утворює з реагуючими речовинами гомогенну систему, наприклад, газову суміш або рідкий розчин);
• Гетерогенний каталіз (каталізатор і реагуючі речовини знаходяться в різних фазах; каталіз йде на поверхні розділу фаз). Зазвичай при проведенні гетерогенного каталізу реакційну суміш (газоподібну або рідку) пропускають через нерухомий шар зернистого твердого каталізатора.

Способи дії каталізатора дуже різноманітні. Каталізатори можуть утворювати проміжні сполуки з реагентами, а після закінчення всіх стадій реакції такі каталізатори практично повністю повертаються в свою вихідну форму. Інші каталізатори є переносниками речовини в реакційній системі, так, наприклад, переноситься оксиген в контактному способі отримання сульфатної кислоти. Каталітична дія речовини в великій мірі визначається станом і властивостями його поверхні, при цьому особливо важливе значення мають геометричні параметри кристалічної решітки і особливо електронна будова речовини на його поверхні (наявність вільних валентностей, тобто неспарених електронів).

Істотно більшу роль відіграють каталізатори в живій природі. В живих організмах всі процеси регулюються каталізаторами, які називають біокаталізатори. Серед біокаталізаторів розрізняють ферменти (ензими), вітаміни і гормони.

Каталіз, який викликає прискорення хімічних реакцій більш точно називаються позитивний каталіз. Іноді потрібно застосування і таких речовин, при введенні яких, сповільнюються небажані хімічні реакції – негативний каталіз. Речовини, які знижують швидкість реакції, називають інгібітор, пасиватор, стабілізатор. За способами впливу на швидкість реакцій інгібітори так само різноманітні, як і позитивні каталізатори.

Прикладом інгібіторів є речовини, що уповільнюють корозію металів; частково в результаті адсорбції, частково в результаті хімічних реакцій, ці речовини утворюють на обробленій ними поверхні металів захисні плівки. Інгібітори застосовуються для попередження окислення жирів і олій, для уповільнення розкладання малостійких речовин, що мають практично важливе значення, в них додають стабілізатори. Так, для гідроген пероксиду стабілізатором є натрій фосфати, для деяких барвників – хромати металів.

---