Хімія. Поглиблений рівень. Повторне видання. 9 клас. Бутенко

§ 40. Залежність швидкості хімічної реакції від температури і природи реагуючих речовин

У цьому параграфі ви дізнаєтеся:

• як залежить швидкість хімічної реакції від температури;
• як впливає на швидкість реакції природа реагуючих речовин.

Залежність швидкості реакції від температури. Чи впливає температура реакційного середовища на швидкість реакції? З підвищенням температури загальна частота зіткнень частинок реагентів зростає. Збільшується і частота ефективних зіткнень, які спричиняють перетворення речовин (див. рис. 40 на є. 200), отже, зростає і швидкість реакції. На рис. 43 проілюстровано вплив температури на швидкість реакції.

Рис. 43. Вплив температури (за однакової концентрації реагентів) на швидкість реакції: а — за нижчої температури кількість зіткнень частинок невелика, швидкість реакції мала; б — за підвищеної температури кількість зіткнень вища і швидкість реакції зростає

Проведемо реакцію за різних температур.

Демонстраційний дослід

Дотримуйтесь правил безпеки під час дослідів!

Залежність швидкості хімічної реакції від температури

1. У чотири пронумеровані пробірки 1, 2, 3 і 4 наливаємо по 4 мл розчину концентрацією сульфатної кислоти 1 моль/л, зважуємо чотири порції по 0,1 г порошку купрум(ІІ) оксиду.

2. Пробірки 1, 2, 3, 4 ставимо у склянку з водою. Через 5 хв виміряємо температуру води в склянці. Виймаємо із води пробірку 1 і всипаємо до неї, перемішуючи, порцію купрум(ІІ) оксиду, фіксуємо час від моменту змішування до появи ледь помітного блакитно-синього забарвлення розчину.

3. Нагріваємо склянку з водою на 10 °С більше від початкової температури і проводимо аналогічний дослід із розчином 2 і другою порцією купрум(ІІ) оксиду. Розчин у пробірці 3, нагрітий до температури, на 10 °С вищої за температуру розчину в пробірці 2, змішуємо з третьою порцією СuО. Нарешті, підігрівши в склянці з водою розчин H₂SO₄ в пробірці 4 ще на 10 °С, проводимо дослід з четвертою порцією речовини.

4. Отримані результати записуємо в таблицю.

№ пробірки	Температура досліду, °С	Час τ, с	Швидкість реакції, v = 100/τ
1 2 3 4

Залежність швидкості реакції від температури наближено виражають емпіричним правилом Вант-Гоффа:

з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості хімічних реакцій зростає у два-чотири рази:

де v_t1 і v_t2 — швидкості реакції за температур t₁ і t₂;

γ — температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Вплив природи реагуючих речовин на швидкість хімічних реакцій можна продемонструвати на прикладах взаємодії кисню з нітроген(ІІ) оксидом і карбон(ІІ) оксидом:

О₂ + 2ΝΟ = 2ΝΟ₂

О₂ + 2СО = 2СО₂

За кімнатної температури нітроген(ІІ) оксид з досить великою швидкістю взаємодіє з киснем повітря, перетворюючись на нітроген(ІV) оксид. Карбон(ІІ) оксид, навпаки, за тих самих умов з киснем не взаємодіє.

Демонстраційний дослід

Дотримуйтесь правил безпеки під час дослідів!

Залежність швидкості хімічної реакції від природи реагуючих речовин

(Дослід проводять на приладі, зібраному, як показано на рис. 44.)

Рис. 44. Прилад для збирання газу

1. Наливаємо воду в скляний кристалізатор і наповнюємо пробірку доверху водою. Закриваємо отвір пробірки пальцем, перевертаємо її вверх дном і занурюємо у кристалізатор. Під водою обережно, щоб не вилилася вода й не потрапило повітря, відкриваємо пробірку. Наливаємо в колбу на 3/4 об’єму хлоридну кислоту концентрацією НСl 1 моль/л.

2. Два-три шматочки цинку промиваємо водою, витираємо фільтрувальним папером і занурюємо в колбу з кислотою. Закриваємо колбу корком з відвідною труб

кою, кінець якої занурюємо у кристалізатор з водою та підводимо під отвір пробірки. За допомогою секундоміра фіксуємо час заповнення пробірки воднем. Після закінчення досліду виливаємо хлоридну кислоту з колби, промиваємо шматочки цинку та висушуємо його фільтрувальним папером.

3. Аналогічний дослід проводимо зі шматочками олова. Знову наливаємо у колбу на 3/4 об’єму хлоридну кислоту тієї самої концентрації. Повторюємо першу частину досліду та визначаємо час заповнення пробірки газом.

4. Записуємо рівняння реакцій взаємодії цинку та олова з хлоридною кислотою:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂↑

Sn + 2НСl = SnCl₂ + Н₂↑

Чим можна пояснити різну швидкість реакцій виділення водню в першому та другому дослідах?

Основні поняття теорії активації. Точніше визначити залежність швидкості хімічної реакції від температури стало можливим лише з появою теорії активації. Згідно із цією теорією хімічна взаємодія між частинками (атомами, Йонами, молекулами) речовин, які контактують, відбувається, тільки тоді, коли ці частинки досягають певного енергетичного рівня, характерного для перебігу цієї реакції, тобто її енергетичного бар’єру. Такі частинки є активними, саме між ними відбуваються ефективні зіткнення (див. рис. 40 на с. 200).

Усі частинки в системі, запас енергії яких не нижчий за енергетичний бар’єр реакції, перебувають в особливому стані, який називають перехідним, або станом активованого комплексу. Уважають, що коли система перебуває в стані активованого комплексу, то в ній вже немає реагентів, але ще немає і продуктів реакції.

Розглянемо це на прикладі синтезу гідроген йодиду, який здійснюється через утворення такого активованого комплексу. Під час взаємодії активних молекул Н₂ і І₂ спочатку утворюється проміжна сполука Н₂...І₂ (активований комплекс). Саме у цьому комплексі розриваються зв’язки Н—Н і І—І та утворюються нові зв’язки Н—І:

Якщо вважати середній рівень енергії частинок реагентів у системі таким, що дорівнює Е_в, а середню енергію перехідного стану — Е_{п. с}, то різниця Е_{п. с} - Е_в = Е_а виражатиме енергію активації цієї реакції.

Енергія активації Е_а — це енергія, яку слід надати реагенту кількістю речовини 1 моль, щоб усі його частинки (атоми, молекули, йони) стали активними.

Зміну енергії системи реагентів Н₂ + І₂ під час їхнього перетворення на гідроген йодид НІ у процесі екзотермічної реакції графічно подано на рис. 45.

Рис. 45. Енергетична діаграма екзотермічної реакції (△Е < 0) взаємодії водню та йоду: а — загальний вигляд; б — реакції взаємодії водню та йоду

Як видно з рисунка, енергія активації реакції Е_а менша за енергію дисоціації Е_дис молекул реагентів на вільні атоми. Отже, перебіг реакції через утворення активованого комплексу енергетично вигідніший, ніж перебіг реакції через повний розрив зв’язків у молекулах реагентів з утворенням вільних атомів. Видно, що продукти реакції мають менший запас енергії, ніж реагенти, і тому реакція Н₂ + І₂ = 2НІ екзотермічна.

Більшість хімічних реакцій відбувається через стадію утворення проміжних активованих комплексів, енергія їхнього утворення є енергією активації. Якби енергія активації для всіх реакцій дорівнювала нулю, то в природі відбувалося б безліч хімічних реакцій. Так, вугілля і нафта в разі контакту з повітрям загорілися б, складова повітря — азот і вода утворили б розчин нітратної кислоти, а живі клітини зруйнувалися б унаслідок гідролізу.

Основні поняття. Правило Вант-Гоффа. Енергетичний бар’єр. Активований комплекс. Енергія активації.

Запитання та завдання

°1. На яких прикладах можна показати вплив природи речовин, що реагують, на швидкість хімічної реакції?

°2. У чому полягає суть емпіричного правила Вант-Гоффа? Як його можна виразити математично?

°3. Що таке енергетичний бар’єр частинок, які реагують?

°4. Який стан реагуючих частинок називають активованим комплексом?

5. Що таке енергія активації будь-якої хімічної реакції?

6. У якому ряду метали розташовані в порядку зниження швидкості їхніх реакцій із хлоридною кислотою?

• a) Mg, Zn, Fe, Сu;
• б) Mg, Fe, Zn, Сu;
• в) Mg, Fe, Сu, Zn;
• г) Mg, Zn, Сu, Fe.

*7. За даними демонстраційного досліду побудуйте на міліметровому папері графік залежності швидкості реакції (вісь ординат) від температури (вісь абсцис). Чи проходить графік через початок координат? Яким буде температурний коефіцієнт швидкості цієї реакції, якщо температуру підвищити від 40 до 80 °С?

Якоб Гендрік Вант-Гофф

(1850-1911)

Видатний голландський учений, фізик і хімік. У 1901 р. одержав Нобелівську премію з хімії. Це була перша Нобелівська премія з хімії. Вант-Гофф дійшов висновку, що в атомі Карбону всі його чотири валентності направлені до вершин тетраедра. Якщо в молекулі атом Карбону сполучений із чотирма різними атомами або групами атомів, то тетраедр стає асиметричним.

Так хімія отримала третій вимір. У «Нарисах з хімічної динаміки» вчений сформулював основні постулати хімічної кінетики, за якими розведені розчини підпорядковуються газовим законам.