Химиялық реакцияның жылдамдығына катализаторлардың әсері


Жұмыс түрі:  Материал
Тегін:  Антиплагиат
Көлемі: 30 бет
Таңдаулыға:   
Бұл жұмыстың бағасы: 500 теңге
Кепілдік барма?

бот арқылы тегін алу, ауыстыру

Қандай қате таптыңыз?

Рақмет!






Тақырыбы: Химиялық реакциялардың жылдамдығы.

Жоспар:

Кіріспе.Химиялық реакциялар жүруінің жалпы заңдылықтары.
Химиялық кинетика.
Гомогендік реакциялардың жылдамдығы.
Химиялық реакциялардың жылдамдығы.
Химиялық реакциялар кезінде байқалатын энергия құбылыстары.
Активтену энергиясы және активтену энтропиясы.
Химиялық реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентрациясының
әсері.
Химиялық реакцияның жылдамдығына температураның әсері.
Химиялық реакцияның жылдамдығына катализаторлардың әсері.
Химиялық тепе – теңдік.
Қорытынды.
Қолданылған әдебиеттер.

Қазіргі химия ғылымы заттардың құрылысы мен қасиеттерін ғана зерттеп
қоймай,олардың бір-біріне ауысуын,яғни химиялық реакцияларын да жан-жақты
қарастырады.Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтарын зерттеу химияның
негізгі мәселесі.Бір заттар басқа бір заттарға айналу кезінде оларды
құрайтын атомдардың электрондық орбитальдары қайтадан топтасатындықтан ескі
байланыстар үзіліп жаңа байланыстар түзіліп отырады.
Химиялық заттар алу үшін реакцияның жүру механихмін және жылдамдығын
білу керек.
Реакцияның жүру механизмін,жылдамдығын және сол жылдамдыққа
әрекеттесетін заттардың концентрацияларының, температураның, қысымның,
катализатордың әсерлерін зерттейтін химияның бөлімін химиялық кинетика
дейді. Бұл химиялық процестердің барысын уақытпен бағалап зерттейтін
бөлім.Оның басты мақсаты-химиялық реакциялардың жүру жылдамдығының әр түрлі
факторларға тәуелділігін сипаттап,соған сай заңдылықтарды ашып беру.
Әр түрлі химиялық реакциялар әр түрлі жылдамдықпен жүреді.Кейбір
реакциялар өте жай жүреді,ал басқа біреулері өте тез қопырылыс бере
жүреді,Бір реакцияның өзі жағдайларға байланысты әр түрлі жылдамдықпен
жүреді.Мысалы,сутегі мен оттегінің қоспасы қалыпты температурада
әрекеттеспей көп уақыт өзгеріссіз қала береді,ал енді осы қоспаны 630°C-ға
дейін қыздырса немесе қыздырмай-ақ тиісті катализатор қолданса,реакция
қопарылыс бере жүреді де су түзіледі.
Халық шаруашылығында қажетті химиялық өнімді тез,тиімді және жеткілікті
мөлшерде алу үшін реакция жылдамдығын керегіне қарай реттеу қажет болады.
Химиялық рекциялардың принциптік жүру мүмкіндігі изобара-изотермалық
потенцалдың өзгеруі арқылы анықталатын жоғарыда айтылды. Бірақ изобара-
изотермалдық потенциалдың өзгеруі реакцияның осы жағдайдан жүру жүрмеуін
және оның жылдамдығы қандай болатынын түсіндіре алмайды.

Мысал:

2NO + O2 = 2NO2 ∆G°298 = -
70 кДж
2H2 + O2 = 2H2O ∆G°298 = -447 кДж

Изобара-изотермалық потенциалының азаюы тұрғысынан қарағанда бірінші
реакцияға қарағанда екінші реакция тезрек жүруі керек. Бірақ азот (II)
оксидінің тотығу реакциясы қалыпты жағдайда өздігінен өте тез жүреді, ал
осы жағдайда сүтегі мен оттегінің қоспасы әрекеттеспейді.
Соңдықтан химиялық реакцияны сипаттау үшін оның механизміне және
жылдамдығына қандай жағдайлар әсер ететінің білу керек.
Әрекеттесуші және түзілетін заттардың агрегаттық күйіне байланысты
химиялық реакциялар гомогендік және гетерогендік болып екі топка бөлінеді.
Әрекеттесетін және түзілетін заттар бірдей агрегаттық күйде болатың
химиялық реакцияларды гомогендік деп, ал қатысатын заттар әртүрлі
агрегаттық күйде болатын реакцияларды гетерогендік деп атайды.
Химиялық реакциялардың жүру механизмі және жылдамдығы тұрғысынан
гомогендік және гетерогендік реакциялардың бір-бірінен елеулі
айырмашылықтары бар.
Гомогендік реакциялардың жылдамдығы. Екі бөлшек (молекулалар немесе
атомдар) әрекеттесу үшін олардың соқтығысулары қажет.Химиялық
әрекеттесудің саны бөлшектердің соқтығысуларының жалпы санына пропорционал
болады.
Бірақ бөлшектер арасындағы әрбір соқтығысу кезінде олар реакцияласа
бермейді.Екі бөлшектің химиялық реакцияласу мүмкіндігі соқтығысқан кездегі
олардың күйіне байланысты болады.Химиялық реакцияларға тек активтелген
молекулалар қатыса алады.Осы химиялық реакцияның жүруіне қажетті бойында
артық мөлшердегі энергия қоры бар молекулаларды активтелген молекулалар
дейді.Орташа энергия қоры бар молекуланы реакцияға қатыныса алатындай
актив күйге келтіру үшін жұмсалатын энергияны активтендіру энергиясы
дейді. Молекулаларды актив күйге келтіру үшін
оларды қыздыру , сәуле түсіру, катализатор қолдану, еріту арқылы жеке
атомдарға, радикалдарға немесе иондарға айналдыру керек.
Әрекеттесуші затттардың концентрацияларының реакция жылдамдығына
әсеріін зерттей келіп норвегия ғалымдары Гульдберг пен Вааге химиялық
кинетика үшін маңызы зор әрекеттесуші массалар заңын ашты 1887ж.
Химиялық реакциялардың жылдамдығы әрекеттесуші заттардың
концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал болады.
Мынадай реакция жүреді екен делік:

m A + n B = C

Бұл реакция үшін әрекеттесуші массалар заңының математикалық өрнегі
былай жазылады:

υ= K[A]ª [B]ⁿ

мұндағы υ – реакция жылдамдығы, К-жылдамдық тұрақтысы, оның мәні
әрекеттесетін заттардың табиғатына және температураға байланысты болады
[А] және [В] - А мен В заттарының концентрациясы,a және n формуладағы
коэффициенттер, яғни формулалар алдындағы коэффициенттер зат
концентрациясының дәреже көрсеткіші түрінде жазылады.
Температураның реакция жылдамдығына әсері.Темпертураның жоғарылауына
байланысты молекулалардың қозғалысы жиілеп, олардың бір-бірімен соқтығысуы
артады.Бұл соқтығысулар реакцияның жылдамдығын арттырады.Температураның
өсуіне байланысты активтенген молекулалардың саны артады.Мұның өзі
реакцияның жылдамдығының артыуна жағдай туғызады.Мысалы, температураны
100°C арттырғанда активтенген молекулалардың саны шамамен 1000 есе артады.
Реакция жылдамдығының температураға байланыстылығы Вант-Гофф ережесімен
анықталады: температураны 10°C жоғарылатқанда реакция жылдамдығы 2-4 есе
артады.
Бұл ереженің математикалық өрнегі мынадай болады:

t1-t2
υt2=υt1 * γ 10 ,

υt1-,бастапқы температура кезіндегі реакция жылдамдығы,
υt2-температураны бірнеше рет 10°C-қа арттырғанна кейінгі реакция
жылдамдығы, γ-температуралық коэффициент,t1 және t2 – бастапқы және соңғы
температуралар.
Бұл келтірілген формуладан температураны арифметикалық прогрессия
бойынша өсетінін көреміз.
Катализ.Көптеген маңызды химиялық реакциялар катализаторлар қатысуы
нәтижесінде іске асырылады.
Тірі организмдерде жүретін күрделі химиялық процесстер әр түрлі
катализаторлардың – ферменттердің қатысуымен жүзеге асады.Халық
шаруашылығында маңызы зор бірталай химиялық өнімдер алу процестері де
(аммиак, күкүрт қышқылын өндіру) катализаторлардың қатысуымен жүреді.
Химиялық реакциялардың жылдамдығының өзгеруіне әсер етіп, бірақ өзі
алынған химиялық заттардың құрамына кірмейтін заттарды катализаторлар
дейді.Катализаторлардың қатысуы нәтижесінде химиялық реакциялардың
жылдамдығының өзгеру процесін катализ дейді.
Катализаторлар қатысуымен жүретін реакциялар гомогендік және
гетерогендік катализ болып екі топқа бөлінеді.
Гомогендік катализде реакцияласушы заттар мен катализатор бірдей, ал
гетерогендік катализде реакцияласушы заттар мен катализатор агрегатты күйде
болады да, реакция катализатордың бетінде жүреді.
Гомогендік катализ аралық қосылыс теориясы арқылы түсіндіріледі.Бұл
теория бойынша катализатор реакцияға қатысатын заттың біреуімен тұрақсыз
аралық қосылыс түзіледі.Бұл аралық қосылыс реакцияға қатысатын екінші
затпен өте тез әрекеттесіп реакция нәтижесінде алынуға тиісті негізгі
затты түзеді де, өзі қайтадан жеке күйінде бөлініп шығады.
Бұл айтылғандары мынадай жалпы түрде көрсетуге болады.А және B
затының әрекеттесуі нәтижесінде АВ заты алынуы керек.
А + В = АВ.

Бірақ бұл реакция өте баяу жүретіндіктен жүйеге катализатор
(К)қосылады.Катализатор реакцияға қатысатын заттың біреуімен тұрақсыз
аралық қосылыс түзеді:

В + К =ВК

Түзілген ВК қосылысы реакцияға қатысатын заттың екіншісімен өте тез
әрекеттесіп, негізгі затты түзеді де, катализатор бөлініп шығады:

А + ВК=АВ + К.

Бұл теңдеу катализатор реакция нәтижесінде алынған заттың құрамына
кірмейтінін көрсетеді.
Гетерогендік катализде катализатор мен реакцияласушы заттардың жанасу
бетінің маңызы өте зор.Мысалы, ұнтақ түрінде алынған платина салмағы бірдей
кесек платинаға қарағанда реакция жылдамдығын жүздеген есе
арттырады.Сондықтан катализаьордың жанасу бетін, яғни реакция жүретін бетін
үлкейту үшін катализаторды кесек күйінде қолданбайды, оны ұнтақтап кеуек
заттың бетіне жапсыру арқылы қолданылады.
Гетерогендік катализді адсорбция теориясы түсіндіреді.Бұл теория
бойынша газ тәрізді немесе сұйық күйіндегі әрекеттесуші заттар
катализатордың бетінде адсорбцияланады.Адсорбцияланудың нәтижесінде
реакцияға қатынасушы заттардың концентрациясы артып реакцияның жылдамдығы
күшейеді.Бірақ катализаторлардың әрекеті мұнымен ғана шектелмейді.Реакцияға
қатысатын заттардың молекулаларындағы атомдардың катализатор атомдарымен
әрекеттесуі нәтижесінде әрекеттесуші заттар молекулаларының атомдарының
арасындағы химиялықбайланыс әлсіреп, олардың активтігі артады.Бұл кезде
кейбір адсорб-
цияланған молекулалар химиялық активтігі өте күшті болатын атомдарға да
ыдырайды.Мысалы, контакт әдісімен SO2-ні О2-мен тотықтырғанда платина
катализаторы О2 –ні адсорбциялайды да, оның атомдарының арасындағы
байланысты әлсіретіп, О2 активтігін арттыратындықтан SO2 тотығуы тез
жүреді.
Адсорбциялық теория катализатордың белгілі бір салмақ бірлігінің беті неге
үлкен болу керек екенін түсіндіреді.Катализатордың беті неғұрлым үлкен
болса, соғұрлым адсорбция процесі көбірек жүреді, көптеген бөлшектер
активтенеді және соған сәйкес реакция жылдамдығы да артады.
Химиялық реакциялар энергия сіңіру немесе бөліп шығару арқылы
жүреді.Энергия бөлу арқылы жүретін реакцияларды- экзотермиялық, ал энергия
сіңіру арқылы жүретін реакцияларды- эндотермиялық деп атайды.Химиялық
реакциялар кезінде байқалатын энергия құбылыстарын көрсету үшін теңдеудің
оң жағына бөлінген не сіңірілген энергияны жазады.
Реакцияға қатысқан және реакция нәтижесінде түзілген заттармен бірге
реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық деп атайды.
Химиялық реакциялар кезінде байқалатын жылу мөлшерін килокалориямен немесе
килоджоульмен өлшейді. 1 ккал =4,1840 кДж.
Термодинамика жүйеден бөлінетін жылу мөлшері теріс (-) таңбамен, ал
жүйенің сіңіретін жылуы оң (+) таңбамен белгіленеді. Сондықтан химиялық
реакциялар кезінде бөлінетін жылуды теріс таңбамен, ал сіңірілетін жылуды
оң таңбамен белгілейміз.
Жай заттардан химиялық қосылыстың бір молі түзілгенде бөлінетін
немесе сіңірілетін жылу мөлшерін сол қосылыстың түзілу реакциясының
термохимиялық теңдеуін былай көрсетеді:

С + О2 = СО2 ∆Н = -394 кДж

Бұл теңдеудегі 394 кДж көміртек (IV) оксидінің түзілу жылуын және 12г
көміртек пен 32г оттекпен бір моль көміртек (IV) оксиді түзілгенде 394 кДж
жылу бөлінетінін көрсетеді.Жылудың алдындағы теріс таңба СО2 жылу қорының
реакцияға қатысқан заттардың (С мен О2) жалпы жылу қорларынан 394 кДж кем
екенін көрсетеді. Реакция нәтижесінде неғұрлым энергия көп юөлінсе,
соғұрлым түзілген заттардың беріктігі жоғары болады.
Азот (II) оксидінің түзілу реакциясының термохимиялық теңдеуі былай
көрсетіледі:

½N + ½O =NO, Н = + 90.37кДж

Бұл теңдеуден бір моль NO түзілген кезде 90,37 кДж жылу жылу
сіңірілетінін көреміз және жылудың алдындағы оң таңба азот (II) оксидінің
энергия қоры реакцияға қатысқан заттардың жалпы энергия қорынан 90,37 кДж
артық екенін көрсетеді. Түзілу жылуы бір моль зат түзілгенде бөлінетін
немесе сіңірілетін жылудың мөлшері болғандықтан термохимиялық теңдеулерде
бөлшек коэффициенттер кездеседі.
Термохимиялық теңдеулерді пайдаланып химиялық реакциялардың жылу
эффектісін немесе заттардың түзілу жылуын есептеп шығаруға болады.Бұл
есептеулер Гесс заңына негізделеді:
Химиялық реакциялардың жылу энтальпиясы реакцияға қатысқан заттар мен
реакция нәтижесінде түзілген заттардың күйіне ғана байланысты, ал
реакцияның қандай жолмен жүруіне байланысты емес.
Гесс заңының мәнін СО2 әр түрлі жолдармен алу реакциялары арқылы
көрсетуге болады.
Көміртек (IV) оксидін екі түрлі жолмен алуға болады.Бірінші тәсіл
бойынша көміртек (IV) пен оттектің тікелей әрекеттесуі нәтижесінде
түзіледі:

С + О2 =CO2, ∆Н = - 394 кДж

Екінші тәсіл бойынша көміртек (IV) оксиді түзілу үшін алдымен
көміртек пен оттектің әрекеттесуінен көміртек (II) оксиді түзіледі, екінші
сатысында көміртек (II) оксиді оттекпен әрекеттесіп көміртек (IV) оксиде
айналады:

С + ½ О2 =CO , ∆Н =- 111 кДж (Iсаты),
CO + ½O2 =CO2, ∆Н =283 кДж (IIсаты).

Бұл теңдеулерді мүшелеп қосамыз:

C + ½ O2+ CO + ½O2 = CO2 + CO , ∆Н = (-111) + (-283)

Соңғы тендеуден аралық қосылыстарды шығарып тастап екінші тәсіл
бойынша жай заттардан көміртек (IV) оксиді түзілу реакциясының жиынтық
теңдеуін жазамыз:

C + O2 =СО2, ∆H= - 394 кДж

Бұл келтірілген теңдеулерден реакцияның жылу эффектісі оның қандай
жолдармен жүруіне байланысты емес, тек реакцияға қатысқан және реакция
нәтижесінде түзілген заттардың күйіне ғана байланысты болатындығын
көреміз.Гесс заңын пайдалана отырып кез келген реакцияның жылу
энтальпиясын есептеп шығаруға болады.
Реакцияның жылу энтальпиясы реакция нәтижесінде шыққан заттардың
түзілу жылуларының қосындысы мен реакцияға қатысқан заттардың түзілу
жылуларының қосындысының айырмасына тең.
Химиялық реакциялардың жылдамдықтары әр түрлі болады.Кейбіреулері өте аз
өтеді (мысалы, қопарылыс),басқа біреулері сондай баяу, олардың нәтижесін
байқау үшін айлар, жылдар, тіпті, ғасырлар да керек
болады(мысалы,геохимиялық реакциялар).
Химиялық реакциялардың жылдамдығы, басқа да процестердің жылдамдығы
сияқты, уақытпен өлшенеді.
Химиялық реакция кезінде реакцияласушы заттардың мөлшері, демек,
концентрациясы өзгереді.Сондықтан химиялық реакцияның жылдамдығын кесімді
уақыт ішінде (секунд, сағат, жыл, ғасыр) реакцияласушы заттардың
концентрациясының өзгеруімен өлшейді.
Концентрация дегеніміз көлем бірлігіндегі заттың мөлшері, көбінесе 1
литрдегі моль саны.
Химиялық реакцияның жылдамдығына, реакцияласушы заттардың табиғи
қасиетінен басқа, реакцияға туғызған жағдай да әсер етеді.
Гомогендік реакциялар белгілі бір көлемде жүреді және ол реакция
жүретін ыдыстың көлеміне байланысты болады.
Гомогендік реакцияның жылдамдығы деп белгілі бір уақытта реакция
жүретін көлемде әрекеттесетін заттардың мөлшерінің өзгеруін айтады.
Мысалы, реакцияға қатысатын заттың бастапқы концентрациясы 1 мольл болып,
ал реакция 1 минут жүргеннен кейін 0,8 мольл қалса, бір минут ішінде
жұмсалған (реакцияласқан) 0,2 мольл осы реакцияның жылдамдығын
көрсетеді.Реакцияның жылдамдығы алғашқы кезде жоғары болады, ал ол уақыт
өткен сайын төмендей береді.Оның себебі реакцияның бастапқы кезеңінде
әрекеттесуші заттардың концентрациялары көп болады, ал уақыт өткен сайын
олар азая береді де, процестің жылдамдығын да төмендетеді.
Сондықтан реакцияның жылдамдығы белгілі бір уақыт аралығы үшін ғана
өлшенеді. Реакцияның орта жылдамдығы белгілі уақыт аралығындағы τ2 τ1
концентрацияның өзгеруімен С2- С1 өлшенеді.Оның математикалық көрінісі
мынадай:

C2 - C1 C
υ= —— = —
τ2 -τ1 τ

Екі бөлшек (атомдар, молекулалар) бір-бірімен әрекеттесу үшін олардың
соқтығысулары қажет.Химиялық әрекеттесулердің саны бөлшектердің
соқтығысуларының жалпы санына пропорционалдық тәуелділікке болады.Бірақ
әрбір соқтығысқан сайын бөлшектер әрекеттесе бермейді.Екі бөлшектің
реакцияласу мүмкіндігі соқтығысқан кездегі олардың энергия қорына
байланысты.Химиялық реакцияларға тек активтелген молекулалар ғана қатыса
алады.Осы химиялық реакцияның жүруіне қажетті бойында артық мөлшерде
энергия қоры бар молекулаларды активтелген молекулалар дейді.Орташа энергия
қоры бар молекуланы реакцияға қатынаса алатындай актив күйге келтіру үшін
жұмсалатын энергияны активтендіру энергиясы деп атайды.Молекулаларды актив
күйге келтіру үшін жүйені қыздырады, сәуле түсіреді, катализатор қолданады,
ерітеді. Молекулалар әрекеттесу үшін олар кеңістікте өзара қолайлы түрде
бағытталулары керек.
Химиялық реакциялардың жүруіне және жылдамдығын арттыруға активтену
энергиясы мен активтену энтропиясының маңызы зор.
Активтену энергиясы әрекеттесетін молекулаларды актив күйге келтіру
үшін жұмсалады.Активтену энергиясы әрекеттесетін молекулалардағы атомдардың
арасындағы ескі байланыстардың үзілуі үшін, реакцияның нәтижесінде алынған
заттар атомдарының арасында жаңа байланыстар түзілу үшін қажет.
Аралық қосылыс теориясы бойынша әрекеттесетін заттардың молекулалары
активтену энергиясын сіңіріп алып аралық қосылыс немесе активтелген кешен
түзеді.Активтелген кешенде ескі байланыстар әлсіреген жаңа байланыстар
түзіле бастаған күйде болады.Бұл күйде активтелген кешен өте аз уақыт
болады да ,сіңірген энергиясының біразын бөліп шығарып жаңа заттарға
айналады.Мысал ретінде сутегі мен иодтан иодсутек молекуласының түзілу
сызба- нұсқасын келтіруге болады:

H J H − − − J H − J
+ ‌‌‌׀ → ‌׀ →
H J H − − J H − J
Бастапқы заттар Активтелген кешен Түзілген заттар

Бұл реакцияда әрекеттесетін сутегі және иод молекулалары активтену
энергиясын сіңіріп алып, тұрақсыз активтелген кешенге айналады. Мұндағы
ескі байланыстардың әлсірегені, жаңа байланыстардың түзіле бастағаны
пунктирлі сызықтармен көрсетілген.
Активтелген кешен (АК) тура реакция жүргенде де, кері реакция жүргенде
де түзіледі.Энергия жағынан бастапқы заттармен (Б.З) салыстырғанда
активтелген кешеннің (АК) энергиясы тура реакцияны активтеуге кеткен
энергияға (Е тр) артық болады, түзілген заттармен (ТЗ) салыстырғанда кері
реакцияны активтеуге жұмсалған энергиядай (Е тр) артық болады. Тура
реакция мен кері реакцияны активтеуге кеткен энергиялардың айырмасы осы
реакцияның жылу эффектісіне (РЖЭ) тең болады.
Активтену энропиясы әрекеттесетін молекулалардың бір- бірімен
соқтығысар кезінде қолайлы бағытталуларының сандық мөлшерін
көрсетеді.Жүйедегі әрекеттесетін заттар молекулаларының өзара қолайлы
бағытталулары неғұрлым көп болса, активтендіру энтропиясының сандық мәні де
соғұрлым жоғары болады, яғни реакция жылдам жүреді.Активтендіру энтропиясы
∆Sакт жүйедегі қолайлы бағытталулар санын жалпы бағытталулар санына
бөлгенге тең:

қолайлы бағытталулар саны
∆Sакт =———————————
жалпы бағытталулар саны

Мысалы жоғарыда келтірілген активтелген кешенде соқтығысар алдында сутегі
мен оның молекулаларының өзара орналасу реті төмендегідей екен дейік.
Қарастырылып отырған сутек пен иод молекулаларының арасында жүретін
реакция үшін активтелген молекулалардың қолайлы соқтығысуларының саны жалпы
соқтығысулар санының 0,1 бөліміне тең болады.Сондықтан бұл реакцияны
жүргізуге қажетті активтендіру энергиясының төмендігіне қарамастан процесс
баяу жүреді.
Сонымен кез келген химиялық реакцияны жургізу үшін оған қатысатын
молекулалардың (бөлшектердің) энергия қоры жоғары болумен қатар бір-
бірімен соқтығысар кездегі өзара қолайлы орналасу реттерінің сандары да көп
болулары керек.
Химиялық реакциялардың жылдамдығы және оның әрекеттесуші заттардың
концентрациясына, температураға, катализаторға т.б. тәуелділігі туралы ілім
химиялық кинетика деп аталады.
Реакциялардың кинетикасын зерттеудің теориялық, және практикалық
маңызы зор.Теориялық мәні- заттың құрылысы мен химиялық байланысы
энергетикалық сипаттамаларының сол заттың реакцияласу қабілетіне тигізетін
әсері ашылады, сонымен бірге химиялық әрекеттесулердің механизмі мұқият
зерттеліп оған жоғарыда аталған жағдайлардың әсері анықталады.Практикалық
мәні- адам қажеті үшін іске асырылатын химиялық реакциялардың жылдамдығы
меңгеріліп отырады.
Химиялық реакция жылдамдығының таңбасы теріс.Өйткені реакция кезінде
концентрация кемиді (С2 – С1- теріс).Бірақ реакция жылдамдығының мәні тек
оң болады.Егер реакциядан шыққан өнім концентрациясы бойынша жылдамдық
өлшенсе, онда оның мәні оң болып шығады.Өнім концентрациясы уақытпен бірге
артады.
Химиялық реакция жылдамдығы реакцияға кіретінзаттардың табиғатына
және реакцияның жүру жағдайларына байланысты.Реакция жылдамдығына мына
жағдайлар әсерін тигізеді:
1.Реакцияға кіретін заттардың концентрациясы С;
2.Реакцияның температурасы t °C;
3.Егер реакцияға газ тәрізді заттар қатынасса, жылдамдыққа қысым әсер
етеді;
4.Реакция жылдамдығына катализаторлар да әсер етеді.Енді осы факторлардын
жылдамдыққа әсерін қарастырып өтейік.

1. Химиялық реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың
концентрациясының әсері.
Реакцияласушы заттардың арасында жүретін химиялық әрекеттесулердің
саны активтелген молекулалардың соқтығысуларының жалпы санына пропорционал
екені жоғарыда айтылды.Белгілі бір көлемде әрекеттесуші заттардың
концентрациясы артқан сайын олардың молекулаларының (атомдарының) саны да
артады, ал мұның өзі бөлшектердің соқтығысуларының санын арттыратындықтан,
реакцияның жылдамдығы да артады.
Химиялық реакциялардың жылдамдықтарының концентрацияға байланысты
артуының мәнін химиялық кинетиканың негізгі заңы түсіндіріп береді.
Бұл заң туралы ғылыми болжауды 1865 жылы орыс ғалымы Н.Н. Бекетов
айтты, ал 1867 жылы норвег химиктері К. Гульдберг пен П.Вааге оны
дәлелдеді.
Химиялық кинетиканың немесе әрекеттесуші массалар заңының қазіргі
кездегі анықтамасы мынадай:
Тұрақты температурадағы химиялық реакцияның жылдамдығы стехиометр
коэффициенттері дәреже көрсеткіші түрінде көрсетілген әрекеттесуші
заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционалдық
тәуелділікте болады.
Мынадай гомогендік реакцияның жалпы түрдегі теңдеуін жазайық:

m A + n C = AC

Химиялық кинетиканың заңы бойынша бұл реакция жылдамдығының
математикалық өрнегі мынадай болады:

υ = K [А]ª * [C]ⁿ ,

мұндағы υ- реакция жылдамдығы, K- жылдамдық константасы, [А] мен [С]
сәйкес А мен С заттарының концентрациялары, a және n – А және С заттарының
стехиометриялық коэффициенттері.
Жылдамдық константасының мәні әрекеттесетін заттардың табиғатына ,
температураға, катализаторға байланысты, бірақ концентрацияға байланысты
емес.
Егер әрекеттесетін заттардың концентрацияларының әрқайсысы бірге
жылдамдығына тең болады, мысалы:

[А] = [C] = 1мольл болса, υ = К.

Соңғы теңдеу жылдамдық константасының физикалық мәнін көрсетеді, яғни
жылдамдық константасы дегеніміз әрекеттесуші заттардың концентрациялары
бірге тең болғандағы реакция жылдамдығы.
Нақты мысал ретінде көміртегі (II) оксидінің оттегі арқылы тотығын
көміртегі (IV) оксидіне айналу реакциясының теңдеуін келтіріп, оның
жылдамдығын химиялық кинетикалық заңын қолдану арқылы көрсетейік:

2CO + O2 = 2CO2

V = K [CO] ² · [O2]

Химиялық кинетиканың негізгі заңы немесе әрекеттесуші массалар заңы
бір сатыда жүретін газдар арасындағы немесе сұйылытылған ерітінділердегі
реакцияларға қолданылады. Бірнеше сатыдан тұратын күрделі реакция үшін бұл
заң оның әрбір сатысы үшін жеке қолданылады.
Егер.А және В заттары әрекеттесіп С заты түзілсе (А + В = C), осы
схеменың жылдамдығы мына теңдеу арқылы жазылады:

V = K * CA * CB ;

мұнда, К – жылдамдық тұрақтысы ;
СА және СВ әрекеттесуші А мен В заттарының концентрациясы, мольл.
Атом молекулалық теория бойынша реакция жылдамдығының концентрация
артқан сайын артуы әрекеттесуші молекулалар санының көбеюіне байланысты
мәселе.
Жылдамдық тұрақтысының К мәні мыныда: егер әрекеттесуші заттардың А
және В концентрациялары бірдей және 1 мольл болса СА = СВ = 1 мольл, онда
жоғарыдағы теңдеу V = K болады.Демек, жылдамдық тұрақтысы К - әрекеттесуші
заттардың концентрациясы 1 моль л болған кездегі реакция жылдамдығы.
Жылдамдық тұрақтысы нақты берілген реакцияны ғана сипаттайды.
Реакцияласушы заттар өзгерсе К – нің мәні де өзгереді.К – нің мәні арқылы
берілген реакцияның қандай жылдамдықпен жүретінін болжауға болады.К жоғары
болса, жылдамдық та жоғары болады.
Жылдамдық тұрақтысы К әрекеттесуші заттарға, температураға тәуелді,
ал концентрацияға тәуелді емес.
Химиялық реакция жылдамдығының математикалық кескінің (IV - 2)
реакцияның кинетикалық теңдеуі деп аталады.Оның көмегімен әрекеттесуші
заттар концентрациясы өзгерген кезде реакция жылдамдығын есептеуге болады.
Химиялық реакция теңдеуінде әрекеттесуші заттар алдында стехиометриялық
коэффициенті болса

m A + n B = p C,

онда реакцияның кинетикалық теңдеуінің түрі мынадай болады:

V = K * CAª *CBⁿ;

Реакция теңдеуіндегі стехиометриялық коэффициент кинетикалық теңдеуде
концентрацияны дәрежелейді.Іс жүзінде реакция жылдамдығы теңдеудегі төмен
жүреді.Өйткені,бірден үш молекуланың соқтығысып әрекеттесу мүмкіндігі өте
аз.Жүйеде үш, төрт молекула болған жағдайда химиялық реакция бірнеше
сатылар арқылы жүреді.Масслар әсер заңы бойынша, бүкіл реакцияның емес, әр
сатының жүру жылдамдығы есептелінеді.
Әрекеттесуші заттардың бірі қатты зат болса, кинетикалық теңдеуге ол
кірмейді.Қатты заттың концентрациясы химиялық реакция кезінде тұрақты деп
есептелінеді.Химиялық реакция қатты заттың беткі қабатында жүреді.Реакция
жылдамдығы тек газ күйіндегі не сұйық заттың концентрациясына тәуелді
болады.Мысалы, көміртегің жану реакциясының С + О2 = CO2 жылдамдығы
V = K * [O2] болады.Яғни, реакция жылдамдығы оттегінің концентрациясына
пропорционал.
Химиялық реакция тездеу үшін, реакцияласушы заттардың молекулалары жиі
тиісуі қажет екендігі анықталды.Тиісуді жиілендіру үшін алдымен
реакцияласушы молекулалардың санын, демек, концентрациясын, өсіру
керек.Мысалы:

H2 + I2 = 2HI

реакциясын алайық , реакцияның жылдамдығы минутына 0,001 моль болсын.Енді,
реакцияласушы заттың бірінің айталық, йодтың концентрациясын 3 есе өсірдік;
онда йод пен сутектің молекулаларының белгілі уақыт ішінде түйісу саны үш
есе артады, демек, олардың арасындағы реакцияның жылдамдығы да үш есе
артады; тіпті екі газдың да концентрациясын біреуінікін 3 есе екіншісінікін
2 есе өсірсек, онда реакцияның жылдамдығы алты есе артып, минутына 0,001 *
3 * 2 =0.006 моль болады.

2.Химиялық реакцияның жылдамдығына температураның әсері.
Температураның жоғарылауына байланысты химиялық реакцияның жылдамдығы
өте көп артады.Мысалы, сутегі мен оттегі кәдімгі температура (20 ºC
шамасында) іс жүзінде әрекеттеспейтіні, ал 630 ºC мөлшерінде өте тез
қопарылыс бере әрекеттескені жоғарыда айтылды.Мұның өзі реакция
жылдамдығына температураның әсері өте үлкен екенін көрсетеді.
Реакция жылдамдығына температураның әсерін жуық мөлшермен Я. Вант-
Гофф ережесі анықтайды.
Температураны 10 –қа өсіргенде реакция жылдамдығы 2-4 есе артады.
Бұл заңның математикалық өрнегін былай көрсетуге болады:

t2 - t1
υt2 = υt1 * γ ¹º

Мұндағы υ1 және υ2 сәйкес t1 және t2 температураларындағы реакция
жылдамдықтары, γ – температуралық коэффициент.Температуралық коэффициент
тәжірибе жүзінде анықталады және оның мәні 2, 3, 4 болуы мүмкін.
Мысалы, реакцияның температуралық коэффициенті 2-ге тең болып температураны
100°-қа арттырғанда реакция жылдамдығы 1024 есе артады.

¹ºº
υt = υt1* γ¹º = υt1* 2 ¹º = υt1 * 1024

Температураның жоғарлауына байланысты реакция жылдамдығының артуын
әрекеттесетін заттар молекулаларының жиі соқтығысуларынан болады деп
жорамалдауға болар еді. Бірақ есептеулер температураны 100°-қа арттырғанда
молекулалар арасындағы соқтығысу 1,07 есе ғана артатынын, ал реакция
жылдамдығы 1000 есеге жуық артатынын көрсетеді.
Температураны арттырудың нәтижесінде әрекеттесетін молекулалардың
соқтығысуының жиілеу реакция ж ылдамдығын арттыруға аздап әсер етеді,
бірақ шешуші фактор бола алмайды.
Температураның жоғарлауына байланысты реакция жылдамдығының артуына
активтену энергиясы үлкен әсер етеді.
Химиялық реакциялардың ж ылдамдығына температураның әсерін швед
ғалымы С. Аррениустың теңдеуі толығырақ және дәлірек түсіндіреді:

Εa ∆Sa
RT R
К = Z * ē * ē

мұндағы Εa- активтену энергиясы, ∆Sa – активтену энтропиясы, К-
жылдамдық константасы немесе әрекеттесуші заттар концентрациялары 1-ге тең
болғандағы реакция ж ылдамдығы, Z- бір секундта молекулалар арасында
болатын соқтығысулардың жалпы саны, R-универсал газ тұрақтысы , T -
абсолютті температура, ē – натурал логарифмнің негізі.
Бұл теңдеу жылдамдық константасының мәніне (реакция жылдамдығына)
бөлшектердің соқтығысуларының жалпы саны, әсіресе, активтену энергиясы,
активтену энтропиясы әсер ететінін көрсетеді.Мұнда температура дәреже
көрсеткішінің құрамына кіретіндіктен температураның өзгеруі реакция
жылдамдығына күшті әсер етеді.
Түрліше реакциялардың әр түрлі жылдамдықпен жүруі олардың табиғатына
байланысты.Реакцияға қатысатын заттардың табиғаты олардың активтену
энергиясы (Εa) мен активтену энтропиясына (∆Sa) байланысты болады.
Реакция қатысын заттардың қолайлы бағытталуы неғұрлым көп болса, олардың
активтену энтропиясы да (∆Sa) көп болады , соған сәйкес реакцияның
жылдамдығы да артады.
Әр түрлі реакциялардың активтену энергиялары да түрліше
болады.Активтену энергиясы аз реакциялардың жылдамдығы жоғары болады, ал
активтену энергиясы көп реакциялардың жылдамдығы төмен ьолады немесе
кәдімгі температурада іс жүзінде әрекеттеспейді.
Активтену энергиясы 40 кДжмоль-ден аз болатын реакцияларды активтену
энергиялары төмен реакциялар дейді.Мұндай реакцияға қатысатын бөлшектердің
арасындағы соқтығысулардың көбі химиялық әрекеттесумен аяқталды да
реакцияның жылдамдығы жоғары болады.Бұларға иондық реакциялар жатады,
мысалы

Ba ²+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4² = BaSO4↓+2Na+ + Clˉ

Активтену энергиясы 120 кДжмоль – ден көп болатын процестер активтену
энергиясы жоғары реакцияларға жатады, олардың жылдамдығы өте төмен болады.
Мысал ретінде су молекуласы синтезін келтіруге болады:

2Н2 + О2 = 2 H2O

Активтену энергиясы 40 кДж моль мен 120 кДжмоль арасында болатын
процестерді активтену энергиясы орташа реакциялар деп атайды. Мұндай
реакциялар орташа жылдамдықпен жүреді, олардың жылдамдығын өлшеуге
болады.Мысал ретінде натрий тиосульфаты мен күкірт қышқылының әрекеттесуін
келтіруге болады:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2↑+ H2O

Қызудың аз ғана жоғарылауы химиялық процестің жүру жылдамдығын неге
арттады.Температура артқанда бөлшектердің қозғалысы шапшаңдап, соқтығысу
саны көбейеді.Бірақ ... жалғасы
Ұқсас жұмыстар
Химиялық тепе-теңдік. Катализ
Химияда катализаторлардың ролі
Алкилароматты көмірсутектерді оксигенирлеу реакциясының полимерметалды комплекспен катализденуі
Реакция жылдамдығына концентарцияның әсері
Құрамында цеолит бар катализаторлардың ароматтау қабілеттілігіне радияциялық модифицирлеудің әсері
Катализ процесінің құрылымы
Диатомиттен катализатор жасау
Химиялық реакция жылдамдығы
Құрамында цеолит бар катализаторлардың изомерлеу қабілеттілігіне радиациялық модифицирлеудің әсері
Химиялық реакциялар жылдамдығы
Пәндер