Скорость химической реакции
и ее зависимость от различных факторов

Урок с использованием информационных технологий

Химии ни в коем случае научиться невозможно,
не видя самой практики и не берясь за химические операции.
М.В.Ломоносов

Перестройка высшего и среднего специального образования в стране, школьная реформа предусматривают дальнейшее совершенствование форм, методов и средств обучения, использование разнообразных технологий, в том числе личностно ориентированного обучения (ЛОО), проблемно-поисковых и компьютерных технологий.

Мы, педагоги, тоже перестраиваемся. Я в своей работе стараюсь постоянно использовать новые разработки, современные образовательные технологии.

В последнее время появилось много материалов на компьютерных дисках. Их можно применять в разработке рефератов, написании курсовых работ, при самостоятельной работе учащихся. Мне информационные технологии позволяют быстро организовать обучение и проверку знаний, составлять адаптивные программы и применять их в обучении химии.

Kомпьютерная техника и использование компьютерных технологий сегодня выступают не только как средство автоматизации всех процессов обучения, но и как инструмент резкого повышения эффективности интеллектуальной деятельности учащихся.

Kомпьютерные технологии на своих уроках я использую с разной целью:

Решение задач, количественные расчеты, обработка данных (по предложенному алгоритму);

Осуществление самоконтроля и стандартизированный контроль знаний по содержанию учебной информации (тестовые, контрольные дифференцированные задания, карты и другие опросники);

Автоматизация химического эксперимента, соединение с оптической аппаратурой (проекции опытов на экран);

Получение необходимых справочных данных, составление контрольных, дифференцированных работ, анализ типичных ошибок учащихся (автоматизированные системы управления и информационные банки);

Самостоятельная работа учащихся по разработке рефератов и курсовых работ, работа с материалом, выполнение проверочных работ (получая результат, осуществлять самоконтроль).

Предложенный урок из раздела «Химическая кинетика» соответствует программе учебника «Химия-10» авторов Л.С.Гузея и Р.П.Суровцевой. Изучению этой темы предшествует изучение термодинамики реакций. Предложенный материал соответствует не обязательному минимуму содержания, а прежде всего профильному уровню обучения.

На уроке используется групповая работа, дифференцированный подход, развивающие и проблемно-поисковые технологии, а самое главное – компьютерные технологии для проведения демонстрационного эксперимента, что позволяет наглядно понять, что такое скорость химической реакции и как она зависит от различных факторов.

Цели урока. Актуализировать и углубить знания о скорости химической реакции; используя работу в группах, рассмотреть и изучить от различных факторов: природы реагирующих веществ, площади поверхности соприкосновения веществ, температуры, катализатора; используя компьютерный измерительный блок, наглядно продемонстрировать, что такое скорость химической реакции и как она зависит от концентрации реагирующих веществ.

Девиз урока. «Существует лишь то, что можно измерить» (М.Планк).

Оформление класса. Учитель заранее сообщает тему предстоящего урока, делит класс на четыре творческие группы по 5–6 человек, приблизительно одинаковые по способностям. На предыдущем уроке ученики получают домашнее задание – подготовить сообщения о практическом применении уравнения Аррениуса и о видах катализа.

Оборудование и реактивы. Н а с т о л а х у ч е н и к о в – учебники, тетради, таблицы, лабораторные листы, штативы с пробирками;

группа 1 : цинк в гранулах, магниевая лента, раствор соляной кислоты;

группа 2 : стеклянная палочка; железные опилки, железный гвоздь, раствор хлорида меди(II);

группа 3 : пипетка, пробиркодержатель, спиртовка, спички; оксид меди(II), раствор серной кислоты;

группа 4 (выполняет демонстрационный опыт на демонстрационном столе): компьютер с измерительным блоком, датчик оптической плотности при длине волны 525 нм, кювета, магнитная мешалка, шприц на 10 мл, мерный цилиндр на 100 мл; растворы йодида калия KI 1М, персульфата калия K 2 S 2 O 8 0,1М, дистиллированная вода.

Все записи по ходу урока учащиеся выполняют в своих тетрадях.

ХОД УРОКА

Мотивация важности выбранной темы

Учитель начинает объяснение материала с примеров химических реакций, протекающих с различной скоростью. Примеры реакций могут приводить учащиеся.

Химические реакции протекают с различными скоростями. Одни идут медленно, месяцами, как, например, коррозия железа или ферментация (брожение) виноградного сока, в результате которой получается вино. Другие завершаются за несколько недель, как спиртовое брожение глюкозы. Третьи заканчиваются очень быстро, например осаждение нерастворимых солей, а некоторые протекают мгновенно, например взрывы.

Практически мгновенно, очень быстро идут многие реакции в водных растворах:

Смешаем водные растворы Na 2 CO 3 и CaCl 2, продукт реакции CaCO 3 – нерастворим в воде, образуется немедленно;

К щелочному раствору фенолфталеина добавим избыток кислоты, раствор обесцвечивается мгновенно. Это означает, что реакция нейтрализации, реакция превращения окрашенной формы индикатора в бесцветную идут очень быстро.

Медленно образуется ржавчина на железных предметах. На медных и бронзовых предметах медленно образуются продукты коррозии черно-коричневого или зеленоватого цвета (патина). Скорость всех этих процессов разная.

Актуализация представлений
о скорости химических реакций

Химические реакции – одно из важнейших понятий химии. Для их понимания и грамотного использования в учебном процессе учителю необходимо знать и уметь объяснить основные характеристики любой химической реакции: тепловой эффект, равновесие, скорость. Химическая термодинамика дает возможность предсказать, в каком направлении может самопроизвольно протекать та или иная химическая реакция, но одна химическая термодинамика не дает ответа на вопрос о том, как и с какой скоростью будет протекать реакция. Понятие о скорости химической реакции – одно из основных в химической кинетике.

Для изучения нового материала учащиеся используют необходимые знания о скорости химической реакции, проходит этап актуализации знаний. Но это понятие углубляется понятиями скорости гомогенных и гетерогенных реакций, энергией активации, вводится уравнение Аррениуса – это зона ближайшего развития учащихся (см. приложение № 1 «Структура проблемно-поисковой деятельности учителя и учащихся…»).

Что понимают под скоростью реакции? Kак ее можно измерить и изменить? Ответить на эти вопросы поможет наука, изучающая закономерности протекания реакций во времени, – химическая кинетика.

Напомним основные понятия и закономерности, используемые в кинетике (отвечают ученики и дополняет учитель).

Химическая кинетика – это раздел химии, задача которого – объяснение качественных и количественных изменений химических процессов, происходящих во времени. Обычно эту общую задачу подразделяют на две, более конкретные:

1) выявление механизма реакции – установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения);

2) количественное описание химической реакции – установление строгих соотношений, которые позволяют рассчитывать изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции.

Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции. Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице реакционного пространства.

Если концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с 1 до с 2 за промежуток времени от t 1 до t 2 , то в соответствии с определением скорость реакции равна (рис. 1):

Знак «–» в правой части уравнения означает следующее. По мере протекания реакции (t 2 – t 1) > 0 концентрация реагентов убывает, следовательно, (c 2 – c 1) < 0, а т.к. скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует поставить знак «–».

Рис. 1. Изменение концентрации исходного вещества в зависимости от времени. Кинетическая кривая

Kоличественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики – законом действующих масс.

Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции

а А + b В = с С + d D,

в соответствии с законом действующих масс, зависимость скорости от концентраций реагирующих веществ может быть представлена в виде:

где k – константа скорости; n А, n B – порядки реакции соответственно по реагентам А и В;
n А + n B – общий порядок реакции.

В г о м о г е н н ы х р е а к ц и я х реагирующие вещества находятся в одной газовой фазе или в растворе, равномерно перемешаны между собой, реакция идет по всему объему смеси. Kонцентрация реагента равна частному от деления количества вещества на объем смеси: с = /V.

Средняя скорость реакции:

Чем меньше промежуток времени, тем более точным будет значение скорости реакции.

Г е т е р о г е н н ы е р е а к ц и и идут на границе раздела фаз: газ – твердое вещество, газ – жидкость, жидкость – твердое вещество, твердое вещество – твердое вещество. Скорость реакции

измеряется на единице площади соприкосновения реагирующих веществ S .

При рассмотрении тепловых эффектов химических реакций превращение молекул реагентов (А + В) в молекулы продуктов (С + D) c термодинамической точки зрения объясняется как «восхождение на энергетическую гору» в случае эндотермических реакций (рис. 2, а ) или «спуск с горы» для экзотермических реакций (рис. 2, б ).

Молекулам реагентов, чтобы прореагировать, необходимо предварительно запастись дополнительной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер на пути к продуктам реакции. Существенно, что такой барьер имеется и в случае экзотермических реакций, так что вместо простого «соскальзывания с горки» молекулам приходится предварительно «лезть в гору».

Рис. 2. Зависимости энергии от времени: а – эндотермическая реакция: А + В С + D – Q; б – экзотермическая реакция: А + В С + D + Q

Движущая сила реакции – стремление прийти к минимуму энергии.

Для того чтобы реакция могла протекать, частицы реагирующих веществ должны столкнуться друг с другом. С ростом температуры число этих столкновений возрастает вследствие увеличения кинетической энергии молекул, поэтому увеличивается скорость реакции. Но далеко не всякое соударение молекул реагирующих веществ приводит к их взаимодействию: для взаимодействия молекул связи между атомами в них должны стать слабее или порваться, на что должна быть затрачена определенная энергия. Если сталкивающиеся молекулы не обладают такой энергией, их столкновение не приводит к реакции. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию молекул нового вещества, называется энергией активации данной реакции Е а, обычно измеряется в Дж/моль, кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.

На рис. 3 изображены энергетические профили:

а) эндотермической реакции, +H = –Q ,

N 2 + O 2 2NO – Q ;

б) экзотермической реакции, –H = +Q ,

H 2 + I 2 2HI + Q .

В процессе реакции химические связи в активных молекулах ослабевают и возникают новые связи между частицами реагирующих веществ, образуется переходное состояние – активированный комплекс, когда старые связи не полностью разрушены, а новые уже начали строиться. Энергия активации – энергия, необходимая для возникновения активированного комплекса. Энергетический барьер различен, чем он ниже, тем легче и быстрее идет реакция.

Точка, находящаяся на вершине энергетического барьера, носит название переходного состояния . Из этой точки система может свободно перейти в продукт реакции либо вернуться в исходное состояние (рис. 4).

Энергия активации – это фактор, посредством которого природа реагирующих веществ влияет на скорость реакции. Для некоторых реакций она мала, для других – велика. Если энергия активации мала (< 40 кДж/моль), то большая часть столкновений между молекулами реагирующих веществ приводит к реакции. Скорость таких реакций велика. Если энергия активации велика (> 40 кДж/моль), то в этом случае лишь малая часть столкновений молекул или других частиц приводит к реакции. Скорость подобной реакции мала.

Скорость реакции в данный момент времени можно рассчитать, если знать число активных соударений реагирующих частиц в единицу времени. Поэтому зависимость скорости реакции от температуры можно записать в виде:

0 exp(–E a /RT ),

где 0 – скорость реакции при условии, что каждое соударение приводит к взаимодействию (Е а = 0). Это выражение для скорости реакции – уравнение Аррениуса – важное уравнение в химической кинетике (его практическое применение см. в приложении № 2, учащиеся делают сообщения).

Почему химические реакции идут с разной скоростью? Вот основной вопрос, который стоит перед учителем и ребятами на уроке. Учащиеся отвечают на него теоретически, проводя лабораторные эксперименты в группах и решая задачи.

Работа в группах

Работа групп включает в себя следующие виды деятельности:

Экспериментальное изучение факторов, влияющих на скорость химической реакции;

Наблюдение и анализ полученных результатов опытов;

Заполнение лабораторных листов, отражающих ход работы и выводы.

Обязательное условие успешной работы в группах и реализации поставленных задач – обеспечение каждого рабочего места ученика необходимым оборудованием, наглядными пособиями. Во время работы учитель подходит ко всем группам, в случае необходимости оказывает консультативную помощь. Ниже раскрыто содержание заданий для работы каждой из групп.

Лабораторный опыт № 1.
Зависимость скорости химической реакции
от природы реагирующих веществ

Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и выявить ее зависимость от природы реагирующих веществ.

Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками; цинк в гранулах, магниевая лента, раствор соляной кислоты.

Демонстрационный опыт.
Скорость реакции и ее зависимость
от концентрации исходных веществ

Цель. Наглядно продемонстрировать, что такое скорость химической реакции и как она зависит от концентрации исходных веществ.

Оборудование и реактивы. Kомпьютер с измерительным блоком, датчик оптической плотности при длине волны = 525 нм, кювета, магнитная мешалка, шприц на 5 мл, мерный цилиндр на 100 мл; растворы – 1M KI, 0,1M K 2 S 2 O 8 , дистиллированная вода.

Химическая сущность процесса. Исследуется реакция окисления йодид-иона персульфатом:

2I – + S 2 O 8 2– = I 2 + 2SO 4 2– .

Реакция проводится в избытке йодида калия. Выделяющийся йод окрашивает раствор в коричневый цвет. Kонцентрацию йода определяют по интенсивности окраски раствора с помощью датчика оптической плотности при 525 нм.

Подготовка к работе. K первому каналу измерительного блока подключают датчик оптической плотности, настроенный на длину волны 525 нм. Включают датчик в режиме зависимости от времени, наливают в кювету 10 мл 1M раствора KI и 90 мл дистиллированной воды. Настраивают датчик.

Выполнение. Запускают процесс перемешивания. Отбирают в шприц 5 мл раствора K 2 S 2 O 8 , быстро выливают его в кювету, запуская одновременно процесс измерения нажатием на экранную кнопку «Пуск». Измерение прекращают, когда оптическая плотность достигнет значения 0,5.

Повторяют эксперимент, используя 20 мл раствора KI и 80 мл воды.

Kомментарии. Скорость реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от концентрации исходных реагентов в данный момент времени.

Выводимые понятия. Скорость реакции, ее зависимость от концентрации.

Выводы. Поскольку реагенты по ходу реакции расходуются, скорость замедляется.

При увеличении концентрации исходного реагента скорость реакции увеличивается. Причем в данном случае при увеличении концентрации в два раза скорость реакции также увеличилась в два раза.

Лабораторный опыт № 2.
Влияние температуры на скорость

Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и исследовать влияние температуры на скорость химической реакции.

Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, пипетка, спиртовка, пробиркодержатель; оксид меди(II), раствор серной кислоты (1:3).

Лабораторный опыт № 3.
Зависимость скорости химической реакции
от площади поверхности соприкосновения
реагирующих веществ

Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и выявить ее зависимость от величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, стеклянная палочка; железные опилки, железный гвоздь, раствор хлорида меди(II).

Представление результатов групповой работы, их обсуждение

Порядок представления результатов определяется номерами групп (по очереди). Учащиеся выступают у доски, используя таблицы, заполненные по результатам проделанных лабораторных опытов. Организуется краткое обсуждение результатов работы групп, формулируются выводы. Учитель указывает еще на один фактор, влияющий на скорость химической реакции, – присутствие катализатора.

Kатализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию. Сами катализаторы и ингибиторы в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов реакции.

Kатализ – это процесс изменения скорости реакции под действием катализатора. Действие катализатора избирательно. Реакции, протекающие при участии катализатора, называют каталитическими реакциями .

М е х а н и з м г о м о г е н н о г о к а т а л и з а

Часто реакции идут медленно, т.к. их энергия активации Е а велика (рис. 5):

А + В А В АВ.

Kатализатор (K) ускоряет реакцию:

Энергии активации E " а и E "" а малы, поэтому реакции протекают быстро.

При участии катализатора происходит снижение Е а, образуется выигрыш энергии и реакция протекает быстрее.

В и д ы к а т а л и з а

1. Гомогенный катализ – исходные вещества и катализатор – однофазная система.

Например, естественные колебания толщины озонового слоя Земли связаны с изменением солнечной активности. В верхних слоях атмосферы происходит разрушение озонового слоя, катализируемое оксидами азота:

2. Гетерогенный катализ – исходные вещества и катализатор образуют разнофазную систему.

М е х а н и з м г е т е р о г е н н о г о к а т ал и з а включает пять стадий:

Диффузия – реагирующие молекулы диффундируют к поверхности катализатора;

Адсорбция – реагирующие вещества накапливаются на поверхности катализатора;

Химическая реакция – поверхность катализатора неоднородна, на ней имеются активные центры, они ослабляют связи между атомами в адсорбируемых молекулах, реагирующие молекулы деформируются, иногда распадаются на атомы, что облегчает протекание химической реакции;

Десорбция – молекулы продукта сначала удерживаются поверхностью катализатора, затем освобождаются;

Диффузия – молекулы продукта диффундируют с поверхности катализатора.

Образно говоря, механизм действия катализатора можно сравнить с переходом туристов через горный перевал. Не знающие местности туристы выберут самый очевидный, но самый трудный путь, требующий длительного восхождения и спуска через вершину горы. Опытный проводник (катализатор) поведет свою группу по тропинке, минуя вершину. Пусть этот путь извилистый, но менее трудный, по нему легче дойти до конечного пункта, после чего проводник возвращается в исходный пункт.

Особую группу составляют катализаторы, действующие в живых организмах. Такие катализаторы называются ферментами, или энзимами.

Ферменты (энзимы) – это белковые молекулы, ускоряющие химические процессы в биологических системах (в организме около 30 тыс. различных ферментов, каждый их них ускоряет соответствующую ему реакцию).

Демонстрационный опыт.
Kаталитическое разложение пероксида водорода
(проводит учитель)

2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 .

В три пробирки наливают по 5 мл аптечного раствора пероксида водорода. Первая пробирка – контрольная, для сравнения, во вторую пробирку пинцетом опускают кусочек сырого мяса, в третью – кусочек сырой моркови. Наблюдается «вскипание» в двух пробирках, кроме первой. Во вторую и третью пробирки вносят тлеющие лучинки, которые вспыхивают, т.к. выделяется кислород. Учитель объясняет, что разложение пероксида водорода происходит и без катализатора, но гораздо медленнее. Реакция может протекать несколько месяцев. Быстрые реакции в других пробирках демонстрируют работу фермента – каталазы, который находится и в растительных, и в животных клетках.

Эффективность действия фермента каталазы можно проиллюстрировать данными о разложении H 2 O 2 в водном растворе.

Более подробно с ферментами знакомятся при изучении курса химии 11-го класса.

С демонстрационного эксперимента начинается воспитание устойчивого внимания, умения наблюдать за опытом, проводить анализ, делать выводы. Групповая форма работы позволяет эффективно получать знания, воспитывая чувство коллективизма.

Использование комплекта оборудования с компьютерным измерительным блоком и датчиками (температуры, оптической плотности, электропроводности, уровня рН) значительно расширяет возможности демонстрационного эксперимента, т.к. позволяет заглянуть внутрь процесса, чего ранее, изучая эту тему только теоретически, мы сделать не могли. Изучение количественных закономерностей – одна из ключевых и наиболее сложных тем в химии (см. приложение № 3 «Параметры, которые используются в количественных химических расчетах»).

На рассматриваемом уроке нас интересуют параметры реакции. На предыдущих уроках учащиеся познакомились с термодинамическими параметрами, а параметры вещества и среды будут изучаться на последующих уроках.

Итоги урока, рефлексивный анализ

Учитель подводит итоги урока. Учащиеся заполняют листки контроля работы ученика, на которых они указывают класс, фамилию, имя, оценивают свою работу на уроке, работу группы, понимание темы («плохо», «хорошо», «отлично»).

Учащиеся отвечают на вопросы.

1. С каким настроением вы уходите с урока?

2. Чем интересен урок для каждой группы и каждого ученика?

3. В чем польза этого урока для вас?

4. С какими трудностями вы столкнулись на уроке?

В разных классах предлагаются разные вопросы. Из опыта можно сказать, что на рефлексивном этапе учащиеся дают высокую оценку урока («5», реже «4»), отмечают необычность, наглядность, насыщенность урока, высокий эмоциональный уровень, логичность, интересный информационный материал. Наиболее важна на уроке технология сотрудничества учителя и учеников. Вместе достигаются общие цели, учащиеся лучше усваивают материал и применяют полученные знания.

Домашнее задание

Наряду с параграфами учебника каждая группа получает индивидуальную задачу по изучению влияния того или иного фактора на скорость химической реакции.

Задача 1. При t = 30 °С реакция протекает за 25 мин, а при t = 50 °С – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент реакции.

Задача 2. Взаимодействие алюминия с хлором протекает по уравнению:

2Al (тв.) + 3Cl 2 (г.) = 2AlCl 3 (тв.).

Начальная концентрация хлора 0,05 моль/л. Kонстанта скорости реакции 0,2 л/(моль с).

Напишите математическое выражение скорости реакции. Kак изменяется скорость реакции по сравнению с начальной, если давление в системе увеличить в 6 раз?

Задача 3. В двух одинаковых сосудах проводили реакции разложения с образованием кислорода и водорода. За 10 с в первом сосуде получили 22,4 л О 2 , а во втором – 4 г Н 2 . Скорость какой химической реакции больше? Во сколько раз?

Задача 4. Предложите способы увеличения скорости реакции в 16 раз путем изменения концентраций исходных веществ:

а) 2Cu (тв.) + O 2 (г.) = 2CuO (тв.);

б) 2H 2 (г.) + O 2 (г.) = 2H 2 O (г.).

Особенностью урока является то, что предлагается материал, выходящий за рамки учебника. Это необходимо как для повышения общей эрудиции, так и для будущих абитуриентов. Дополнительный материал в профильном классе основывается главным образом на материалах вступительных экзаменов в различные вузы.

Цель педагогических технологий – повышение эффективности образовательного процесса. Главное в любой технологии – ориентация на личность ученика. Педагогическая технология – это совокупность взаимосвязанных средств, методов, процессов, необходимых для целенаправленного воздействия на формирование личности с заданными качествами. На своих уроках я использую личностно ориентированный подход. Kак следствие, учащимся удается подойти более сознательно и творчески к изучению материала. Именно технология сотрудничества учителя и ученика важна в достижении высоких результатов. Активное применение элементов педагогических технологий на уроках способствует развитию у ученика мотивационной сферы, интеллекта, самостоятельности, способности контролировать и управлять своей учебно-познавательной деятельностью.

Мой предмет – химия, но еще я преподаю человековедение. Использование новых подходов в образовании позволяет по-другому смотреть на свой предмет. Главное – видеть в каждом ученике человека.

Химия – наука о веществах. Я подхожу к изучению веществ не только с точки зрения их практической значимости для общества, но и с позиции философского осмысления мира. На уроках химии и человековедения я показываю целостность мира и человека, стараюсь раскрыть детям беспредельность и гармонию жизни, воспитать стремление к пониманию и познанию себя, желание себя совершенствовать, трудиться над собой, чтобы улучшить жизнь. Меня радует интерес ребят к этим проблемам. И я думаю, что поразмышлять над этим полезно и нам, учителям. Только совершенствуя и развивая себя, мы можем учить ребят.

ПРИЛОЖЕНИЕ № 1

Структура проблемно-поисковой деятельности учителя и учащихся
по исследованию свойств веществ и сущности химических реакций
(возможно использование информационных технологий)

ПРИЛОЖЕНИЕ № 2

Практическое использование уравнения Аррениуса

Пример 1. Скорость (частота) пиликанья сверчков подчиняется, хотя и не вполне строго, уравнению Аррениуса, плавно увеличиваясь в температурном интервале от 14,2 °С до 27 °С, с эффективной энергией активации E a = 51 кДж/моль. По частоте стрекотаний можно достаточно точно определить температуру: надо подсчитать их число за 15 с и прибавить 40, получится температура в градусах Фаренгейта (F) (американцы до сих пор пользуются этой температурной шкалой).

Так, при 55 F (12,8 °С) частота стрекотаний составляет 1 стрек./с, а при 100 F (37,8 °С) – 4 стрек./с.

Пример 2. В температурном интервале от 18 °С до 34 °С частота сердечных сокращений морской черепахи согласуется с уравнением Аррениуса, которое дает энергию активации
E a = 76,6 кДж/моль, но при более низких температурах энергия активации резко увеличивается. Это может быть связано с тем, что при пониженных температурах черепаха чувствует себя не очень хорошо и частота ее сердечных сокращений начинает управляться другими биохимическими реакциями.

Пример 3. Особенно интересны попытки «положить на аррениусовскую зависимость» психологические процессы человека. Так, людей с разной температурой тела (от 36,4 °С до 39 °С) просили отсчитать секунды. Оказалось, что чем выше была температура, тем быстрее был счет
(Е а = 100,4 кДж/моль). Таким образом, наше субъективное ощущение времени подчиняется уравнению Аррениуса. Автор проведенного социологического исследования Г.Хогланд предположил, что это связано с некоторыми биохимическими процессами в мозге человека.

Немецкий исследователь Х. фон Ферстлер измерял у людей с разной температурой скорость забывания. Он давал людям последовательность разных знаков и измерял время, в течение которого люди эту последовательность помнили. Результат был тот же, что и у Хогланда: аррениусовская зависимость с Е а = 100,4 кДж/моль.

Эти примеры показывают, что многие процессы в природе, включая и психологические, подчиняются уравнению Аррениуса с довольно высокими значениями энергии активации Е а. Последнее замечание особенно важно, потому что Е а физических процессов (например, вязкого течения жидкости) обычно не превышает 20 кДж/моль. Высокая энергия активации означает, как правило, что имеет место разрыв химических связей. Так что во всех разобранных примерах, несомненно, имеют место самые настоящие химические реакции (очевидно, ферментативные).

ПРИЛОЖЕНИЕ № 3

Константа скорости реакции k в уравнении (72) есть функция температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Вант-Гоффом, сформулировавшим следующее эмпирическое (т.е. на основе экспериментальных данных) правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается константа скорости при повышении температуры на 10 градусов, есть температурный коэффициент Вант-Гоффа (γ). Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

Правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости реакции γ сам является функцией от температуры; при очень высоких и очень низких температурах γ становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры).

Взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако не каждое столкновение приводит к химическому взаимодействию частиц. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации. Энергия активации Е А – необходимый избыток энергии (по сравнению со средней энергией реагирующих веществ), которым должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию.

Рассмотрим путь некоторой элементарной реакции

А ––> В

Поскольку химическое взаимодействие частиц связано с разрывом старых химических связей и образованием новых, считается, что всякая элементарная реакция проходит через образование некоторого неустойчивого промежуточного соединения, называемого активированным комплексом :

А ––> K # ––> B

Образование активированного комплекса всегда требует затраты некоторого количества энергии, что вызвано, во-первых, отталкиванием электронных оболочек и атомных ядер при сближении частиц и, во-вторых, необходимостью построения определенной пространственной конфигурации атомов в активированном комплексе и перераспределения электронной плотности. Таким образом, по пути из начального состояния в конечное система должна преодолеть своего рода энергетический барьер (Рис.26). Энергия активации реакции равна превышению средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии реагентов. Очевидно, что если прямая реакция является экзотермической, то энергия активации обратной реакции Е" А выше, нежели энергия активации прямой реакции E A . Для эндотермической реакции наблюдается обратное соотношение между Е" А и Е" А. Энергии активации прямой и обратной реакции связаны друг с другом через изменение внутренней энергии в ходе реакции – тепловой эффект реакции (DU на Рис 26.).

Рис. 26 . Энергетический профиль химической реакции. E исх – средняя энергия частиц исходных веществ, E прод – средняя энергия частиц продуктов реакции.

Поскольку температура - мера средней кинетической энергии частиц, повышение температуры приводит к увеличению доли частиц, энергия которых равна или больше энергии активации, что приводит к увеличению константы скорости реакции (Рис.27):

Рис.27. Распределение частиц по энергии. Здесь n Е /N – доля частиц, обладающих энергией E ; E 1 T 1 , E 2 - средняя энергия частиц при температуре T 2 , E 3 - средняя энергия частиц при температуре T 3 ; (T 1

Зависимость константы скорости от температуры описывается уравнением Аррениуса:

Здесь A – предэкспоненциальный множитель. Из уравнения (58) нетрудно показать его физический смысл: величина А равна константе скорости реакции при температуре, стремящейся к бесконечности.

Прологарифмируем соотношение (88):

Как видно из последнего выражения, логарифм константы скорости линейно зависит от обратной температуры (Рис.28); величину энергии активации E A и логарифм предэкспоненциального множителя A можно определить графически (соответственно тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс и отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат).

Рис.28. Зависимость логарифма константы скорости химической реакции от обратной температуры.

Зная энергию активации реакции и константу скорости при какой-либо температуре T 1 , по уравнению Аррениуса можно рассчитать величину константы скорости при любой температуре T 2 .

Задача 347 .
Схематически изобразить энергетическую диаграмму экзотермической реакции А + В ↔ АВ. Какая реакция - прямая или обратная - характеризуется большей константой скорости?
Решение:
Уравнение реакции имеет вид: А + В ↔ АВ. Поскольку реакция экзотермическая, то и конечному состоянию системы (вещество АВ) должен отвечать менее высокий уровень энергии, чем исходным веществам (вещества А и В).

Разность энергий активации прямой и обратной реакций равна тепловому эффекту: H = E a(Пр.) - Е а(Обр.) . Данная реакция протекает с выделением теплоты, т.е. является экзотермической, < 0. Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(Пр.) < Еа (Обр.) .

На графике видно, что энергия активации прямой реакции меньше, чем энергия активации обратной реакции.

Энергетическую диаграмму экзотермической реакции А + В ↔ АВ:

Как следует из уравнения Аррениуса, константа скорости реакции тем больше, чем меньше энергия активации. Поэтому прямая реакция, как реакция с меньшим значением энергии активации, характеризуется большей константой скорости, чем обратная реакция - реакция с меньшим значением энергии активации.

Ответ : k (Пр.) > k (Обр.) .

Задача 348.
Схематически изобразить энергетическую диаграмму следующих превращений: ,
если k 1 > k 2 > k 3 , а для системы в целом H > 0.
Решение:
По условию задачи , если k 1 > k 2 > k 3 , H > 0.

Энергетическая схема реакции А↔ В→ С имеет вид:

Поскольку константа скорости прямой реакции k 1 , больше константы скорости обратной реакции k 2 , то энергия активации прямой реакции должна быть меньше энергии активации обратной реакции
(Е а(Пр.) < E а(Обр.) . Это означает, что в результате превращения вещества сдается второй стадии реакции – (В→С), где k 2 > k 3 , то энергетический барьер для данного процесса будет повышаться (E a 3 > E a 2). В соответствии с этими данными, максимум энергии на участке ВС должен быть более высоким, чем на участке ВА. Учитывая, что, по условию задачи для реакции в целом H > 0, то максимум энергии должен быть ещё больше, чем в начале реакции, т.е. энергетический барьер для процесса ВС должен быть больше, чем для процесса АВ. Что и показано на энергетической диаграмме. В целом процесс эндотермичен
H > 0 (H 1 < H 2).

Цепные реакции

Задача 349 .
Почему в цепной реакции Н 2 + С1 2 ↔ 2НС1 зарождение цепи начинается с радикала Cl*, а не с радикала H*?
Решение:
Цепные реакции протекают с участием активных центров – атомов, ионов или радикалов – частиц, обладающих неспаренными электронами и поэтому являющимися высоко реакционными (активными).

В реакции Н 2 + С1 2 ↔ 2НС1 происходят следующие процессы:

а) поглощение кванта лучистой энергии (hv) молекулой хлора приводит к её возбуждению – появлению в ней энергичных колебаний атомов, что приводит к распаду молекулы хлора на атомы, т.е. происходит фотохимическая реакция:

Cl 2 + hv ↔ Cl* .

б) Образовавшиеся атомы хлора (радикалы) Cl* атакуют молекулы водорода, и при этом образуются молекула НCl и атом водорода H*:

Cl* + H 2 ↔ HCl + H*

в) Атом водорода атакует молекулу хлора, и при этом образуются молекула НCl и атом хлора Cl*:

H* + Cl 2 ↔ HCl + Cl*

Таким образом, данная реакция является цепной фотохимической, и процесс зарождения радикалов первой цепи реакции начинается с образования радикала Cl*, который образуется при облучении молекулы хлора лучистой энергией. Поглощение кванта света или лучистой энергии (hv) молекулой водорода не происходит, потому что энергия кванта недостаточна для разрыва связи между атомами водорода, так как связь Н-Н прочнее, чем связь
Cl-Cl.

Теория была сформулирована С. Аррениусом в 1889 году. В основе этой теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул, т.е. зависит от температуры. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению – к нему приводит лишь активное соударение.

Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической реакции природы реагирующих веществ.

Уравнение Аррениуса:

Энергетический профиль реакции экзо- и эндотермической

Экзотермическая реакция – с выделением тепла.
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q

Эндотермическая – с поглощение тепла. CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) - Q,

Катализ. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Катализаторы положительные и отрицательные

Явление катализа – это изменение скорости реакции под действием некоторых веществ, которые к концу реакции остаются в химически неизменном виде.

Гомогенный катализатор и реагент образуют одну фазу.

Гетерогенный катализатор и реагент находятся в разных фазах

Различают положительный катализ (ускорение реакций) и отрицательный катализ (замедление реакций)

Энергетический профиль каталитической реакции

Понятие о ферментативном катализе. Особенности каталитической активности ферментов

Ферментативный катализ – каталитические реакции, протекающие с участием ферментов – биологических катализаторов белковой природы. Ферментативный катализ имеет две характерные особенности: 1)высокая специфичность 2) Высокая активность

Кталитическая активность фермента наиболее точно может быть выражена с помощью показателя, называемого молярной активностью , которая измеряется в каталах в расчете на 1 моль фермента (кат×моль -1 ф.). Этот показатель показывает, какое число молекул субстрата превращается за 1 секунду одной молекулой фермента.

Обратимые и необратимые по направлению реакции

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:

3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании

2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,

Константа химического равновесия. Термодинамические условия равновесия в термодинамических системах

Константа равновесия – это отношение произведений концентраций продуктов реакций к произведению концентраций исходных веществ

Термодинамическое равновесие - состояние системы, при котором остаются неизменными по временимакроскопические величины этой системы (температура, давление, объём, энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды.

Диффузия

диффузией является перемешивание молекул вещества при их беспорядочном тепловом движении.
процесс взаимного проникновения молекул или атомов одного вещества между молекулами или атомами другого, приводящий к самопроизвольному выравниванию их концентраций по всему занимаемому объёму

примеры: 1)растворение молока в кофе;
2)заваривание чая;
3)распространение запахов;

Осмос. Эндо- экзоосмос

Осмос - результат неравенства химических потенциалов воды по разные стороны мембраны. Идеальная полу24проницаемая мембрана пропускает молекулы воды и не пропускает молекулы растворенного вещества.

Односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану, отделяющую раствор от чистого растворителя.

наблюдаются, когда жидкости приходят во взаимодействие через перепонки.

ЭНДООСМОС биол. процесс просачивания (диффузии) жидкостей и нек-рых растворенных веществ из внешней среды внутрь клетки

ЭКЗООСМОС биол. процесс просачивания (диффузии) жидкостей и нек-рых растворенных веществ из клетки в окружающую внешнюю среду

Осмос , направленный внутрь ограниченного объёма жидкости, называется эндосмосом , наружу - экзосмосом .

22. Осмотичекое давление (закон Вант-Гоффа)

Осмотическое давление равно тому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи в газообразном состоянии в объеме раствора

Теория столкновений позволяет установить математическое соотношение между скоростью реакции и частотой столкновений, а также вероятностью того, что энергия столкновения E превосходит минимальную энергию Еm, необходимую для осуществления реакции. Это соотношение имеет вид

Скорость реакции = (Частота столкновений) (Вероятность того, что E > Em) Из этого соотношения можно вывести следующее уравнение:

где к-константа скорости реакции; Р-стерический фактор, имеющий значение от 0 до 1 и соответствующий той части сталкивающихся молекул, которые имеют необходимую взаимную ориентацию при столкновении; Z-число столкновений, которое связано с частотой столкновений; Еа-энергия активации, соответствующая минимальной энергии столкновений, которую должны иметь реагирующие молекулы; Л-газовая постоянная; T-абсолютная температура.

Два множителя, P и Z, можно объединить в одну постоянную А, которую называют предэкспоненциальным множителем или константой Аррениуса. В результате получается известное уравнение Аррениуса, с которым мы уже познакомились в предыдущем разделе:

ТЕОРИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ

Теория переходного состояния рассматривает реагирующие молекулы как единую систему. Она подробно исследует изменения геометрического расположения атомов в этой системе по мере того, как в ней происходит превращение реагентов в продукты. Геометрическое положение атомов в такой молекулярной системе называется конфигурацией. По мере того, как конфигурация реагентов превращается в конфигурацию продуктов, происходит постепенное возрастание потенциальный энергии системы до тех пор, пока она не достигнет максимума. В момент достижения максимума энергии молекулы имеют критическую конфигурацию, которая называется переходным состоянием или активированным комплексом. Достичь этой критической конфигурации способны лишь те молекулы, которые обладают достаточной полной энергией. По мере того, как конфигурация этого переходного состояния превращается в конфигурацию продуктов, происходит уменьшение потенциальной энергии (рис. 9.12). Координата реакции на этих двух диаграммах представляет изменения в геометрическом расположении атомов реагирующих молекул, рассматриваемых как единая система, по мере того, как эта система испытывает превращение, начинающееся с конфигурации реагентов, переходящее в критическую конфигурацию и завершающееся конфигурацией продуктов. Если в реакции образуются интермедиаты, то возникновению каждого интермедиата соответствует минимум на графике зависимости потенциальной энергии от координаты реакции (рис. 9.13).

Рис. 9.12. Энергетический профиль реакции - график зависимости потенциальной энергии от координаты реакции, а-для экзотермической реакции; б-для эндотермической реакции.

Теория переходного состояния может использоваться для прогнозирования постоянных А и Ел в уравнении Аррениуса. Использование этой теории и современной вычислительной техники позволяет устанавливать точную картину протекания химических реакций на молекулярном уровне.