НАГЛЯДНЫЕ МОДЕЛИ В ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКЕ

АННОТАЦИЯ

В статье рассматривается содержание наглядных моделей, применяемых в объяснении кинетических закономерностей протекания химических реакций.

ABSTRACT

The article is devoted to the visual models used to explain the kinetic patterns of chemical reactions.

Ключевые слова: скорость реакции, модель механизма реакции, элементарная стадия, константа скорости, энергия активации реакции, энергетический профиль реакции.

Keywords: reaction rate, reaction mechanism model, elementary stage, rate constant, reaction activation energy, reaction energy profile.

Высокий уровень абстрактности представления химических процессов путем применения буквенных символов для обозначения атомов, молекул, ионов, для записи уравнений реакций делает часто очень сложным осмысление материальной сущности происходящего. Понятие скорости протекания химического превращения, зависимости её от природы веществ и внешних условий  часто оказывается абсолютно недоступным не только школьникам, но и студентам вуза. Добавление математических уравнений еще больше осложняет понимание этого раздела химии.

Наглядные модели при изучении химической кинетики – науки о скоростях и механизмах химических реакций -  так же, как и при изучении строения атома, молекул, термодинамических закономерностей реакций, помогают лучше разобраться в материальной сущности происходящих с веществами преобразований.

Для того, чтобы вещества прореагировали, необходимо, во-первых,  чтобы микрочастицы (молекулы, атомы, радикалы, ионы) реагирующих веществ столкнулись, во-вторых, чтобы в этом столкновении задействованы были их реакционные центры, в-третьих, чтобы это столкновение было достаточно мощным для разрыва имеющихся в исходных частицах химических связей.

Понимание того, что все химические процессы протекают во времени и развиваются в пространстве, достигается изучением скоростей и механизмов химических реакций.

Например, реакция горения водорода может быть представлена несколькими моделями.

Стехиометрическое уравнение реакции записывается в виде:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(ж)                                                                              (1)

Оно демонстрирует химический состав реагентов и продуктов, участвующих в реакции, их агрегатное состояние, но не содержит информации о том, какие химические связи разрываются, какие возникают, какие реальные частицы взаимодействуют друг с другом.

На примере этой реакции, которая может протекать в виде управляемого процесса горения или в виде неконтролируемого взрыва, можно наглядно показать смысл понятий: элементарная и сложная реакция, механизм и молекулярность реакции.

Непосредственно молекулы водорода и кислорода не взаимодействуют, перед нами сложная реакция, протекающая через несколько элементарных стадий.  Механизм этого процесса (совокупность последовательности элементарных стадий) - цепной разветвленный.   

Начинается процесс со стадии зарождения цепи (элементарная реакция), в которой образуются свободные радикалы – реакционноспособные частицы, имеющие неспаренный электрон:

Н₂ + О₂ → НОО ∙ + ∙ Н                                                                            (2)

Затем идут реакции продолжения и разветвления цепи:

Н ∙ + О₂ → НО ∙ + ∙О∙                                                                             (3)

Н₂ + ∙О∙ →НО∙ + ∙Н                                                                               (4)

НО∙ + Н₂ → Н₂О + ∙Н                                                                             (5)

НО∙ + Н∙ + М → Н₂О + М*                                                                        (6)

В реакции (3) одна активная частица образует две новых, поэтому данная реакция   является реакцией разветвления цепи.

Благодаря разветвлению происходит увеличение числа активных частиц. Каждая новая активная частица начинает новую цепь.  Потому правильнее было бы говорить об увеличении количества цепей в результате разветвления, то есть о лавинообразном ускорении реакции.

Еще более наглядно механизм реакции горения водорода представлен на рисунке 1.

Рисунок 1. Модель радикальной разветвленной химической реакции горения водорода. Цифры показывают количество образующихся активных частиц

Реакция может продолжаться до полного исчезновения реагирующих веществ, но может оборваться в результате соединения (рекомбинации) радикалов и «гибели» активных частиц, уравнение (6).  В этом уравнении М, М* - обозначение молекул, которые не претерпевают химических превращений, но выполняют функцию поглотителя энергии, выделяющейся при рекомбинации радикалов (это могут быть молекулы вещества стенки реакционного сосуда).

В зависимости от числа частиц, участвующих в элементарной стадии, реакции могут быть моно-, би- и тримолекулярными. Вероятность тримолекулярных реакций очень мала по сравнению с би- и мономолекулярными, так как мала вероятность одновременного столкновения трех частиц. Уравнения (2)-(6) – наглядно демонстрируют понятие молекулярности реакции.

Все стадии процесса горения водорода, кроме стадии обрыва цепи, являются бимолекулярными реакциями. Стадия обрыва цепи – тримолекулярная реакция. Мономолекулярные реакции – это реакции разложения или перегруппировки, где в элементарной стадии происходит преобразование одной молекулы.

Осуществить контролируемое протекание реакции горения водорода можно в газовой горелке, где газовыми кранами регулируются потоки реагирующих веществ. Смесь водорода и кислорода – гремучий газ, может неконтролируемо взорваться от зажженной спички или искры.       

Наглядные модели иллюстрируют и количественную зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ, особенностей их преобразований в процессе превращения, от температуры.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагентов (закон действующих масс) иллюстрируется схемой числа столкновений частиц в зависимости от их количества в зоне столкновения для бимолекулярной реакции (Рисунок 2)

А + ВС → продукты реакции.

Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

w = C(A)∙C(BC),                                                                    (7)

где С(А) и С(ВC) – концентрации реагирующих веществ.

Рисунок 2. Модель подсчета числа столкновений реагентов А и ВС, способных привести к химической реакции

Но не всякое столкновение частиц реагирующих веществ приводит к образованию продукта реакции и, следовательно, влияет на скорость реакции. Необходимо учитывать эффективность столкновения микрочастиц, которая связана со строением молекул и энергией их движения. В уравнении (7) появляется параметр k – константа скорости.

w = k C(A)∙C(BC)                                                                     (8)

Константа скорости представляет собой скорость реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Уравнение (8) называется кинетическим уравнением.

Если реакция не бимолекулярная, и уравнение её выглядит так:

aА + b BC → продукты,                                                             (9)

то значения концентраций реагирующих веществ возводятся в степени стехиометрических коэффициентов:

w = k C^a(A)∙C^b(BC)                                                                (10)

Такой вид уравнения связан с учетом вероятностей независимых событий: нахождения рядом в области реакции молекул веществ А и ВС.

Если реакция сложная, то её скорость будет определяться самой медленной (лимитирующей) стадией, другие стадии могут вносить какой-то несущественный, но всё же свой вклад. Кинетическое уравнении в этих случаях находят экспериментальным путем. Кинетическое уравнение будет выглядеть так:

w = k Cⁿ(A)∙C^m(BC)                                                                (11)

Константа скорости k зависит от природы реакции, механизма её протекания и от температуры. Эта зависимость отражена в уравнении Аррениуса (12)

k = k₀                                                                    (12)

где, k₀ – предэкспоненциальный множитель; Ea – энергия активации реакции; Т – температура; R – универсальная газовая постоянная.

Физический смысл энергии активации определяют как энергетический барьер реакции и как меру чувствительности реакции к изменению температуры.

В любом химическом превращении происходит разрушение химических связей в молекулах реагирующих веществ за счет их соударения. Для этого частицам требуется значительная кинетическая энергия.  

Минимальное превышение над средней кинетической энергией движения молекул, достаточное для того, чтобы столкнувшиеся молекулы прореагировали, называется энергией активации реакции.

Энергетический профиль реакции (Рисунок 3) наглядно демонстрирует физический смысл этого параметра как барьера.

Рисунок 3. Энергетический профиль реагирующей системы; Е – активационный барьер; ΔНr – изменение энтальпии реакции

Эффективным столкновение молекул, способных преодолеть энергетический барьер, будет, если эти частицы столкнутся реакционными центрами: теми функциональными группами или связями, которые разрушаются в ходе реакции. Вероятность такого столкновения отражается в уравнении Арениуса присутствием предэкспоненциального множителя k₀.

Учитывая все факторы, влияющие на скорость реакции, кинетическое уравнение сложной реакции выглядит так (12):

w = k₀  Cⁿ(A)∙C^m(BC)                                                             (13)

Анализируя это уравнение, становится понятным, что чем ниже величина энергии активации, тем слабее изменение температуры будет влиять на скорость.

Применение наглядных моделей в изучении химической кинетики позволяет учащимся понять физический смысл развития химических реакций во времени. Химическая реакция протекает, если она «разрешена» с точки зрения термодинамики, но если скорость её равна нулю, то наблюдаемых изменений веществ не будет. Анализ математических закономерностей влияния различных факторов на скорость реакции позволяет сделать выводы о направлениях воздействия на химическую систему для получения желаемого результата.

Список литературы

1. Выготский Л.С. Мышление и речь. – М.: Лабиринт,1999. – 352 с.
2. Загашев И.О., Заир-Бек С.И. Критическое мышление: технология развития. – СПб: Альянс «Дельта», 2003. – 284 с.
3. Эткинс П. Физическая химия. Т.2. М.: «Мир», 1980. – 583 с.
4. Яблоков В.А. , Захарова О.М. Системная организация содержания обучения химии // Universum: Психология и образование: электрон. научн. журн. 2016. № 5 (23). – Режим доступа: URL:https://7universum.com/ru/psy/archive/item/3174 (дата обращения 23.02.23).
5. Яблоков В.А., Захарова О.М. Наглядные модели в химической термодинамике // Universum: Психология и образование: электрон. научн. журн. 2018. № 4(46). – Режим доступа: URL:http://7universum.com/ru/psy/archive/item/5661 (дата обращения 24.02.2023).
6. Яблоков В.А., Яблокова Н.В. Краткий курс физической химии: учебное пособие / – М.: Триумф, 2019. – 285 с.