Home  / Учебник ОБЩАЯ ХИМИЯ / Глава 5. Химические реакции

Глава 5. Химические реакции

Глава 5.1.Краткий исторический обзор

Химическая реакция - это процесс, превращения одних веществ в другие.
Что заставляет частицы различных веществ реагировать друг с другом, разрушая  химические связи? На первый взгляд, ответ на этот важный вопрос логично искать, отталкиваясь от достижений науки о движении молекул - молекулярно-кинетической теории (МКТ), начала которой изучают в школьном курсе физики.
Так химики и делали на протяжении многих лет. В 1868 г. Лотар Мейер заявил: «Химические явления должны рассматриваться, как если бы они были проблемами механики». Это заявление служит эпиграфом к главе «Скорость и механизмы химических реакций» в книге Ричарда Е. Дикерсона, Гарри Б. Грея и Гилберта P. Хейта, мл. «Основные законы химии» (М., Мир, 1982).

§ 5.1.1 Теория активных столкновений

Одной из первых теорий, объясняющей механизм химических реакций была теория активных столкновений. Эта теория считала, что химическая реакция является результатом столкновения взаимодействующих частиц. Шведский физико-химик Сванте Аррениус  предположил, что взаимодействуют лишь частицы, обладающие избыточной энергией.
Аррениус вывел закономерность, по которой скорость химической реакции зависит от температуры в виде следующего уравнения:

 W = A^.exp[-E/(RT)],                                                                                  (5.1.2)

где А - множитель, отражающий количество соударений реагентов (активных столкновений), которое приводит к химической реакции между ними.
В реакцию вступают не все частицы системы, а лишь те, которые обладают некоторой избыточной энергией, по сравнению со средней энергией остальных частиц. В противном случае все реакции протекали бы со взрывом. Аррениус назвал эту избыточную энергию - энергией активации.

Максвелл (в 1859 году) и Больцман (в 1869-71) открыли одну из важнейших закономерностей молекулярной физики и физики вообще, связав энергию молекулы с температурой:

N_E = N₀^.exp[-E/(RT)],                                                                              (5.1.1)

где  N_E - доля молекул с энергией E, N₀  - общее количество молекул в изучаемой системе, T - температура, R - универсальная газовая постоянная.         
Закон Максвелла-Больцмана показывает распределение молекул по энергиям их движения в идеальном газе. Он был выведен теоретически и подтвержден большим количеством экспериментов.

Таким образом, экспериментально найденная зависимость скорости реакции от температуры была подтверждена законом распределения молекул по энергиям. Это удивительное совпадение и логическое объяснение одного итого же явления двумя независимыми науками выдвинуло теорию активных столкновений в ранг классических научных теорий. 

Основа теории активных столкновений:
Для того чтобы произошла химическая реакция, молекулы реагентов должны:
1) столкнуться;
2) обладать достаточной энергией - энергией активации;
3) иметь благоприятную ориентацию для скорейшего взаимодействия друг с другом.

Энергии активации по ТАС  должна по своему значению быть близкой к энергии связи в молекуле, которая разрушается в ходе химической реакции. Так и получилось в первых кинетических экспериментах, образцом здесь стала реакция взаимодействия газообразных йода и водорода. Однако во многих других газофазных реакциях этого не наблюдалось.
Стали учитывать не только поступательную, но и вращательную, а также колебательную составляющую энергии молекулы. Но в большинстве случаев и здесь результаты расчета и эксперимента серьезно расходились.
Так, например, для реакции взаимодействия атома водорода с молекулой водорода:

H• + H-H⇄ H-H + H•

экспериментально определенная энергия активации составила менее 40 кДж/моль, тогда как энергия связи в молекуле водорода на порядок больше - 400 кДж/моль. А расчетная величина скорости отличается от экспериментальной более чем на 20 (!) порядков.
Таким образом, теория активных столкновений установила связь между скоростью химической реакции, размером молекул, энергией их поступательного движения, частотой столкновений, но не объясняет, почему энергия молекулы, необходимая для вступления в реакцию (энергия активации), обычно намного меньше энергии химической связи, которую нужно разорвать, для того чтобы реакция произошла.

 Теория активных столкновений 
 Теория переходного состояния  >>
 Проблемы химической кинетики >>
Как протекают химические реакции >>
 Реакции с участием радикалов >>
 Реакции с участием ионов >>
Энергетический анализ взаимодействия активной частицы с молекулой >>
 Реакции с участием растворителей >>
 О взаимодействии насыщенных молекул >>
 Основные положения теории элементарных взаимодействий >>
Экспериментальное подтверждение теории элементарных взаимодействий >>
Катализ >>