Химияда жүйе деп ойша кеңістіктен бөлініп алынған, затпен не өзара бір-бірімен әрекеттесетін заттармен толтырылған бөлігін айтады. Гомогенді не гетерогенді жүйе болады. Гетерогенді жүйе екі, не бірнеше бөлімнен тұрады, ол бөлімдердің физикалық және химиялық қасиеттерінің айырмашылығы болады, беттері ғана жанасады, бір-бірімен араласпайды (мұз, су). Гетерогенді жүйенің басқа бөлімдерімен араласпай тұрған біртекті бөлімі фаза деп аталады. Сонда, гомогенді жүйе бір фазалы, гетерогенді жүйе екі не көп фазалы болады. Химиялық реакциялар жылдамдығына көптеген факторлар әсер етеді, негізгілері – реагенттердің концентрациясы және физикалық күйі, температура және катализаторлар қатысуы. Химиялық реакциялар жылдамдығы әр түрлі болады. Кейбіреулері өте тез өтеді, кей реакциялар айлар, жылдар, ғасырлар бойы жүреді (геохимиялық реакциялар). Химиялық реакциялардың жылдамдығы да уақытпен өлшенеді. Химиялық реакциялар кезінде реакцияға түсетін заттардың концентрациялары өзгереді. Гомогенді (гетерогенді) реакциялар жылдамдығы – процесс кезінде реакцияға түсетін не түзілетін заттардың белгілі (кесімді) уақыт ішінде (секунд, сағат, жыл) көлем бірлігіндегі (қатты заттың бет бірлігіндегі не масса не көлем бірлігіндегі) мөлшері (концентрацияларының өзгерісі): υ = ▲n/V▲t, υ = ▲n/S▲t, n – зат мөлшері, υ = с2 – с1/t2 − t1 = ±▲с/▲t. Жылдамдықты алғашқы заттардың концентрациясының азайуымен есептесе, онда минус мәні қойылады. Химиялық реакциялардың жылдамдығына температура, реакцияға түсетін заттардың концентрациясы және катализатор әсерін зеттейтін ғылым – химиялық кинетика деп аталады. Реакциялардың кинетикасын зерттеудің теориялық та, практикалық та маңызы зор. Теориялық мәні – заттың құрылысы мен химиялық байланысы энергетикалық сипаттамаларының сол заттың реакцияласу қабілетіне тигізетін әсерін ашады, 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.
Температура әсері. Заттардың әрекеттесу үшін олардың молекулалары кездесіп, түйісуі керек. Температураны көтергенде молекулалардың қозғалыс жылдамдығы артады, олардың кездесуі де артады. Тәжірибе жүзінде температураны 10° өсіргенде реакцияның жылдамдығы 2-4 есе артатындығы анықталған (Вант-Гофф ережесінің дұрыстығы дәлелденген):
υТ2 = υТ1 γТ2 – Т1/10, мұндағы γ – температуралық коэффициент, көптеген реакциялар үшін 2 – 4 арасында болады.
1-мысал: γ = 2,8 болса, температураны 20-дан 75°С-қа дейін көтерсе, реакция жылдамдығы неше есе артатынын есептеу керек.
Шешуі: Т2 – Т1 = 55°С, сонда υ2/ υ1 = 2,855/10 = 2,85,5, lg υ2/ υ1 = 5,5lg2,8 = 5,5×0.447 = 2,458, одан υ2/ υ1 = 287, яғни реакция жылдамдығы 287 есе артады. Реакция молекулалар түйіскен сайын жүрмейді, тек актив молекулалар ғана, яғни энергия қоры көп болатын молекулалар әрекеттеседі. Заттардағы актив молекулалар саны сол заттың қасиетіне байланысты, температураны көтергенде жалпы молекулалардың кинетикалық энергиясы өседі, сонда актив молекулалар саны да артады, молекулалардың түйісуі де көбейеді, сондықтан реакция жылдамдығы да артады. Реакцияға түсетін заттардың бір моліндегі молекулалардың барлығын актив молекулаға айналдыру үшін жұмсалатын энергияны активтендіру энергиясы деп атайды, оны кДж/моль бірлігімен көрсетеді. Бұл энергия көп болған сайын, ондай энергиясы бар актив молекулалар аз болады, сондықтан реакция баяу жүреді. Реакция жылдамдығы константасының активтендіру энергиясына (Еа) байланыстылығын Аррениус теңдеуі арқылы көрсетуге болады: k = Z.P∙e-E a/ RT, мұндағы Z – көлем бірлігінде бір секундта соқтығысатын молекулалар саны. Активтену энергиясы теңдеуде дәреже көрсеткішінде тұрғандықтан, оның азғана ғана азаюы реакция жылдамдығын бірсыпыра жоғарылатады.
2-мысал: катализатор қатысынсыз жүрген реакцияның активтену энергиясы 75,24кДж/моль болса, катализатор қатысында – 50,14кДж/моль болған. Реакция 25°С температурада катализатор қатысында жүргенде жылдамдығы неше есе артады? Шешуі: катализатор қатысынсыз активтену энергиясы Еа, катализатор қатысында – Е¢а деп белгіленсе, сәйкесінше реакция жылдамдығының константалары k және k¢. Аррениус теңдеуін пайдаланып:
k¢/k = e- E a¢ /RT/e- Ea / RT = e ( Ea - E¢ a) /RT
деп жазсақ, одан lg k¢/k = Ea − E¢a/2,30 RT, бұл теңдеудегі энергияны джоульмен алып, Т = 298К десе,
lg k¢/k = (75,24 – 50,14)×103/2,30 ×8,314 ×298 = 4,40,
сонда k¢/k = 2,5 ×104 болады. Сонымен, активтену энергиясын 25,1кДж азайтса, реакция жылдамдығы 25 мың есе көбейеді.
Концентрацияның әсері. Химиялық реакциялар тез жүруі үшін түйісетін молекулалар саны көп болуы керек, яғни концентрацияны өсіру керек. Реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентрацияларының әсерін зерттеген Норвегияның екі ғалымы Гульдберг және Вааге 1867 жылы мынадай қорытындыға келген: химиялық реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал болады, оны әрекеттесуші массалар заңы деп атайды. Егер химиялық реакциялар жалпы түрде былай жүрсе: аА + bВ = сС + ▲▲, молярлы концентрация С деп белгіленсе, υ = kCAa ×CBb, мұндағы k – пропорционалдық коэффициент, реакция жылдамдығының константасы деп аталады. Егер реакцияға қатты зат қатысатын болса, олар барлық массасымен емес, тек сыртқы бетімен ғана реакцияласады, сондықтан реакцияның жылдамдығын анықтағанда оның концентрациясы есепке алынбайды; газ және еріген заттардың концентрациясы ғана есептеледі. Мысалы, С + СО2 = 2СО, υ = kCСО2 және Ғе2О3 + 3Н2 = 2Ғе + 3Н2О, υ = kCН2 .
Егер реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болса, онда υ = k, яғни жылдамдық константасының физикалық мәні – реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болғандағы реакция жылдамдығы. k әрекеттесетін заттардың концентрациясына тәуелді емес, тек оның табиғатына және температураға тәуелді. Газ тәріздес заттар әрекеттескенде қысым қанша рет өссе не азайса, концентрация да сонша рет өседі не кемиді, олай болса, реакция жылдамдығы қысымға тәуелді.
Катализатордың әсері. Катализаторлар – реакцияның жылдамдығын өзгертіп, бірақ реакция нәтижесінде өздері химиялық өзгермей қалатын заттар.
Катализаторлар реакция жылдамдығын миллион есеге дейін өсіре алады. Әрбір реакцияға өзіне тән катализаторлары да болады, олар басқа реакцияларға әсер етпеулері де мүмкін. Мысалы, катализатор ретінде АІ2О3 алынса, этил спиртінен этилен алынады, ал фосфор қышқылы катализатор болса – диэтил эфирі алынады.
Катализатор ролі – актив молекулалар саны артады және активтендіру энергиясы кемиді, яғни реакцияға түсетін заттардың молекулаларының байланысын әлсіретеді. Катализаторлар қатты, сұйық, газ күйінде де болады. Реакция жылдамдығын баяулататын қасиеті бар заттар да болады, оларды кері катализатор-ингибитор деп атайды. Катализатор әсерінен жылдамдығы өзгеретін процестерді каталитикалық процесс – катализ деп атайды. Гомогенді және гетерогенді катализ болады. Катализатор да, реакцияласушы заттар да бір фазада болса, гомогенді катализ; катализатор мен реакцияласушы заттар әр түрлі фазада болса, гетерогенді катализ болады.
Гомогенді катализдегі катализатордың әсері аралық қосылыстар түзілуі арқылы (активті комплекс, тұрақсыз қосылыс, ол реакцияласатын молекулалардың активтену энергиясын төмендетеді, яғни молекулалар байланысын әлсіретеді) түсіндіріледі.
Гетерогенді катализде катализатордың әсері адсорбция арқылы, яғни реакцияласушы заттардың молекулаларын катализатор өз бетіне жинап сіңіруі арқылы түсіндіріледі. Адсорбция әсерінен катализатордың бетінде реакцияласушы заттар молекулаларының концентрациясы өседі, сондықтан молекулалардың өзара соқтығысуы артады, сонда реакция жылдамдығы жоғарылайды.
Катализатор қатысымен жүретін процестер жаратылыста да, өнеркәсіпте де өте көп. Тірі организмде болатын көптеген процестер ферменттер (органикалық катализаторлар) қатысында жүреді.
Толығырақ: http://ebooks.semgu.kz/content.php?cont=d;1783
