Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, συμπεριλαμβανομένης της φύσης των αντιδρώντων, της συγκέντρωσης των αντιδρώντων, της θερμοκρασίας και της παρουσίας καταλυτών. Ας εξετάσουμε αυτούς τους παράγοντες.

1). Φύση των αντιδρώντων. Εάν υπάρχει αλληλεπίδραση μεταξύ ουσιών με ιοντικό δεσμό, τότε η αντίδραση προχωρά ταχύτερα από ότι μεταξύ ουσιών με ομοιοπολικό δεσμό.

2.) Συγκέντρωση αντιδρώντων. Για να πραγματοποιηθεί μια χημική αντίδραση, τα μόρια των ουσιών που αντιδρούν πρέπει να συγκρούονται. Δηλαδή, τα μόρια πρέπει να έρχονται τόσο κοντά το ένα στο άλλο, ώστε τα άτομα του ενός σωματιδίου να βιώνουν τη δράση των ηλεκτρικών πεδίων του άλλου. Μόνο στην περίπτωση αυτή θα είναι δυνατές οι μεταπτώσεις ηλεκτρονίων και οι αντίστοιχες αναδιατάξεις των ατόμων, με αποτέλεσμα να σχηματίζονται μόρια νέων ουσιών. Έτσι, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων είναι ανάλογος με τον αριθμό των συγκρούσεων που συμβαίνουν μεταξύ των μορίων και ο αριθμός των συγκρούσεων, με τη σειρά του, είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Βασισμένοι σε πειραματικό υλικό, οι Νορβηγοί επιστήμονες Guldberg και Waage και, ανεξάρτητα από αυτούς, ο Ρώσος επιστήμονας Beketov το 1867 διατύπωσαν τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - νόμος της μαζικής δράσης(ZDM): σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών προς την ισχύ των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Για τη γενική περίπτωση:

ο νόμος της μαζικής δράσης έχει τη μορφή:

Η καταγραφή του νόμου της δράσης της μάζας για μια δεδομένη αντίδραση ονομάζεται βασική κινητική εξίσωση της αντίδρασης. Στη βασική κινητική εξίσωση, k είναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης, η οποία εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία.

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Κατά τη διάρκεια τέτοιων αντιδράσεων, τα προϊόντα τους, καθώς συσσωρεύονται, αντιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν τις αρχικές ουσίες:

Ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης:

Ταχύτητα ανάδρασης:

Τη στιγμή της ισορροπίας:

Ως εκ τούτου, ο νόμος της δράσης της μάζας σε κατάσταση ισορροπίας παίρνει τη μορφή:

όπου Κ είναι η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης.

3) Επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων, κατά κανόνα, αυξάνεται κατά την υπέρβαση της θερμοκρασίας. Ας το εξετάσουμε χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με το οξυγόνο.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Στους 20 0 C, ο ρυθμός αντίδρασης είναι πρακτικά μηδενικός και θα χρειαστούν 54 δισεκατομμύρια χρόνια για να προχωρήσει η αλληλεπίδραση κατά 15%. Στους 500 0 C, θα χρειαστούν 50 λεπτά για να σχηματιστεί νερό και στους 700 0 C η αντίδραση συμβαίνει αμέσως.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται ο κανόνας του van't Hoff: με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 o, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2–4 φορές. Ο κανόνας του Van't Hoff είναι γραμμένος:

4) Επίδραση καταλυτών. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων μπορεί να ελεγχθεί χρησιμοποιώντας καταλύτες– ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό μιας αντίδρασης και παραμένουν μετά την αντίδραση σε αμετάβλητες ποσότητες. Η αλλαγή του ρυθμού μιας αντίδρασης παρουσία καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Διακρίνω θετικός(η ταχύτητα της αντίδρασης αυξάνεται) και αρνητικός(ο ρυθμός αντίδρασης μειώνεται) κατάλυση. Μερικές φορές ένας καταλύτης σχηματίζεται κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης· τέτοιες διαδικασίες ονομάζονται αυτοκαταλυτικές. Υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς κατάλυση.

Στο ομοιογενήςΣτην κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια φάση. Για παράδειγμα:

Στο ετερογενήςΣτην κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Για παράδειγμα:

Η ετερογενής κατάλυση σχετίζεται με ενζυματικές διεργασίες. Όλες οι χημικές διεργασίες που συμβαίνουν στους ζωντανούς οργανισμούς καταλύονται από ένζυμα, τα οποία είναι πρωτεΐνες με ορισμένες εξειδικευμένες λειτουργίες. Σε διαλύματα στα οποία λαμβάνουν χώρα ενζυματικές διεργασίες, δεν υπάρχει τυπικό ετερογενές περιβάλλον, λόγω της απουσίας μιας σαφώς καθορισμένης διεπαφής φάσης. Τέτοιες διαδικασίες αναφέρονται ως μικροετερογενής κατάλυση.

Θέματα του κωδικοποιητή Ενιαίου Κράτους Εξετάσεων:Ταχύτητα αντίδρασης. Η εξάρτησή του από διάφορους παράγοντες.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης δείχνει πόσο γρήγορα συμβαίνει μια συγκεκριμένη αντίδραση. Η αλληλεπίδραση συμβαίνει όταν τα σωματίδια συγκρούονται στο διάστημα. Σε αυτή την περίπτωση, η αντίδραση δεν συμβαίνει σε κάθε σύγκρουση, αλλά μόνο όταν το σωματίδιο έχει την κατάλληλη ενέργεια.

Ταχύτητα αντίδρασης – ο αριθμός των στοιχειωδών συγκρούσεων αλληλεπιδρώντων σωματιδίων που καταλήγουν σε χημικό μετασχηματισμό ανά μονάδα χρόνου.

Ο προσδιορισμός του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης σχετίζεται με τις συνθήκες υπό τις οποίες διεξάγεται. Αν η αντίδραση ομοιογενής– δηλ. τα προϊόντα και τα αντιδραστήρια βρίσκονται στην ίδια φάση - τότε ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης ορίζεται ως η μεταβολή της ουσίας ανά μονάδα χρόνου:

υ = ΔC / Δt.

Εάν τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις και η σύγκρουση των σωματιδίων συμβαίνει μόνο στο όριο της φάσης, τότε η αντίδραση ονομάζεται ετερογενήςκαι η ταχύτητά του καθορίζεται από την αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα επιφάνειας αντίδρασης:

υ = Δν / (S·Δt).

Πώς να κάνετε τα σωματίδια να συγκρούονται πιο συχνά, δηλ. Πως αύξηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης?

1. Ο ευκολότερος τρόπος είναι η αύξηση θερμοκρασία . Όπως πιθανότατα γνωρίζετε από το μάθημα της φυσικής, η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο της μέσης κινητικής ενέργειας κίνησης των σωματιδίων μιας ουσίας. Αν αυξήσουμε τη θερμοκρασία, τότε τα σωματίδια οποιασδήποτε ουσίας αρχίζουν να κινούνται πιο γρήγορα και, ως εκ τούτου, συγκρούονται πιο συχνά.

Ωστόσο, όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κυρίως λόγω του γεγονότος ότι αυξάνεται ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων που μπορούν να ξεπεράσουν το ενεργειακό φράγμα της αντίδρασης αυξάνεται απότομα. Αν χαμηλώσουμε τη θερμοκρασία, τα σωματίδια αρχίζουν να κινούνται πιο αργά, ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων μειώνεται και ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων ανά δευτερόλεπτο μειώνεται. Ετσι, Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται και όταν η θερμοκρασία μειώνεται, μειώνεται..

Σημείωση! Αυτός ο κανόνας λειτουργεί το ίδιο για όλες τις χημικές αντιδράσεις (συμπεριλαμβανομένων των εξώθερμων και των ενδόθερμων). Ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανεξάρτητος από τη θερμική επίδραση. Ο ρυθμός των εξώθερμων αντιδράσεων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και μειώνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας. Ο ρυθμός των ενδόθερμων αντιδράσεων αυξάνεται επίσης με την αύξηση της θερμοκρασίας και μειώνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας.

Επιπλέον, τον 19ο αιώνα, ο Ολλανδός φυσικός Van't Hoff διαπίστωσε πειραματικά ότι οι περισσότερες αντιδράσεις αυξάνουν την ταχύτητά τους περίπου εξίσου (περίπου 2-4 φορές) όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 o C. Ο κανόνας του Van't Hoff ακούγεται ως εξής: μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 o C οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης κατά 2-4 φορές (αυτή η τιμή ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης γ). Η ακριβής τιμή του συντελεστή θερμοκρασίας προσδιορίζεται για κάθε αντίδραση.

εδώ v είναι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης,

Γ Α Και Γ Β — συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β, αντίστοιχα, mol/l

κ – συντελεστής αναλογικότητας, σταθερά ταχύτητας αντίδρασης.

Για παράδειγμα, για την αντίδραση σχηματισμού αμμωνίας:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ο νόμος της μαζικής δράσης μοιάζει με αυτό:

- πρόκειται για χημικές ουσίες που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση, αλλάζοντας την ταχύτητα και την κατεύθυνσή της, αλλά μη αναλώσιμοκατά τη διάρκεια της αντίδρασης (στο τέλος της αντίδρασης δεν αλλάζουν ούτε σε ποσότητα ούτε σε σύνθεση). Ένας κατά προσέγγιση μηχανισμός για τη λειτουργία ενός καταλύτη για μια αντίδραση τύπου Α + Β μπορεί να επιλεγεί ως εξής:

Α+Κ=ΑΚ

ΑΚ + Β = ΑΒ + Κ

Η διαδικασία αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης όταν αλληλεπιδρά με έναν καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Οι καταλύτες χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία όταν είναι απαραίτητο να αυξηθεί ο ρυθμός μιας αντίδρασης ή να κατευθυνθεί σε μια συγκεκριμένη διαδρομή.

Με βάση τη φάση φάσης του καταλύτη, διακρίνεται η ομογενής και η ετερογενής κατάλυση.

Ομοιογενής κατάλυση – αυτό συμβαίνει όταν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια φάση (αέριο, διάλυμα). Τυπικοί ομοιογενείς καταλύτες είναι τα οξέα και οι βάσεις. οργανικές αμίνες κ.λπ.

Ετερογενής κατάλυση - αυτό συμβαίνει όταν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Κατά κανόνα, οι ετερογενείς καταλύτες είναι στερεές ουσίες. Επειδή Η αλληλεπίδραση σε τέτοιους καταλύτες συμβαίνει μόνο στην επιφάνεια της ουσίας· μια σημαντική απαίτηση για τους καταλύτες είναι η μεγάλη επιφάνεια. Οι ετερογενείς καταλύτες χαρακτηρίζονται από υψηλό πορώδες, το οποίο αυξάνει την επιφάνεια του καταλύτη. Έτσι, η συνολική επιφάνεια ορισμένων καταλυτών φτάνει μερικές φορές τα 500 τετραγωνικά μέτρα ανά 1 g καταλύτη. Η μεγάλη επιφάνεια και το πορώδες εξασφαλίζουν αποτελεσματική αλληλεπίδραση με τα αντιδραστήρια. Οι ετερογενείς καταλύτες περιλαμβάνουν μέταλλα, ζεόλιθους - κρυσταλλικά ορυκτά της ομάδας αργιλοπυριτικών (ενώσεις πυριτίου και αλουμινίου) και άλλα.

Παράδειγμαετερογενής κατάλυση – σύνθεση αμμωνίας:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ως καταλύτης χρησιμοποιείται πορώδης σίδηρος με προσμίξεις Al 2 O 3 και K 2 O.

Ο ίδιος ο καταλύτης δεν καταναλώνεται κατά τη διάρκεια της χημικής αντίδρασης, αλλά άλλες ουσίες συσσωρεύονται στην επιφάνεια του καταλύτη, δεσμεύοντας τα ενεργά κέντρα του καταλύτη και εμποδίζοντας τη λειτουργία του ( καταλυτικά δηλητήρια). Πρέπει να αφαιρούνται τακτικά με αναγέννηση του καταλύτη.

Στις βιοχημικές αντιδράσεις, οι καταλύτες είναι πολύ αποτελεσματικοί - ένζυμα. Οι ενζυματικοί καταλύτες δρουν εξαιρετικά αποτελεσματικά και επιλεκτικά, με 100% επιλεκτικότητα. Δυστυχώς, τα ένζυμα είναι πολύ ευαίσθητα στην αυξημένη θερμοκρασία, την οξύτητα του περιβάλλοντος και άλλους παράγοντες, επομένως υπάρχουν ορισμένοι περιορισμοί για την εφαρμογή διεργασιών με ενζυματική κατάλυση σε βιομηχανική κλίμακα.

Οι καταλύτες δεν πρέπει να συγχέονται με εμπνευστέςδιαδικασία και αναστολείς. Για παράδειγμα, η υπεριώδης ακτινοβολία είναι απαραίτητη για την έναρξη της ριζικής αντίδρασης της χλωρίωσης μεθανίου. Αυτό δεν είναι καταλύτης. Ορισμένες ριζικές αντιδράσεις ξεκινούν από ρίζες υπεροξειδίου. Και αυτοί δεν είναι καταλύτες.

Αναστολείς- Πρόκειται για ουσίες που επιβραδύνουν μια χημική αντίδραση. Οι αναστολείς μπορούν να καταναλωθούν και να συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση. Στην περίπτωση αυτή, οι αναστολείς δεν είναι καταλύτες, αντιθέτως. Η αντίστροφη κατάλυση είναι κατ' αρχήν αδύνατη - η αντίδραση σε κάθε περίπτωση θα προσπαθήσει να ακολουθήσει την ταχύτερη διαδρομή.

5. Περιοχή επαφής αντιδρώντων ουσιών. Για ετερογενείς αντιδράσεις, ένας τρόπος για να αυξηθεί ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων είναι να αυξηθεί επιφάνειας αντίδρασης . Όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια επαφής των φάσεων αντίδρασης, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της ετερογενούς χημικής αντίδρασης. Ο ψευδάργυρος σε σκόνη διαλύεται πολύ πιο γρήγορα σε οξύ από τον κοκκώδη ψευδάργυρο της ίδιας μάζας.

Στη βιομηχανία, για να αυξήσουν την επιφάνεια επαφής των αντιδρώντων ουσιών, χρησιμοποιούν μέθοδος ρευστοποιημένης κλίνης. Για παράδειγμα, στην παραγωγή θειικού οξέος με τη μέθοδο του βρασμού γαϊδουριού, πυριτώνται.

6. Φύση των αντιδρώντων . Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων, αν και άλλα πράγματα είναι ίσοι, επηρεάζεται επίσης από τις χημικές ιδιότητες, δηλ. φύση των αντιδρώντων ουσιών. Λιγότερες δραστικές ουσίες θα έχουν υψηλότερο φράγμα ενεργοποίησης και θα αντιδρούν πιο αργά από τις περισσότερες δραστικές ουσίες. Οι πιο δραστικές ουσίες έχουν χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης και εισέρχονται σε χημικές αντιδράσεις πολύ πιο εύκολα και πιο συχνά.

Σε χαμηλές ενέργειες ενεργοποίησης (λιγότερες από 40 kJ/mol), η αντίδραση συμβαίνει πολύ γρήγορα και εύκολα. Ένα σημαντικό μέρος των συγκρούσεων μεταξύ σωματιδίων καταλήγει σε χημικό μετασχηματισμό. Για παράδειγμα, οι αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων συμβαίνουν πολύ γρήγορα υπό κανονικές συνθήκες.

Σε υψηλές ενέργειες ενεργοποίησης (πάνω από 120 kJ/mol), μόνο ένας μικρός αριθμός συγκρούσεων οδηγεί σε χημικό μετασχηματισμό. Ο ρυθμός τέτοιων αντιδράσεων είναι αμελητέος. Για παράδειγμα, το άζωτο πρακτικά δεν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο υπό κανονικές συνθήκες.

Σε μέσες ενέργειες ενεργοποίησης (από 40 έως 120 kJ/mol), ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι μέσος όρος. Τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν και υπό κανονικές συνθήκες, αλλά όχι πολύ γρήγορα, ώστε να μπορούν να παρατηρηθούν με γυμνό μάτι. Τέτοιες αντιδράσεις περιλαμβάνουν την αλληλεπίδραση νατρίου με νερό, την αλληλεπίδραση σιδήρου με υδροχλωρικό οξύ κ.λπ.

Οι ουσίες που είναι σταθερές υπό κανονικές συνθήκες έχουν συνήθως υψηλές ενέργειες ενεργοποίησης.

Μερικές χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν σχεδόν αμέσως (έκρηξη μίγματος οξυγόνου-υδρογόνου, αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων σε υδατικό διάλυμα), άλλες γρήγορα (καύση ουσιών, αλληλεπίδραση ψευδαργύρου με οξύ) και άλλες αργά (σκουριά σιδήρου, σήψη οργανικών υπολειμμάτων ). Είναι γνωστό ότι οι αντιδράσεις είναι τόσο αργές που ένα άτομο απλά δεν μπορεί να τις παρατηρήσει. Για παράδειγμα, η μετατροπή του γρανίτη σε άμμο και άργιλο συμβαίνει εδώ και χιλιάδες χρόνια.

Με άλλα λόγια, οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να συμβούν με διαφορετικές Ταχύτητα.

Τι είναι όμως αντίδραση ταχύτητας? Ποιος είναι ο ακριβής ορισμός αυτής της ποσότητας και, κυρίως, η μαθηματική έκφρασή της;

Ο ρυθμός μιας αντίδρασης είναι η μεταβολή της ποσότητας μιας ουσίας ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα όγκου. Μαθηματικά, αυτή η έκφραση γράφεται ως:

Οπου n 1 και n 2– ποσότητα ουσίας (mol) τη χρονική στιγμή t 1 και t 2, αντίστοιχα, σε ένα σύστημα όγκου V.

Ποιο σύμβολο συν ή πλην (±) θα εμφανιστεί μπροστά από την έκφραση της ταχύτητας εξαρτάται από το αν εξετάζουμε μια αλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας - ενός προϊόντος ή ενός αντιδραστηρίου.

Προφανώς, κατά τη διάρκεια της αντίδρασης καταναλώνονται αντιδραστήρια, δηλαδή μειώνεται η ποσότητα τους, επομένως, για τα αντιδραστήρια, η έκφραση (n 2 - n 1) έχει πάντα τιμή μικρότερη από το μηδέν. Δεδομένου ότι η ταχύτητα δεν μπορεί να είναι αρνητική τιμή, σε αυτήν την περίπτωση πρέπει να βάλετε ένα σύμβολο μείον μπροστά από την έκφραση.

Εάν κοιτάξουμε την αλλαγή στην ποσότητα του προϊόντος και όχι του αντιδρώντος, τότε το σύμβολο μείον δεν απαιτείται πριν από την έκφραση για τον υπολογισμό της ταχύτητας, καθώς η έκφραση (n 2 - n 1) σε αυτή την περίπτωση είναι πάντα θετική, επειδή η ποσότητα του προϊόντος ως αποτέλεσμα της αντίδρασης μπορεί μόνο να αυξηθεί.

Αναλογία ποσότητας ουσίας nστον όγκο στον οποίο βρίσκεται αυτή η ποσότητα της ουσίας ονομάζεται μοριακή συγκέντρωση ΜΕ:

Έτσι, χρησιμοποιώντας την έννοια της μοριακής συγκέντρωσης και τη μαθηματική της έκφραση, μπορούμε να γράψουμε μια άλλη επιλογή για τον προσδιορισμό του ρυθμού αντίδρασης:

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι η μεταβολή της μοριακής συγκέντρωσης μιας ουσίας ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης σε μία μονάδα χρόνου:

Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα αντίδρασης

Είναι συχνά εξαιρετικά σημαντικό να γνωρίζουμε τι καθορίζει την ταχύτητα μιας συγκεκριμένης αντίδρασης και πώς να την επηρεάσει. Για παράδειγμα, η βιομηχανία διύλισης πετρελαίου κυριολεκτικά παλεύει για κάθε επιπλέον μισό τοις εκατό του προϊόντος ανά μονάδα χρόνου. Άλλωστε, δεδομένης της τεράστιας ποσότητας πετρελαίου που επεξεργάζεται, ακόμη και το μισό τοις εκατό έχει μεγάλο οικονομικό ετήσιο κέρδος. Σε ορισμένες περιπτώσεις, είναι εξαιρετικά σημαντικό να επιβραδυνθεί κάποια αντίδραση, ιδιαίτερα η διάβρωση των μετάλλων.

Από τι εξαρτάται λοιπόν ο ρυθμός αντίδρασης; Εξαρτάται, παραδόξως, από πολλές διαφορετικές παραμέτρους.

Για να κατανοήσουμε αυτό το ζήτημα, πρώτα απ 'όλα, ας φανταστούμε τι συμβαίνει ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης, για παράδειγμα:

Η εξίσωση που γράφτηκε παραπάνω αντικατοπτρίζει τη διαδικασία κατά την οποία τα μόρια των ουσιών Α και Β, συγκρούοντας μεταξύ τους, σχηματίζουν μόρια των ουσιών C και D.

Δηλαδή, αναμφίβολα, για να γίνει η αντίδραση, είναι τουλάχιστον απαραίτητη η σύγκρουση των μορίων των αρχικών ουσιών. Προφανώς, αν αυξήσουμε τον αριθμό των μορίων ανά μονάδα όγκου, ο αριθμός των συγκρούσεων θα αυξηθεί με τον ίδιο τρόπο που θα αυξηθεί η συχνότητα των συγκρούσεων με επιβάτες σε ένα γεμάτο λεωφορείο σε σύγκριση με ένα μισοάδειο.

Με άλλα λόγια, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων.

Στην περίπτωση που ένα ή περισσότερα από τα αντιδρώντα είναι αέρια, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης, καθώς η πίεση ενός αερίου είναι πάντα ευθέως ανάλογη με τη συγκέντρωση των μορίων που το αποτελούν.

Ωστόσο, η σύγκρουση των σωματιδίων είναι απαραίτητη, αλλά καθόλου επαρκής συνθήκη για να συμβεί η αντίδραση. Το γεγονός είναι ότι, σύμφωνα με υπολογισμούς, ο αριθμός των συγκρούσεων των μορίων των αντιδρώντων ουσιών στην εύλογη συγκέντρωσή τους είναι τόσο μεγάλος που όλες οι αντιδράσεις πρέπει να συμβαίνουν σε μια στιγμή. Ωστόσο, στην πράξη αυτό δεν συμβαίνει. Τι συμβαίνει?

Το γεγονός είναι ότι δεν θα είναι απαραίτητα αποτελεσματική κάθε σύγκρουση μορίων αντιδραστηρίων. Πολλές συγκρούσεις είναι ελαστικές - τα μόρια αναπηδούν το ένα από το άλλο σαν μπάλες. Για να γίνει μια αντίδραση, τα μόρια πρέπει να έχουν επαρκή κινητική ενέργεια. Η ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχουν τα μόρια των ουσιών που αντιδρούν για να γίνει η αντίδραση ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης και συμβολίζεται ως Ε α. Σε ένα σύστημα που αποτελείται από μεγάλο αριθμό μορίων, υπάρχει κατανομή μορίων ανά ενέργεια, μερικά από αυτά έχουν χαμηλή ενέργεια, άλλα έχουν υψηλή και μέση ενέργεια. Από όλα αυτά τα μόρια, μόνο ένα μικρό κλάσμα των μορίων έχει ενέργεια μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης.

Όπως γνωρίζετε από ένα μάθημα φυσικής, η θερμοκρασία είναι στην πραγματικότητα ένα μέτρο της κινητικής ενέργειας των σωματιδίων που συνθέτουν μια ουσία. Δηλαδή, όσο πιο γρήγορα κινούνται τα σωματίδια που συνθέτουν μια ουσία, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία της. Έτσι, προφανώς, αυξάνοντας τη θερμοκρασία ουσιαστικά αυξάνουμε την κινητική ενέργεια των μορίων, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η αναλογία των μορίων με ενέργεια που υπερβαίνει το Ea και η σύγκρουσή τους να οδηγεί σε χημική αντίδραση.

Το γεγονός της θετικής επίδρασης της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης διαπιστώθηκε εμπειρικά από τον Ολλανδό χημικό Van't Hoff τον 19ο αιώνα. Με βάση την έρευνά του, διατύπωσε έναν κανόνα που εξακολουθεί να φέρει το όνομά του και έχει ως εξής:

Η ταχύτητα οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης αυξάνεται 2-4 φορές με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς.

Η μαθηματική αναπαράσταση αυτού του κανόνα γράφεται ως:

Οπου V 2Και V 1είναι η ταχύτητα σε θερμοκρασίες t 2 και t 1, αντίστοιχα, και γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης, η τιμή του οποίου τις περισσότερες φορές βρίσκεται στην περιοχή από 2 έως 4.

Συχνά η ταχύτητα πολλών αντιδράσεων μπορεί να αυξηθεί χρησιμοποιώντας καταλύτες.

Οι καταλύτες είναι ουσίες που επιταχύνουν την πορεία μιας αντίδρασης χωρίς να καταναλωθούν.

Πώς όμως οι καταλύτες αυξάνουν τον ρυθμό μιας αντίδρασης;

Ας θυμηθούμε για την ενέργεια ενεργοποίησης Ε α. Μόρια με ενέργεια χαμηλότερη από την ενέργεια ενεργοποίησης απουσία καταλύτη δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Οι καταλύτες αλλάζουν το μονοπάτι κατά μήκος του οποίου προχωρά μια αντίδραση, όπως ένας έμπειρος οδηγός θα δρομολογήσει μια αποστολή όχι απευθείας μέσα από ένα βουνό, αλλά με τη βοήθεια μονοπατιών παράκαμψης, με αποτέλεσμα ακόμη και εκείνοι οι σύντροφοι που δεν είχαν αρκετή ενέργεια για να ανέβουν βουνό θα μπορεί να μετακινηθεί στην άλλη πλευρά της.

Παρά το γεγονός ότι ο καταλύτης δεν καταναλώνεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, εν τούτοις συμμετέχει ενεργά σε αυτήν, σχηματίζοντας ενδιάμεσες ενώσεις με τα αντιδραστήρια, αλλά στο τέλος της αντίδρασης επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση.

Εκτός από τους παραπάνω παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό αντίδρασης, εάν υπάρχει διεπαφή μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών (ετερογενής αντίδραση), ο ρυθμός αντίδρασης θα εξαρτηθεί επίσης από την περιοχή επαφής των αντιδρώντων. Για παράδειγμα, φανταστείτε έναν κόκκο μετάλλου αλουμινίου που πέφτει σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα που περιέχει ένα υδατικό διάλυμα υδροχλωρικού οξέος. Το αλουμίνιο είναι ένα ενεργό μέταλλο που μπορεί να αντιδράσει με μη οξειδωτικά οξέα. Με το υδροχλωρικό οξύ, η εξίσωση της αντίδρασης έχει ως εξής:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Το αλουμίνιο είναι στερεό, που σημαίνει ότι η αντίδραση με το υδροχλωρικό οξύ γίνεται μόνο στην επιφάνειά του. Προφανώς, εάν αυξήσουμε το εμβαδόν της επιφάνειας τυλίγοντας πρώτα τον κόκκο αλουμινίου σε φύλλο αλουμινίου, θα παρέχουμε έτσι έναν μεγαλύτερο αριθμό ατόμων αλουμινίου διαθέσιμα για αντίδραση με το οξύ. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί. Ομοίως, η αύξηση της επιφάνειας ενός στερεού μπορεί να επιτευχθεί με άλεση σε σκόνη.

Επίσης, ο ρυθμός μιας ετερογενούς αντίδρασης στην οποία ένα στερεό αντιδρά με μια αέρια ή υγρή ουσία συχνά επηρεάζεται θετικά από την ανάδευση, η οποία οφείλεται στο γεγονός ότι ως αποτέλεσμα της ανάδευσης, τα συσσωρευμένα μόρια των προϊόντων της αντίδρασης απομακρύνονται από την αντίδραση. ζώνη και ένα νέο τμήμα μορίων αντιδραστηρίων «φέρεται».

Τέλος, πρέπει επίσης να σημειωθεί η τεράστια επίδραση στον ρυθμό αντίδρασης και στη φύση των αντιδραστηρίων. Για παράδειγμα, όσο χαμηλότερο είναι ένα αλκαλικό μέταλλο στον περιοδικό πίνακα, τόσο πιο γρήγορα αντιδρά με το νερό, το φθόριο, μεταξύ όλων των αλογόνων, αντιδρά πιο γρήγορα με το αέριο υδρογόνο κ.λπ.

Συνοψίζοντας όλα τα παραπάνω, η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από τους ακόλουθους παράγοντες:

1) συγκέντρωση αντιδραστηρίων: όσο υψηλότερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.

2) θερμοκρασία: με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός οποιασδήποτε αντίδρασης αυξάνεται.

3) περιοχή επαφής των αντιδραστηρίων: όσο μεγαλύτερη είναι η περιοχή επαφής των αντιδραστηρίων, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.

4) η ανάδευση, εάν συμβεί αντίδραση μεταξύ ενός στερεού και ενός υγρού ή αερίου, η ανάδευση μπορεί να την επιταχύνει.

Ρυθμός χημικής αντίδρασης- μεταβολή της ποσότητας μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα χώρου αντίδρασης.

Η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης επηρεάζεται από τους ακόλουθους παράγοντες:

• τη φύση των αντιδρώντων ουσιών·
• συγκέντρωση αντιδρώντων·
• επιφάνεια επαφής των αντιδρώντων ουσιών (σε ετερογενείς αντιδράσεις).
• θερμοκρασία;
• δράση των καταλυτών.

Θεωρία ενεργητικής σύγκρουσηςμας επιτρέπει να εξηγήσουμε την επίδραση ορισμένων παραγόντων στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Οι κύριες διατάξεις αυτής της θεωρίας:

• Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν συγκρούονται σωματίδια αντιδρώντων που έχουν συγκεκριμένη ενέργεια.
• Όσο περισσότερα είναι τα αντιδρώντα σωματίδια, όσο πιο κοντά είναι μεταξύ τους, τόσο πιο πιθανό είναι να συγκρουστούν και να αντιδράσουν.
• Μόνο οι αποτελεσματικές συγκρούσεις οδηγούν σε αντίδραση, δηλ. εκείνα στα οποία καταστρέφονται ή αποδυναμώνονται «παλιές συνδέσεις» και επομένως μπορούν να δημιουργηθούν «νέες». Για να γίνει αυτό, τα σωματίδια πρέπει να έχουν επαρκή ενέργεια.
• Η ελάχιστη περίσσεια ενέργειας που απαιτείται για την αποτελεσματική σύγκρουση των αντιδρώντων σωματιδίων ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης Εα.
• Η δραστηριότητα των χημικών ουσιών εκδηλώνεται στη χαμηλή ενέργεια ενεργοποίησης των αντιδράσεων που τις περιλαμβάνουν. Όσο μικρότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις μεταξύ κατιόντων και ανιόντων, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι πολύ χαμηλή, επομένως τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν σχεδόν αμέσως

Η επίδραση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων στον ρυθμό αντίδρασης

Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται. Για να συμβεί μια αντίδραση, δύο χημικά σωματίδια πρέπει να ενωθούν, επομένως ο ρυθμός της αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ τους. Η αύξηση του αριθμού των σωματιδίων σε έναν δεδομένο όγκο οδηγεί σε συχνότερες συγκρούσεις και σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Μια αύξηση στον ρυθμό αντίδρασης που λαμβάνει χώρα στην αέρια φάση θα προκύψει από μια αύξηση της πίεσης ή μια μείωση του όγκου που καταλαμβάνεται από το μείγμα.

Με βάση πειραματικά δεδομένα το 1867, οι Νορβηγοί επιστήμονες K. Guldberg και P. Waage, και ανεξάρτητα από αυτούς το 1865, ο Ρώσος επιστήμονας N.I. Ο Beketov διατύπωσε τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής, καθιερώνοντας εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων -

Νόμος της μαζικής δράσης (LMA):

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ουσιών που αντιδρούν, λαμβανόμενες σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους στην εξίσωση της αντίδρασης. (Η «αποτελεσματική μάζα» είναι συνώνυμο της σύγχρονης έννοιας της «συγκέντρωσης»)

aA +bB =cС +dD,Οπου κ– σταθερά ταχύτητας αντίδρασης

Το ZDM εκτελείται μόνο για στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα στάδιο. Εάν μια αντίδραση προχωρήσει διαδοχικά σε πολλά στάδια, τότε η συνολική ταχύτητα ολόκληρης της διαδικασίας καθορίζεται από το πιο αργό μέρος της.

Εκφράσεις για τους ρυθμούς διαφόρων τύπων αντιδράσεων

Το ZDM αναφέρεται σε ομοιογενείς αντιδράσεις. Εάν η αντίδραση είναι ετερογενής (τα αντιδραστήρια βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), τότε η εξίσωση ZDM περιλαμβάνει μόνο υγρά ή μόνο αέρια αντιδραστήρια και τα στερεά εξαιρούνται, επηρεάζοντας μόνο τη σταθερά ταχύτητας k.

Μοριακότητα της αντίδρασηςείναι ο ελάχιστος αριθμός μορίων που εμπλέκονται σε μια στοιχειώδη χημική διεργασία. Με βάση τη μοριακότητα, οι στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε μοριακές (A →) και διμοριακές (A + B →). οι τριμοριακές αντιδράσεις είναι εξαιρετικά σπάνιες.

Ρυθμός ετερογενών αντιδράσεων

• Εξαρτάται από επιφάνεια επαφής μεταξύ ουσιών, δηλ. σχετικά με τον βαθμό λείανσης των ουσιών και την πληρότητα της ανάμειξης των αντιδραστηρίων.
• Ένα παράδειγμα είναι η καύση ξύλου. Ένα ολόκληρο κούτσουρο καίγεται σχετικά αργά στον αέρα. Εάν αυξήσετε την επιφάνεια επαφής μεταξύ ξύλου και αέρα, χωρίζοντας το κούτσουρο σε ροκανίδια, ο ρυθμός καύσης θα αυξηθεί.
• Ο πυροφορικός σίδηρος χύνεται σε ένα φύλλο διηθητικού χαρτιού. Κατά τη διάρκεια της πτώσης, τα σωματίδια σιδήρου ζεσταίνονται και βάζουν φωτιά στο χαρτί.

Επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης

Τον 19ο αιώνα, ο Ολλανδός επιστήμονας Van't Hoff ανακάλυψε πειραματικά ότι με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 o C, οι ρυθμοί πολλών αντιδράσεων αυξάνονται κατά 2-4 φορές.

Ο κανόνας του Van't Hoff

Για κάθε 10 ◦ C αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Εδώ γ (ελληνικό γράμμα "γάμα") - ο λεγόμενος συντελεστής θερμοκρασίας ή συντελεστής van't Hoff, παίρνει τιμές από 2 έως 4.

Για κάθε συγκεκριμένη αντίδραση, ο συντελεστής θερμοκρασίας προσδιορίζεται πειραματικά. Δείχνει ακριβώς πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός μιας δεδομένης χημικής αντίδρασης (και η σταθερά του ρυθμού της) με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς.

Ο κανόνας του Van't Hoff χρησιμοποιείται για να προσεγγίσει τη μεταβολή της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση ή τη μείωση της θερμοκρασίας. Μια πιο ακριβής σχέση μεταξύ της σταθεράς ρυθμού και της θερμοκρασίας καθιερώθηκε από τον Σουηδό χημικό Svante Arrhenius:

Πως περισσότεροΕ μια συγκεκριμένη αντίδραση, λοιπόν πιο λιγο(σε μια δεδομένη θερμοκρασία) θα είναι η σταθερά ταχύτητας k (και η ταχύτητα) αυτής της αντίδρασης. Η αύξηση του Τ οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ρυθμού, αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε ταχεία αύξηση του αριθμού των «ενεργητικών» μορίων ικανών να ξεπεράσουν το φράγμα ενεργοποίησης Ea.

Επίδραση του καταλύτη στον ρυθμό αντίδρασης

Μπορείτε να αλλάξετε τον ρυθμό μιας αντίδρασης χρησιμοποιώντας ειδικές ουσίες που αλλάζουν τον μηχανισμό αντίδρασης και τον κατευθύνουν σε μια ενεργειακά πιο ευνοϊκή διαδρομή με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης.

Καταλύτες- πρόκειται για ουσίες που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση και αυξάνουν την ταχύτητά της, αλλά στο τέλος της αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες ποιοτικά και ποσοτικά.

Αναστολείς– ουσίες που επιβραδύνουν τις χημικές αντιδράσεις.

Η αλλαγή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ή της κατεύθυνσης της χρησιμοποιώντας έναν καταλύτη ονομάζεται κατάλυση .