Ķīmiskās reakcijas ātrums- vienas reaģējošās vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā reakcijas telpas vienībā.

Ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmē šādi faktori:

• reaģentu raksturs;
• reaģentu koncentrācija;
• reaģentu saskares virsma (neviendabīgās reakcijās);
• temperatūra;
• katalizatoru darbība.

Aktīvo sadursmju teorijaļauj izskaidrot dažu faktoru ietekmi uz ķīmiskās reakcijas ātrumu. Šīs teorijas galvenie noteikumi:

• Reakcijas notiek, kad saduras reaģentu daļiņas, kurām ir noteikta enerģija.
• Jo vairāk reaģenta daļiņu, jo tuvāk tās atrodas viena otrai, jo lielāka iespējamība, ka tās saduras un reaģēs.
• Tikai efektīvas sadursmes izraisa reakciju, t.i. tādas, kurās tiek iznīcinātas vai vājinātas "vecās saites" un tāpēc var veidoties "jaunas". Lai to izdarītu, daļiņām jābūt pietiekami daudz enerģijas.
• Tiek saukta minimālā liekā enerģija, kas nepieciešama efektīvai reaģentu daļiņu sadursmei aktivizācijas enerģija Ea.
• Ķimikāliju darbība izpaužas ar to iesaistīto reakciju zemo aktivācijas enerģiju. Jo zemāka ir aktivācijas enerģija, jo lielāks ir reakcijas ātrums. Piemēram, reakcijās starp katjoniem un anjoniem aktivācijas enerģija ir ļoti zema, tāpēc šādas reakcijas notiek gandrīz acumirklī.

Reaģentu koncentrācijas ietekme uz reakcijas ātrumu

Palielinoties reaģentu koncentrācijai, reakcijas ātrums palielinās. Lai uzsāktu reakciju, divām ķīmiskajām daļiņām ir jātuvojas viena otrai, tāpēc reakcijas ātrums ir atkarīgs no sadursmju skaita starp tām. Daļiņu skaita palielināšanās noteiktā tilpumā izraisa biežākas sadursmes un reakcijas ātruma palielināšanos.

Spiediena palielināšanās vai maisījuma aizņemtā tilpuma samazināšanās izraisīs gāzes fāzē notiekošās reakcijas ātruma palielināšanos.

Pamatojoties uz eksperimentālajiem datiem, 1867. gadā norvēģu zinātnieki K. Guldbergs un P Vāge un neatkarīgi no viņiem 1865. gadā krievu zinātnieks N.I. Beketovs formulēja ķīmiskās kinētikas pamatlikumu, kas nosaka reakcijas ātruma atkarība no reaģējošo vielu koncentrācijas -

Masu darbības likums (LMA):

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar to koeficientiem reakcijas vienādojumā. (“aktīvā masa” ir sinonīms mūsdienu jēdzienam “koncentrēšanās”)

aA +bB =cC +dd, kur k ir reakcijas ātruma konstante

ZDM veic tikai elementārām ķīmiskām reakcijām, kas notiek vienā posmā. Ja reakcija notiek secīgi vairākos posmos, tad visa procesa kopējo ātrumu nosaka tā lēnākā daļa.

Izteiksmes dažādu veidu reakciju ātrumiem

ZDM attiecas uz viendabīgām reakcijām. Ja reakcija ir neviendabīga (reaģenti ir dažādos agregācijas stāvokļos), tad MDM vienādojumā nonāk tikai šķidrie vai tikai gāzveida reaģenti, bet cietie tiek izslēgti, ietekmējot tikai ātruma konstanti k.

Reakcijas molekularitāte ir minimālais elementārā ķīmiskā procesā iesaistīto molekulu skaits. Pēc molekularitātes elementārās ķīmiskās reakcijas iedala molekulārajās (A →) un bimolekulārās (A + B →); Trimolekulāras reakcijas ir ārkārtīgi reti.

Neviendabīgu reakciju ātrums

• Atkarīgs no vielu saskares virsmas laukums, t.i. par vielu slīpēšanas pakāpi, reaģentu sajaukšanas pilnīgumu.
• Piemērs ir malkas dedzināšana. Vesels baļķis gaisā deg salīdzinoši lēni. Ja palielināsiet koksnes saskares virsmu ar gaisu, sadalot baļķi skaidās, degšanas ātrums palielināsies.
• Piroforu dzelzi ielej uz filtrpapīra loksnes. Rudens laikā dzelzs daļiņas sakarst un aizdedzina papīru.

Temperatūras ietekme uz reakcijas ātrumu

19. gadsimtā holandiešu zinātnieks Vants Hofs eksperimentāli atklāja, ka, temperatūrai paaugstinoties par 10 °C, daudzu reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes.

Vant Hofa likums

Ikreiz, kad temperatūra paaugstinās 10 ◦ C, reakcijas ātrums palielinās 2–4 reizes.

Šeit γ (grieķu burts "gamma") - tā sauktais temperatūras koeficients vai van't Hoff koeficients, ņem vērtības no 2 līdz 4.

Katrai konkrētai reakcijai temperatūras koeficientu nosaka empīriski. Tas precīzi parāda, cik reižu noteiktās ķīmiskās reakcijas ātrums (un tā ātruma konstante) palielinās ar katriem 10 grādiem, palielinoties temperatūrai.

Van't Hoff likumu izmanto, lai tuvinātu reakcijas ātruma konstantes izmaiņas ar temperatūras paaugstināšanos vai pazemināšanos. Precīzāku attiecību starp ātruma konstanti un temperatūru noteica zviedru ķīmiķis Svante Arrhenius:

Kā vairāk E specifiska reakcija, mazāk(noteiktā temperatūrā) būs šīs reakcijas ātruma konstante k (un ātrums). T pieaugums izraisa ātruma konstantes palielināšanos, tas izskaidrojams ar faktu, ka temperatūras paaugstināšanās izraisa strauju "enerģisko" molekulu skaita pieaugumu, kas spēj pārvarēt aktivācijas barjeru E a .

Katalizatora ietekme uz reakcijas ātrumu

Reakcijas ātrumu iespējams mainīt, izmantojot īpašas vielas, kas maina reakcijas mehānismu un virza to pa enerģētiski labvēlīgāku ceļu ar mazāku aktivācijas enerģiju.

Katalizatori- Tās ir vielas, kas piedalās ķīmiskajā reakcijā un palielina tās ātrumu, bet reakcijas beigās paliek nemainīgas kvalitatīvi un kvantitatīvi.

Inhibitori- Vielas, kas palēnina ķīmiskās reakcijas.

Ķīmiskās reakcijas ātruma vai tās virziena maiņu ar katalizatora palīdzību sauc katalīze .

USE kodifikatora tēmas:Ātruma reakcija. Tās atkarība no dažādiem faktoriem.

Ķīmiskās reakcijas ātrums norāda, cik ātri notiek reakcija. Mijiedarbība notiek, daļiņām saduroties telpā. Šajā gadījumā reakcija nenotiek katrā sadursmē, bet tikai tad, kad daļiņām ir atbilstoša enerģija.

Ātruma reakcija ir mijiedarbojošo daļiņu elementāru sadursmju skaits, kas beidzas ar ķīmisku transformāciju, laika vienībā.

Ķīmiskās reakcijas ātruma noteikšana ir saistīta ar tās īstenošanas nosacījumiem. Ja reakcija viendabīgs– t.i. produkti un reaģenti atrodas vienā fāzē - tad ķīmiskās reakcijas ātrumu definē kā vielas izmaiņas laika vienībā:

υ = ∆C / ∆t.

Ja reaģenti vai produkti atrodas dažādās fāzēs un daļiņu sadursme notiek tikai saskarnē, tad reakciju sauc neviendabīgs, un tā ātrumu nosaka vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā uz reakcijas virsmas vienību:

υ = Δν / (S Δt).

Kā panākt, lai daļiņas saduras biežāk, t.i. kā palielināt ķīmiskās reakcijas ātrumu?

1. Vienkāršākais veids ir palielināt temperatūra . Kā jūs noteikti zināt no fizikas kursa, temperatūra ir vielas daļiņu kustības vidējās kinētiskās enerģijas mērs. Ja mēs paaugstinām temperatūru, tad jebkuras vielas daļiņas sāk kustēties ātrāk un tāpēc biežāk saduras.

Tomēr, palielinoties temperatūrai, ķīmisko reakciju ātrums palielinās galvenokārt tāpēc, ka palielinās efektīvo sadursmju skaits. Paaugstinoties temperatūrai, strauji palielinās aktīvo daļiņu skaits, kas spēj pārvarēt reakcijas enerģijas barjeru. Ja pazemināsim temperatūru, daļiņas sāk kustēties lēnāk, aktīvo daļiņu skaits samazinās, un efektīvo sadursmju skaits sekundē samazinās. Pa šo ceļu, Temperatūrai paaugstinoties, ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās, un, temperatūrai pazeminoties, tas samazinās..

Piezīme! Šis noteikums darbojas vienādi visām ķīmiskajām reakcijām (ieskaitot eksotermiskās un endotermiskās). Reakcijas ātrums nav atkarīgs no termiskā efekta. Eksotermisko reakciju ātrums palielinās, palielinoties temperatūrai, un samazinās, pazeminoties temperatūrai. Endotermisko reakciju ātrums arī palielinās, palielinoties temperatūrai, un samazinās, pazeminoties temperatūrai.

Turklāt 19. gadsimtā holandiešu fiziķis van Hofs eksperimentāli atklāja, ka lielākā daļa reakciju palielinās aptuveni tādā pašā ātrumā (apmēram 2–4 reizes), temperatūrai paaugstinoties par 10 °C. Izklausās Vant Hofa noteikums. piemēram: temperatūras paaugstināšanās par 10 ° C palielina ķīmiskās reakcijas ātrumu 2–4 reizes (šo vērtību sauc par ķīmiskās reakcijas ātruma γ temperatūras koeficientu). Katrai reakcijai tiek noteikta precīza temperatūras koeficienta vērtība.

šeit v ir ķīmiskās reakcijas ātrums,

C A un C B — vielu A un B koncentrācijas attiecīgi mol/l

k ir proporcionalitātes koeficients, reakcijas ātruma konstante.

Piemēram, amonjaka veidošanās reakcijai:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Masu darbības likums izskatās šādi:

- tas ir ķīmiskās vielas piedaloties ķīmiskā reakcijā, mainot tās ātrumu un virzienu, bet nav iztērējams reakcijas laikā (reakcijas beigās tie nemainās ne daudzumā, ne sastāvā). Aptuvenu A + B tipa reakcijas katalizatora darbības mehānismu var attēlot šādi:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Tiek saukts reakcijas ātruma maiņas process, mijiedarbojoties ar katalizatoru katalīze. Katalizatorus plaši izmanto rūpniecībā, kad ir nepieciešams palielināt reakcijas ātrumu vai virzīt to pa noteiktu ceļu.

Pēc katalizatora fāzes stāvokļa izšķir viendabīgo un neviendabīgo katalīzi.

viendabīga katalīze - tas ir tad, kad reaģenti un katalizators atrodas vienā fāzē (gāze, šķīdums). Tipiski viendabīgi katalizatori ir skābes un bāzes. organiskie amīni utt.

neviendabīga katalīze - tas ir tad, kad reaģenti un katalizators atrodas dažādās fāzēs. Parasti neviendabīgi katalizatori ir cietas vielas. Jo mijiedarbība šādos katalizatoros notiek tikai uz vielas virsmas, svarīga prasība katalizatoriem ir liels virsmas laukums. Heterogēniem katalizatoriem ir raksturīga augsta porainība, kas palielina katalizatora virsmas laukumu. Tādējādi dažu katalizatoru kopējais virsmas laukums dažreiz sasniedz 500 kvadrātmetri uz 1 g katalizatora. Liels laukums un porainība nodrošina efektīvu mijiedarbību ar reaģentiem. Pie heterogēniem katalizatoriem pieder metāli, ceolīti - alumīnijasilikātu grupas kristāliskie minerāli (silīcija un alumīnija savienojumi) un citi.

Piemērs neviendabīga katalīze - amonjaka sintēze:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Kā katalizators tiek izmantots porains dzelzs ar Al 2 O 3 un K 2 O piemaisījumiem.

Pats katalizators ķīmiskās reakcijas laikā netiek patērēts, bet uz katalizatora virsmas uzkrājas citas vielas, kas saista katalizatora aktīvos centrus un bloķē tā darbību ( katalītiskās indes). Tie regulāri jānoņem, atjaunojot katalizatoru.

Katalizatori ir ļoti efektīvi bioķīmiskās reakcijās. fermenti. Fermentatīvie katalizatori darbojas ļoti efektīvi un selektīvi, ar selektivitāti 100%. Diemžēl fermenti ir ļoti jutīgi pret temperatūras paaugstināšanos, vidēju skābumu un citiem faktoriem, tāpēc pastāv vairāki ierobežojumi rūpnieciskā mērogā procesu īstenošanai ar fermentatīvo katalīzi.

Katalizatorus nedrīkst sajaukt ar iniciatori process un inhibitori. Piemēram, lai uzsāktu metāna hlorēšanas radikālu reakciju, nepieciešama ultravioletā apstarošana. Tas nav katalizators. Dažas radikālas reakcijas ierosina peroksīda radikāļi. Tie arī nav katalizatori.

Inhibitori ir vielas, kas palēnina ķīmisko reakciju. Inhibitorus var patērēt un piedalīties ķīmiskajā reakcijā. Šajā gadījumā inhibitori nav katalizatori, otrādi. Reversā katalīze principā nav iespējama - reakcija jebkurā gadījumā mēģinās iet pa ātrāko ceļu.

5. Reaģentu saskares zona. Neviendabīgām reakcijām viens no veidiem, kā palielināt efektīvu sadursmju skaitu, ir palielināt reakcijas virsmas laukums . Kā vairāk platības reaģējošo fāžu saskares virsma, jo lielāks ir neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrums. Cinka pulveris skābē izšķīst daudz ātrāk nekā tādas pašas masas granulēts cinks.

Rūpniecībā tie tiek izmantoti, lai palielinātu reaģentu saskares virsmas laukumu verdošā slāņa metode. Piemēram, sērskābes ražošanā ar viršanas slāņa metodi pirīts tiek grauzdēts.

6. Reaģentu raksturs . Ja citas lietas ir vienādas, ķīmisko reakciju ātrumu ietekmē arī Ķīmiskās īpašības, t.i. reaģentu raksturs. Mazāk aktīvām vielām būs augstāka aktivācijas barjera un tās reaģēs lēnāk nekā aktīvākas vielas. Aktīvākām vielām ir zemāka aktivācijas enerģija, un tās daudz vieglāk un biežāk iesaistās ķīmiskās reakcijās.

Pie zemām aktivācijas enerģijām (mazāk nekā 40 kJ/mol) reakcija norit ļoti ātri un viegli. Ievērojama daļa sadursmju starp daļiņām beidzas ar ķīmisku transformāciju. Piemēram, jonu apmaiņas reakcijas normālos apstākļos notiek ļoti ātri.

Pie lielām aktivācijas enerģijām (vairāk nekā 120 kJ/mol) tikai neliels skaits sadursmju beidzas ar ķīmisku transformāciju. Šādu reakciju ātrums ir niecīgs. Piemēram, slāpeklis normālos apstākļos praktiski nesadarbojas ar skābekli.

Pie vidējas aktivācijas enerģijas (no 40 līdz 120 kJ/mol) reakcijas ātrums būs vidējs. Šādas reakcijas notiek arī normālos apstākļos, bet ne ļoti ātri, lai tās varētu novērot ar neapbruņotu aci. Šīs reakcijas ietver nātrija mijiedarbību ar ūdeni, dzelzs mijiedarbību ar sālsskābi utt.

Vielām, kas normālos apstākļos ir stabilas, parasti ir augsta aktivācijas enerģija.

Dažas ķīmiskās reakcijas notiek gandrīz acumirklī (skābekļa-ūdeņraža maisījuma eksplozija, jonu apmaiņas reakcijas ūdens šķīdumā), otrās - ātri (vielu sadegšana, cinka mijiedarbība ar skābi), bet citas - lēni (dzelzs rūsēšana, organisko atlieku sabrukšana). Ir zināmas tik lēnas reakcijas, ka cilvēks tās vienkārši nevar pamanīt. Piemēram, granīta pārvēršanās smiltīs un mālā notiek gadu tūkstošiem.

Citiem vārdiem sakot, ķīmiskās reakcijas var notikt dažādos veidos ātrumu.

Bet kas ir ātruma reakcija? Kas ir precīza definīcija dotā vērtība un, galvenais, tās matemātiskā izteiksme?

Reakcijas ātrums ir vielas daudzuma izmaiņas vienā laika vienībā vienā tilpuma vienībā. Matemātiski šī izteiksme ir uzrakstīta šādi:

Kur n 1 un n 2- vielas daudzums (mol) laikā t 1 un t 2 attiecīgi sistēmā ar tilpumu V.

Kura plusa vai mīnusa zīme (±) stāvēs pirms ātruma izteiksmes, ir atkarīgs no tā, vai mēs skatāmies uz kādas vielas - produkta vai reaģenta - daudzuma izmaiņām.

Acīmredzot reakcijas gaitā reaģenti tiek patērēti, tas ir, to skaits samazinās, tāpēc reaģentiem izteiksmei (n 2 - n 1) vienmēr ir vērtība, kas ir mazāka par nulli. Tā kā ātrums nevar būt negatīva vērtība, šajā gadījumā pirms izteiksmes ir jāievieto mīnusa zīme.

Ja mēs skatāmies uz produkta daudzuma, nevis reaģenta izmaiņām, tad mīnusa zīme nav nepieciešama pirms izteiksmes ātruma aprēķināšanai, jo izteiksme (n 2 - n 1) šajā gadījumā vienmēr ir pozitīva , jo produkta daudzums reakcijas rezultātā var tikai palielināties.

Vielas daudzuma attiecība n līdz tilpumam, kurā atrodas šis vielas daudzums, ko sauc par molāro koncentrāciju NO:

Tādējādi, izmantojot molārās koncentrācijas jēdzienu un tā matemātisko izteiksmi, mēs varam uzrakstīt citu veidu, kā noteikt reakcijas ātrumu:

Reakcijas ātrums ir vielas molārās koncentrācijas izmaiņas ķīmiskas reakcijas rezultātā vienā laika vienībā:

Faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu

Bieži vien ir ārkārtīgi svarīgi zināt, kas nosaka konkrētas reakcijas ātrumu un kā to ietekmēt. Piemēram, naftas pārstrādes nozare burtiski cīnās par katru papildu pusprocentu no produkta laika vienībā. Galu galā, ņemot vērā milzīgo pārstrādātās naftas daudzumu, pat pusprocents ieplūst lielā gada finansiālā peļņā. Dažos gadījumos ir ārkārtīgi svarīgi palēnināt jebkuru reakciju, jo īpaši metālu koroziju.

Tātad, no kā ir atkarīgs reakcijas ātrums? Savādi, tas ir atkarīgs no daudziem dažādiem parametriem.

Lai saprastu šo jautājumu, vispirms iedomāsimies, kas notiek ķīmiskās reakcijas rezultātā, piemēram:

Iepriekš uzrakstītais vienādojums atspoguļo procesu, kurā vielu A un B molekulas, savstarpēji saduroties, veido vielu C un D molekulas.

Tas ir, bez šaubām, lai reakcija notiktu, ir nepieciešama vismaz izejvielu molekulu sadursme. Acīmredzot, ja mēs palielināsim molekulu skaitu tilpuma vienībā, sadursmju skaits palielināsies tāpat kā jūsu sadursmju biežums ar pasažieriem pārpildītā autobusā, salīdzinot ar pustukšu.

Citiem vārdiem sakot, reakcijas ātrums palielinās, palielinoties reaģentu koncentrācijai.

Gadījumā, ja viena vai vairākas no reaģentiem ir gāzes, reakcijas ātrums palielinās, palielinoties spiedienam, jo ​​gāzes spiediens vienmēr ir tieši proporcionāls to veidojošo molekulu koncentrācijai.

Tomēr daļiņu sadursme ir nepieciešams, bet nepietiekams nosacījums reakcijas norisei. Fakts ir tāds, ka saskaņā ar aprēķiniem reaģējošo vielu molekulu sadursmju skaits to saprātīgā koncentrācijā ir tik liels, ka visām reakcijām jānotiek vienā mirklī. Tomēr praksē tas nenotiek. Kas noticis?

Fakts ir tāds, ka ne katra reaģentu molekulu sadursme noteikti būs efektīva. Daudzas sadursmes ir elastīgas – molekulas atlec viena no otras kā bumbiņas. Lai reakcija notiktu, molekulām jābūt ar pietiekamu kinētisko enerģiju. Minimālo enerģiju, kurai jābūt reaģentu molekulām, lai reakcija notiktu, sauc par aktivācijas enerģiju un apzīmē ar E a. Sistēmā, kas sastāv no liela skaita molekulu, notiek molekulu enerģijas sadalījums, dažām no tām ir zema enerģija, dažām ir augsta un vidēja enerģija. No visām šīm molekulām tikai nelielai molekulu daļai ir enerģija, kas ir lielāka par aktivācijas enerģiju.

Kā zināms no fizikas kursa, temperatūra faktiski ir vielu veidojošo daļiņu kinētiskās enerģijas mērs. Tas ir, jo ātrāk pārvietojas daļiņas, kas veido vielu, jo augstāka ir tās temperatūra. Tādējādi, acīmredzot, paaugstinot temperatūru, mēs būtiski paaugstinām molekulu kinētisko enerģiju, kā rezultātā palielinās to molekulu īpatsvars, kuru enerģija pārsniedz E a, un to sadursme novedīs pie ķīmiskas reakcijas.

Fakts pozitīva ietekme temperatūras reakcijas ātrumu 19. gadsimtā empīriski noteica holandiešu ķīmiķis Vants Hofs. Pamatojoties uz saviem pētījumiem, viņš formulēja noteikumu, kas joprojām nes viņa vārdu, un tas izklausās šādi:

Jebkuras ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes, temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem.

Šī noteikuma matemātiskais attēlojums ir uzrakstīts šādi:

kur V 2 un V 1 ir ātrums attiecīgi temperatūrā t 2 un t 1, un γ ir reakcijas temperatūras koeficients, kura vērtība visbiežāk ir diapazonā no 2 līdz 4.

Bieži vien daudzu reakciju ātrumu var palielināt, izmantojot katalizatori.

Katalizatori ir vielas, kas paātrina reakciju, tos nelietojot.

Bet kā katalizatoriem izdodas palielināt reakcijas ātrumu?

Atsaukt aktivizācijas enerģiju E a . Molekulas, kuru enerģija ir mazāka par aktivācijas enerģiju, nevar mijiedarboties viena ar otru, ja nav katalizatora. Katalizatori maina ceļu, pa kuru notiek reakcija, līdzīgi kā pieredzējis gids bruģēs ekspedīcijas maršrutu nevis tieši caur kalnu, bet ar apvedceļu palīdzību, kā rezultātā pat tie satelīti, kuriem nebija pietiekami. enerģiju uzkāpt kalnā varēs pārcelties uz citu viņas pusi.

Neskatoties uz to, ka reakcijas laikā katalizators netiek patērēts, tomēr tas tajā aktīvi piedalās, veidojot starpproduktu savienojumus ar reaģentiem, bet reakcijas beigās atgriežas sākotnējā stāvoklī.

Papildus iepriekš minētajiem faktoriem, kas ietekmē reakcijas ātrumu, ja starp reaģējošām vielām ir saskarne (heterogēna reakcija), reakcijas ātrums būs atkarīgs arī no reaģentu saskares laukuma. Piemēram, iedomājieties metāliska alumīnija granulu, kas ir pilināta mēģenē, kurā ir sālsskābes ūdens šķīdums. Alumīnijs ir aktīvs metāls, kas var reaģēt ar neoksidējošām skābēm. Ar sālsskābi reakcijas vienādojums ir šāds:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2

Alumīnijs ir cieta viela, kas nozīmē, ka tas reaģē tikai ar sālsskābi uz tā virsmas. Acīmredzot, ja mēs palielinām virsmas laukumu, vispirms velmējot alumīnija granulu folijā, mēs nodrošinām lielāku alumīnija atomu skaitu, kas pieejams reakcijai ar skābi. Tā rezultātā reakcijas ātrums palielināsies. Līdzīgi cietas vielas virsmas palielināšanos var panākt, sasmalcinot to pulverī.

Tāpat neviendabīgas reakcijas ātrumu, kurā cieta viela reaģē ar gāzveida vai šķidru vielu, bieži vien pozitīvi ietekmē maisīšana, kas ir saistīts ar to, ka maisīšanas rezultātā reakcijas produktu akumulējošās molekulas tiek noņemtas no reakcijas zona un tiek “izcelta” jauna reaģenta molekulu daļa.

Pēdējā lieta, kas jāatzīmē, ir arī milzīgā ietekme uz reakcijas ātrumu un reaģentu raksturu. Piemēram, jo ​​zemāks ir sārmu metāls periodiskajā tabulā, jo ātrāk tas reaģē ar ūdeni, fluors starp visiem halogēniem visātrāk reaģē ar ūdeņraža gāzi utt.

Kopumā reakcijas ātrums ir atkarīgs no šādiem faktoriem:

1) reaģentu koncentrācija: jo lielāka, jo lielāks reakcijas ātrums.

2) temperatūra: palielinoties temperatūrai, palielinās jebkuras reakcijas ātrums.

3) reaģentu saskares laukums: jo lielāks ir reaģentu kontakta laukums, jo lielāks reakcijas ātrums.

4) maisīšana, ja reakcija notiek starp cietu vielu un šķidrumu vai gāzi, maisīšana var to paātrināt.

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no daudziem faktoriem, tostarp reaģentu īpašībām, reaģentu koncentrācijas, temperatūras un katalizatoru klātbūtnes. Apsvērsim šos faktorus.

1). Reaģentu raksturs. Ja notiek mijiedarbība starp vielām ar jonu saiti, tad reakcija norit ātrāk nekā starp vielām ar kovalento saiti.

2.) Reaģenta koncentrācija. Lai notiktu ķīmiskā reakcija, reaģentu molekulām jāsaduras. Tas ir, molekulām jābūt tik tuvu vienai otrai, lai vienas daļiņas atomi piedzīvotu otras daļiņas elektrisko lauku darbību. Tikai šajā gadījumā būs iespējamas elektronu pārejas un attiecīgie atomu pārkārtojumi, kuru rezultātā veidojas jaunu vielu molekulas. Tādējādi ķīmisko reakciju ātrums ir proporcionāls sadursmju skaitam, kas notiek starp molekulām, un sadursmju skaits, savukārt, ir proporcionāls reaģentu koncentrācijai. Pamatojoties uz eksperimentālo materiālu, norvēģu zinātnieki Guldbergs un Vāge un neatkarīgi no viņiem krievu zinātnieks Beketovs 1867. gadā formulēja ķīmiskās kinētikas pamatlikumu - masu darbības likums(ZDM): nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrācijas reizinājumam ar to stehiometrisko koeficientu jaudu. Vispārējam gadījumam:

Masu darbības likumam ir šāda forma:

Tiek saukts masu darbības likums noteiktai reakcijai reakcijas galvenais kinētiskais vienādojums. Kinētiskajā pamatvienādojumā k ir reakcijas ātruma konstante, kas ir atkarīga no reaģentu īpašībām un temperatūras.

Lielākā daļa ķīmisko reakciju ir atgriezeniskas. Šādu reakciju gaitā to produkti, uzkrājoties, reaģē viens ar otru, veidojot izejvielas:

Reakcijas ātrums uz priekšu:

Atsauksmju rādītājs:

Līdzsvara brīdī:

No šejienes līdzsvara stāvoklī esošo masu aktīvo vielu likums būs šāds:

kur K ir reakcijas līdzsvara konstante.

3) Temperatūras ietekme uz reakcijas ātrumu. Ķīmisko reakciju ātrums, kā likums, palielinās, kad tiek pārsniegta temperatūra. Apsvērsim to, izmantojot piemēru par ūdeņraža mijiedarbību ar skābekli.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Pie 20 0 C reakcijas ātrums ir gandrīz nulle, un būtu nepieciešami 54 miljardi gadu, lai mijiedarbība izietu par 15%. 500 0 C temperatūrā ūdens veidošanās prasa 50 minūtes, un 700 0 C temperatūrā reakcija norisinās uzreiz.

Izteikta reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums: palielinoties temperatūrai par 10, reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes. Van't Hoff noteikums ir uzrakstīts:

4) Katalizatoru ietekme. Ķīmisko reakciju ātrumu var kontrolēt ar katalizatori- vielas, kas maina reakcijas ātrumu un paliek nemainīgas pēc reakcijas. Reakcijas ātruma izmaiņas katalizatora klātbūtnē sauc par katalīzi. Atšķirt pozitīvs(palielinās reakcijas ātrums) un negatīvs(reakcijas ātrums samazinās) katalīze. Dažreiz reakcijas laikā veidojas katalizators, šādus procesus sauc par autokatalītiskiem. Atšķirt homogēno un neviendabīgo katalīzi.

Plkst viendabīgs Katalīzē katalizators un reaģenti atrodas vienā fāzē. Piemēram:

Plkst neviendabīgs Katalīzē katalizators un reaģenti atrodas dažādās fāzēs. Piemēram:

Heterogēnā katalīze ir saistīta ar fermentatīviem procesiem. Visus ķīmiskos procesus, kas notiek dzīvajos organismos, katalizē fermenti, kas ir olbaltumvielas ar noteiktām specializētām funkcijām. Šķīdumos, kuros notiek fermentatīvie procesi, nav tipiskas neviendabīgas vides, jo nav skaidri noteiktas fāzes saskarnes. Šādus procesus sauc par mikroheterogēno katalīzi.

Ātruma reakcija nosaka viena reaģenta molārās koncentrācijas izmaiņas:

V \u003d ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) \u003d ± (DC / Dt)

Kur C 1 un C 2 ir vielu molārās koncentrācijas attiecīgi laikā t 1 un t 2 (zīme (+) - ja ātrumu nosaka reakcijas produkts, zīme (-) - sākotnējā viela).

Reakcijas notiek, kad reaģējošo vielu molekulas saduras. Tās ātrumu nosaka sadursmju skaits un iespējamība, ka tās novedīs pie transformācijas. Sadursmju skaitu nosaka reaģējošo vielu koncentrācijas, un reakcijas iespējamību nosaka sadursmes molekulu enerģija.
Faktori, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu.
1. Reaģentu būtība. Svarīgu lomu spēlē ķīmisko saišu raksturs un reaģentu molekulu struktūra. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi ir vajadzīgas lielas enerģijas, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās; šādas molekulas nav īpaši reaģējošas. Lai pārtrauktu saites ļoti polārās molekulās (HCl, H 2 O), ir nepieciešams mazāk enerģijas, un reakcijas ātrums ir daudz lielāks. Reakcijas starp joniem elektrolītu šķīdumos notiek gandrīz acumirklī.
Piemēri
Fluors sprādzienbīstami reaģē ar ūdeņradi telpas temperatūra, broms lēnām un sildot mijiedarbojas ar ūdeņradi.
Kalcija oksīds enerģiski reaģē ar ūdeni, izdalot siltumu; vara oksīds - nereaģē.

2. Koncentrēšanās. Palielinoties koncentrācijai (daļiņu skaits tilpuma vienībā), reaģentu molekulu sadursmes notiek biežāk - reakcijas ātrums palielinās.
Aktīvo masu likums (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrācijas reizinājumam.

AA+bB+. . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīga no reaģentu īpašībām, temperatūras un katalizatora, bet nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas.
Ātruma konstantes fizikālā nozīme ir tāda, ka tā ir vienāda ar reakcijas ātrumu reaģentu koncentrācijās.
Neviendabīgām reakcijām cietās fāzes koncentrācija netiek iekļauta reakcijas ātruma izteiksmē.

3. Temperatūra. Par katru 10°C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes (Van's Hofa noteikums). Paaugstinoties temperatūrai no t 1 līdz t 2, reakcijas ātruma izmaiņas var aprēķināt pēc formulas:

(kur Vt 2 un Vt 1 ir reakcijas ātrums attiecīgi temperatūrā t 2 un t 1; g ir šīs reakcijas temperatūras koeficients).
Van't Hoff noteikums ir piemērojams tikai šaurā temperatūras diapazonā. Precīzāks ir Arrēnija vienādojums:

• e-Ea/RT

kur
A ir konstante atkarībā no reaģentu rakstura;
R ir universālā gāzes konstante;

Ea ir aktivizācijas enerģija, t.i. enerģijai, kādai ir jābūt sadursmes molekulām, lai sadursmes rezultātā notiktu ķīmiska transformācija.
Ķīmiskās reakcijas enerģijas diagramma.

A - reaģenti, B - aktivētais komplekss (pārejas stāvoklis), C - produkti.
Jo lielāka ir aktivācijas enerģija Ea, jo vairāk reakcijas ātrums palielinās, palielinoties temperatūrai.

4. Reaģentu saskares virsma. Neviendabīgām sistēmām (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), jo lielāka ir saskares virsma, jo ātrāk notiek reakcija. Cietām vielām virsmu var palielināt, tās slīpējot, bet šķīstošām vielām – izšķīdinot.

5. Katalīze. Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, paliekot nemainīgas līdz reakcijas beigām, sauc par katalizatoriem. Katalizatoru darbības mehānisms ir saistīts ar reakcijas aktivācijas enerģijas samazināšanos starpproduktu savienojumu veidošanās dēļ. Plkst viendabīga katalīze reaģenti un katalizators veido vienu fāzi (tie ir vienā agregācijas stāvoklī), ar neviendabīga katalīze- dažādas fāzes (tās ir dažādos agregācijas stāvokļos). Dažos gadījumos ir iespējams krasi palēnināt nevēlamo ķīmisko procesu gaitu, pievienojot reakcijas videi inhibitorus (parādība " negatīva katalīze").