Rýchlosť chemickej reakcie- zmena množstva jednej z reagujúcich látok za jednotku času v jednotke reakčného priestoru.

Rýchlosť chemickej reakcie ovplyvňujú nasledujúce faktory:

• povaha reaktantov;
• koncentrácia reaktantov;
• kontaktná plocha reaktantov (pri heterogénnych reakciách);
• teplota;
• pôsobenie katalyzátorov.

Teória aktívnych zrážok umožňuje vysvetliť vplyv niektorých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie. Hlavné ustanovenia tejto teórie:

• K reakciám dochádza, keď sa zrážajú častice reaktantov, ktoré majú určitú energiu.
• Čím viac častíc činidla, čím bližšie sú k sebe, tým je pravdepodobnejšie, že sa zrazia a budú reagovať.
• K reakcii vedú len efektívne zrážky, t.j. také, v ktorých sú zničené alebo oslabené „staré väzby“, a preto môžu vzniknúť „nové“. Na to musia mať častice dostatočnú energiu.
• Minimálna prebytočná energia potrebná na efektívnu zrážku častíc reaktantu sa nazýva aktivačná energia Ea.
• Aktivita chemikálií sa prejavuje nízkou aktivačnou energiou reakcií, ktoré sa ich týkajú. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi nízka, takže takéto reakcie prebiehajú takmer okamžite.

Vplyv koncentrácie reaktantov na rýchlosť reakcie

So zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa zvyšuje rýchlosť reakcie. Aby mohli vstúpiť do reakcie, musia sa k sebe priblížiť dve chemické častice, takže rýchlosť reakcie závisí od počtu zrážok medzi nimi. Zvýšenie počtu častíc v danom objeme vedie k častejším zrážkam a k zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Zvýšenie tlaku alebo zníženie objemu, ktorý zmes zaberá, povedie k zvýšeniu rýchlosti reakcie prebiehajúcej v plynnej fáze.

Na základe experimentálnych údajov v roku 1867 nórski vedci K. Guldberg a P Vaage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec N.I. Beketov sformuloval základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovuje závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácií reagujúcich látok -

Zákon hromadnej akcie (LMA):

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici. („herecká hmota“ je synonymom pre moderný koncept „koncentrácie“)

aA +bB =cC +dd, kde k je konštanta reakčnej rýchlosti

ZDM sa vykonáva len pre elementárne chemické reakcie prebiehajúce v jednom stupni. Ak reakcia prebieha postupne cez niekoľko stupňov, potom je celková rýchlosť celého procesu určená jeho najpomalšou časťou.

Výrazy pre rýchlosti rôznych typov reakcií

ZDM označuje homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna (činidlá sú v rôznych stavoch agregácie), potom do rovnice MDM vstupujú iba kvapalné alebo iba plynné činidlá a pevné sú vylúčené, ovplyvňujúce iba rýchlostnú konštantu k.

Molekulárnosť reakcie je minimálny počet molekúl zapojených do elementárneho chemického procesu. Podľa molekulárnosti sa elementárne chemické reakcie delia na molekulárne (A →) a bimolekulárne (A + B →); trimolekulárne reakcie sú extrémne zriedkavé.

Rýchlosť heterogénnych reakcií

• Záleží na povrchová plocha kontaktu látok, t.j. o stupni mletia látok, úplnosti zmiešania činidiel.
• Príkladom je spaľovanie dreva. Celé poleno horí na vzduchu pomerne pomaly. Ak zväčšíte povrch kontaktu dreva so vzduchom, rozdelíte poleno na triesky, rýchlosť horenia sa zvýši.
• Pyroforické železo sa naleje na list filtračného papiera. Počas pádu sa častice železa zahrejú a podpália papier.

Vplyv teploty na rýchlosť reakcie

V 19. storočí holandský vedec Van't Hoff experimentálne zistil, že keď teplota stúpne o 10 °C, rýchlosť mnohých reakcií sa zvýši 2-4 krát.

Van't Hoffovo pravidlo

S každým zvýšením teploty o 10 ◦ C sa rýchlosť reakcie zvýši 2–4 krát.

Tu γ (grécke písmeno "gama") - takzvaný teplotný koeficient alebo van't Hoffov koeficient, nadobúda hodnoty od 2 do 4.

Pre každú špecifickú reakciu sa teplotný koeficient stanovuje empiricky. Presne ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej chemickej reakcie (a jej rýchlostná konštanta) zvyšuje s každým zvýšením teploty o 10 stupňov.

Van't Hoffovo pravidlo sa používa na aproximáciu zmeny rýchlostnej konštanty reakcie so zvýšením alebo znížením teploty. Presnejší vzťah medzi rýchlostnou konštantou a teplotou stanovil švédsky chemik Svante Arrhenius:

Ako viac E špecifická reakcia, menej(pri danej teplote) bude rýchlostná konštanta k (a rýchlosť) tejto reakcie. Zvýšenie T vedie k zvýšeniu rýchlostnej konštanty, čo sa vysvetľuje skutočnosťou, že zvýšenie teploty vedie k rýchlemu zvýšeniu počtu "energetických" molekúl schopných prekonať aktivačnú bariéru Ea.

Vplyv katalyzátora na rýchlosť reakcie

Zmeniť rýchlosť reakcie je možné pomocou špeciálnych látok, ktoré menia mechanizmus reakcie a usmerňujú ho po energeticky priaznivejšej dráhe s nižšou aktivačnou energiou.

Katalyzátory- Sú to látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a zvyšujú jej rýchlosť, no na konci reakcie zostávajú kvalitatívne a kvantitatívne nezmenené.

Inhibítory- Látky, ktoré spomaľujú chemické reakcie.

Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza .

Témy kodifikátora USE:Rýchla reakcia. Jeho závislosť od rôznych faktorov.

Rýchlosť chemickej reakcie udáva, ako rýchlo reakcia prebieha. K interakcii dochádza pri zrážke častíc vo vesmíre. V tomto prípade k reakcii nedochádza pri každej zrážke, ale až vtedy, keď majú častice príslušnú energiu.

Rýchla reakcia je počet elementárnych zrážok interagujúcich častíc, ktoré končia chemickou premenou, za jednotku času.

Stanovenie rýchlosti chemickej reakcie je spojené s podmienkami jej uskutočnenia. Ak reakcia homogénne– t.j. produkty a reaktanty sú v rovnakej fáze - potom je rýchlosť chemickej reakcie definovaná ako zmena látky za jednotku času:

υ = ∆C / ∆t.

Ak sú reaktanty alebo produkty v rôznych fázach a zrážka častíc nastáva iba na rozhraní, potom sa reakcia nazýva heterogénne a jeho rýchlosť je určená zmenou množstva látky za jednotku času na jednotku reakčného povrchu:

υ = Δν / (S At).

Ako dosiahnuť, aby sa častice častejšie zrážali, t.j. ako zvýšiť rýchlosť chemickej reakcie?

1. Najjednoduchší spôsob je zvýšiť teplota . Ako ste museli vedieť zo svojho kurzu fyziky, teplota je mierou priemernej kinetickej energie pohybu častíc hmoty. Ak zvýšime teplotu, častice akejkoľvek látky sa začnú pohybovať rýchlejšie, a preto sa častejšie zrážajú.

S rastúcou teplotou sa však rýchlosť chemických reakcií zvyšuje najmä vďaka tomu, že sa zvyšuje počet efektívnych zrážok. Keď teplota stúpa, počet aktívnych častíc, ktoré dokážu prekonať energetickú bariéru reakcie, prudko narastá. Ak znížime teplotu, častice sa začnú pohybovať pomalšie, počet aktívnych častíc sa zníži a počet efektívnych zrážok za sekundu sa zníži. Touto cestou, Keď teplota stúpa, rýchlosť chemickej reakcie sa zvyšuje a keď teplota klesá, znižuje sa..

Poznámka! Toto pravidlo funguje rovnako pre všetky chemické reakcie (vrátane exotermických a endotermických). Rýchlosť reakcie nezávisí od tepelného účinku. Rýchlosť exotermických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou a klesá s klesajúcou teplotou. Rýchlosť endotermických reakcií sa tiež zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou a klesá s klesajúcou teplotou.

Navyše, ešte v 19. storočí holandský fyzik van't Hoff experimentálne zistil, že väčšina reakcií sa zvyšuje približne rovnakou rýchlosťou (asi 2-4 krát) so zvýšením teploty o 10 ° C. Znie Van't Hoffovo pravidlo takto: zvýšenie teploty o 10 ° C vedie k zvýšeniu rýchlosti chemickej reakcie 2-4 krát (táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie γ). Pre každú reakciu sa stanoví presná hodnota teplotného koeficientu.

tu v je rýchlosť chemickej reakcie,

C A a C B — koncentrácie látok A a B mol/l

k je koeficient úmernosti, rýchlostná konštanta reakcie.

Napríklad pre reakciu tvorby amoniaku:

N2 + 3H2↔2NH3

Zákon hromadnej akcie vyzerá takto:

- toto je chemických látok zúčastňuje sa chemickej reakcie, mení jej rýchlosť a smer, ale nie spotrebný počas reakcie (na konci reakcie sa nemenia ani v množstve, ani v zložení). Približný mechanizmus fungovania katalyzátora pre reakciu typu A + B možno znázorniť takto:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces zmeny rýchlosti reakcie pri interakcii s katalyzátorom sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v priemysle, keď je potrebné zvýšiť rýchlosť reakcie alebo ju nasmerovať po určitej dráhe.

Podľa fázového stavu katalyzátora sa rozlišuje homogénna a heterogénna katalýza.

homogénna katalýza - vtedy sú reaktanty a katalyzátor v rovnakej fáze (plyn, roztok). Typickými homogénnymi katalyzátormi sú kyseliny a zásady. organické amíny atď.

heterogénna katalýza - vtedy sú reaktanty a katalyzátor v rôznych fázach. Heterogénne katalyzátory sú spravidla pevné látky. Pretože interakcia v takýchto katalyzátoroch prebieha iba na povrchu látky, dôležitou požiadavkou na katalyzátory je veľký povrch. Heterogénne katalyzátory sa vyznačujú vysokou pórovitosťou, ktorá zväčšuje povrch katalyzátora. Celková plocha povrchu niektorých katalyzátorov teda niekedy dosahuje 500 metrov štvorcových na 1 g katalyzátora. Veľká plocha a pórovitosť zaisťujú účinnú interakciu s činidlami. Medzi heterogénne katalyzátory patria kovy, zeolity - kryštalické minerály hlinitokremičitanovej skupiny (zlúčeniny kremíka a hliníka) a iné.

Príklad heterogénna katalýza - syntéza amoniaku:

N2 + 3H2↔2NH3

Ako katalyzátor sa používa porézne železo s nečistotami Al 2 O 3 a K 2 O.

Samotný katalyzátor sa pri chemickej reakcii nespotrebováva, ale na povrchu katalyzátora sa hromadia iné látky, ktoré viažu aktívne centrá katalyzátora a blokujú jeho činnosť ( katalytické jedy). Musia sa pravidelne odstraňovať regeneráciou katalyzátora.

Katalyzátory sú veľmi účinné pri biochemických reakciách. enzýmy. Enzymatické katalyzátory pôsobia vysoko efektívne a selektívne, so selektivitou 100 %. Nanešťastie sú enzýmy veľmi citlivé na zvýšenie teploty, strednú kyslosť a ďalšie faktory, a preto existuje množstvo obmedzení pre implementáciu procesov s enzymatickou katalýzou v priemyselnom meradle.

Katalyzátory by sa nemali zamieňať s iniciátorov proces a inhibítory. Napríklad na spustenie radikálnej reakcie chlorácie metánu je potrebné ultrafialové ožarovanie. Nie je to katalyzátor. Niektoré radikálové reakcie sú iniciované peroxidovými radikálmi. Tiež nie sú katalyzátormi.

Inhibítory sú látky, ktoré spomaľujú chemickú reakciu. Inhibítory môžu byť spotrebované a podieľať sa na chemickej reakcii. V tomto prípade inhibítory nie sú katalyzátormi, naopak. Reverzná katalýza je v zásade nemožná - reakcia sa bude v každom prípade snažiť sledovať najrýchlejšiu cestu.

5. Oblasť kontaktu reaktantov. V prípade heterogénnych reakcií je jedným zo spôsobov, ako zvýšiť počet efektívnych zrážok, zvýšenie reakčný povrch . Ako viac plochy kontaktná plocha reagujúcich fáz, tým väčšia je rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie. Práškový zinok sa v kyseline rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako granulovaný zinok rovnakej hmotnosti.

V priemysle sa používajú na zväčšenie plochy kontaktného povrchu reaktantov metóda s fluidným lôžkom. Napríklad, pri výrobe kyseliny sírovej metódou varnej vrstvy sa praží pyrit.

6. Povaha reaktantov . Ak sú ostatné veci rovnaké, rýchlosť chemických reakcií je tiež ovplyvnená Chemické vlastnosti, t.j. povaha reaktantov. Menej účinných látok bude mať vyššiu aktivačnú bariéru a bude reagovať pomalšie ako viac účinných látok. Viac aktívnych látok má nižšiu aktivačnú energiu a oveľa ľahšie a pravdepodobnejšie vstupujú do chemických reakcií.

Pri nízkych aktivačných energiách (menej ako 40 kJ/mol) prebieha reakcia veľmi rýchlo a ľahko. Značná časť zrážok medzi časticami končí chemickou premenou. Napríklad iónomeničové reakcie za normálnych podmienok prebiehajú veľmi rýchlo.

Pri vysokých aktivačných energiách (viac ako 120 kJ/mol) len malý počet zrážok končí chemickou premenou. Miera takýchto reakcií je zanedbateľná. Napríklad dusík za normálnych podmienok prakticky neinteraguje s kyslíkom.

Pri stredných aktivačných energiách (od 40 do 120 kJ/mol) bude reakčná rýchlosť priemerná. Takéto reakcie prebiehajú aj za normálnych podmienok, ale nie veľmi rýchlo, takže ich možno pozorovať voľným okom. Tieto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou, interakciu železa s kyselinou chlorovodíkovou atď.

Látky, ktoré sú za normálnych podmienok stabilné, majú tendenciu mať vysoké aktivačné energie.

Niektoré chemické reakcie prebiehajú takmer okamžite (výbuch zmesi kyslík-vodík, iónomeničové reakcie vo vodnom roztoku), druhé - rýchlo (spaľovanie látok, interakcia zinku s kyselinou) a iné - pomaly (hrdzavenie železa, rozklad organických zvyškov). Známe sú tak pomalé reakcie, že si ich človek jednoducho nevšimol. Napríklad premena žuly na piesok a hlinu prebieha tisíce rokov.

Inými slovami, chemické reakcie môžu prebiehať rôznymi spôsobmi rýchlosť.

Ale čo je rýchlostná reakcia? Čo je presná definícia danú hodnotu a hlavne jej matematické vyjadrenie?

Rýchlosť reakcie je zmena množstva látky za jednu jednotku času v jednej jednotke objemu. Matematicky je tento výraz napísaný takto:

Kde n 1 a n 2- látkové množstvo (mol) v čase t 1 resp. t 2 v systéme s objemom V.

Ktoré znamienko plus alebo mínus (±) bude stáť pred vyjadrením rýchlosti, závisí od toho, či sa pozeráme na zmenu množstva tej ktorej látky - produktu alebo reaktantu.

Je zrejmé, že v priebehu reakcie sa reakčné činidlá spotrebúvajú, to znamená, že ich počet klesá, preto pre činidlá má výraz (n 2 - n 1) vždy hodnotu menšiu ako nula. Keďže rýchlosť nemôže byť záporná hodnota, v tomto prípade musí byť pred výraz umiestnené znamienko mínus.

Ak sa pozeráme na zmenu množstva produktu a nie reaktantu, potom znamienko mínus nie je potrebné pred výrazom na výpočet rýchlosti, pretože výraz (n 2 - n 1) je v tomto prípade vždy kladný , pretože množstvo produktu v dôsledku reakcie sa môže len zvýšiť.

Pomer množstva látky n na objem, v ktorom je toto množstvo látky, nazývané molárna koncentrácia OD:

Takže pomocou pojmu molárna koncentrácia a jej matematického vyjadrenia môžeme napísať ďalší spôsob, ako určiť rýchlosť reakcie:

Rýchlosť reakcie je zmena molárnej koncentrácie látky v dôsledku chemickej reakcie za jednu jednotku času:

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť reakcie

Často je mimoriadne dôležité vedieť, čo určuje rýchlosť konkrétnej reakcie a ako ju ovplyvniť. Napríklad priemysel spracovania ropy doslova bojuje o každé ďalšie pol percenta produktu za jednotku času. Veď vzhľadom na obrovské množstvo spracovanej ropy aj pol percenta plynie do veľkého ročného finančného zisku. V niektorých prípadoch je mimoriadne dôležité spomaliť akúkoľvek reakciu, najmä koróziu kovov.

Od čoho teda závisí rýchlosť reakcie? Závisí to, napodiv, od mnohých rôznych parametrov.

Aby sme porozumeli tejto problematike, najprv si predstavme, čo sa stane v dôsledku chemickej reakcie, napríklad:

Vyššie napísaná rovnica odráža proces, v ktorom molekuly látok A a B, ktoré sa navzájom zrážajú, vytvárajú molekuly látok C a D.

To znamená, že na to, aby reakcia prebehla, je nevyhnutná aspoň kolízia molekúl východiskových látok. Je zrejmé, že ak zvýšime počet molekúl na jednotku objemu, počet zrážok sa zvýši rovnako, ako sa zvýši frekvencia vašich zrážok s cestujúcimi v preplnenom autobuse v porovnaní s poloprázdnym.

Inými slovami, reakčná rýchlosť sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov.

V prípade, že jedna alebo niekoľko reaktantov sú plyny, rýchlosť reakcie sa zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, pretože tlak plynu je vždy priamo úmerný koncentrácii molekúl, ktoré ho tvoria.

Zrážka častíc je však nevyhnutnou, ale nie postačujúcou podmienkou pre priebeh reakcie. Faktom je, že podľa výpočtov je počet zrážok molekúl reagujúcich látok pri ich primeranej koncentrácii taký veľký, že všetky reakcie musia prebehnúť okamžite. To sa však v praxi nedeje. Čo sa deje?

Faktom je, že nie každá zrážka molekúl reaktantov bude nevyhnutne účinná. Mnohé zrážky sú elastické – molekuly sa od seba odrážajú ako loptičky. Aby reakcia prebehla, musia mať molekuly dostatočnú kinetickú energiu. Minimálna energia, ktorú musia mať molekuly reaktantov, aby prebehla reakcia, sa nazýva aktivačná energia a označuje sa ako E a. V systéme pozostávajúcom z veľkého počtu molekúl dochádza k energetickému rozloženiu molekúl, niektoré z nich majú nízku energiu, niektoré majú vysokú a strednú energiu. Zo všetkých týchto molekúl má len malá časť molekúl energiu väčšiu ako je aktivačná energia.

Ako je známe z priebehu fyziky, teplota je vlastne mierou kinetickej energie častíc, ktoré tvoria látku. To znamená, že čím rýchlejšie sa častice, ktoré tvoria látku, pohybujú, tým vyššia je jej teplota. Je teda zrejmé, že zvýšením teploty v podstate zvyšujeme kinetickú energiu molekúl, v dôsledku čoho sa zvyšuje podiel molekúl s energiami presahujúcimi E a a ich zrážka povedie k chemickej reakcii.

Fakt pozitívny vplyv teplotu na rýchlosti reakcie v 19. storočí empiricky stanovil holandský chemik Van't Hoff. Na základe svojho výskumu sformuloval pravidlo, ktoré dodnes nesie jeho meno a znie takto:

Rýchlosť akejkoľvek chemickej reakcie sa zvyšuje 2-4 krát so zvýšením teploty o 10 stupňov.

Matematická reprezentácia tohto pravidla je napísaná takto:

kde V 2 a V 1 je rýchlosť pri teplote t2 a t1 a γ je teplotný koeficient reakcie, ktorého hodnota sa najčastejšie pohybuje v rozmedzí od 2 do 4.

Rýchlosť mnohých reakcií sa dá často zvýšiť použitím katalyzátory.

Katalyzátory sú látky, ktoré urýchľujú reakciu bez toho, aby sa spotrebovali.

Ako však katalyzátory dokážu zvýšiť rýchlosť reakcie?

Pripomeňte si aktivačnú energiu E a . Molekuly s energiami menšími ako je aktivačná energia nemôžu navzájom interagovať v neprítomnosti katalyzátora. Katalyzátory menia cestu, po ktorej reakcia prebieha, podobne ako skúsený sprievodca dláždi trasu expedície nie priamo cez horu, ale pomocou obchádzkových chodníkov, v dôsledku čoho aj tie satelity, ktoré nemali dostatok energie na výstup na horu sa bude môcť presunúť na inú stranu.

Napriek tomu, že sa katalyzátor počas reakcie nespotrebováva, aktívne sa na nej zúčastňuje, pričom s činidlami vytvára medziprodukty, ale na konci reakcie sa vracia do pôvodného stavu.

Okrem vyššie uvedených faktorov ovplyvňujúcich rýchlosť reakcie, ak existuje rozhranie medzi reagujúcimi látkami (heterogénna reakcia), rýchlosť reakcie bude závisieť aj od kontaktnej plochy reaktantov. Predstavte si napríklad granulu kovového hliníka, ktorá bola vhodená do skúmavky obsahujúcej vodný roztok kyseliny chlorovodíkovej. Hliník je aktívny kov, ktorý môže reagovať s neoxidačnými kyselinami. S kyselinou chlorovodíkovou je reakčná rovnica nasledovná:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2

Hliník je pevná látka, čo znamená, že na svojom povrchu reaguje iba s kyselinou chlorovodíkovou. Je zrejmé, že ak zväčšíme povrchovú plochu prvým zrolovaním hliníkových granúl do fólie, poskytneme tým väčší počet atómov hliníka dostupných na reakciu s kyselinou. V dôsledku toho sa rýchlosť reakcie zvýši. Podobne možno zväčšenie povrchu pevnej látky dosiahnuť jej rozomletím na prášok.

Miešaním často pozitívne ovplyvňuje aj rýchlosť heterogénnej reakcie, pri ktorej tuhá látka reaguje s plynom alebo kvapalinou, čo je spôsobené tým, že v dôsledku miešania sa hromadiace sa molekuly reakčných produktov odstraňujú z reakčná zóna a nová časť molekúl činidla sa „vychová“.

Posledná vec, ktorú treba poznamenať, je tiež obrovský vplyv na rýchlosť reakcie a povahu činidiel. Napríklad, čím nižšie je alkalický kov v periodickej tabuľke, tým rýchlejšie reaguje s vodou, fluór spomedzi všetkých halogénov najrýchlejšie reaguje s plynným vodíkom atď.

Stručne povedané, rýchlosť reakcie závisí od nasledujúcich faktorov:

1) koncentrácia činidiel: čím vyššia, tým vyššia je rýchlosť reakcie.

2) teplota: so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť akejkoľvek reakcie.

3) kontaktná plocha reaktantov: čím väčšia je kontaktná plocha reaktantov, tým vyššia je rýchlosť reakcie.

4) miešanie, ak dôjde k reakcii medzi pevnou látkou a kvapalinou alebo plynom, miešanie ju môže urýchliť.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov, vrátane povahy reaktantov, koncentrácie reaktantov, teploty a prítomnosti katalyzátorov. Zvážme tieto faktory.

1). Povaha reaktantov. Ak dôjde k interakcii medzi látkami s iónovou väzbou, potom reakcia prebieha rýchlejšie ako medzi látkami s kovalentnou väzbou.

2.) Koncentrácia reaktantov. Aby mohla prebehnúť chemická reakcia, musia sa molekuly reaktantov zraziť. To znamená, že molekuly sa musia priblížiť k sebe tak blízko, aby atómy jednej častice zažili pôsobenie elektrických polí druhej. Iba v tomto prípade budú možné prechody elektrónov a zodpovedajúce preskupenia atómov, v dôsledku ktorých sa vytvárajú molekuly nových látok. Rýchlosť chemických reakcií je teda úmerná počtu zrážok, ku ktorým dochádza medzi molekulami, a počet zrážok je zase úmerný koncentrácii reaktantov. Na základe experimentálneho materiálu nórski vedci Guldberg a Waage a nezávisle od nich ruský vedec Beketov v roku 1867 sformulovali základný zákon chemickej kinetiky - zákon masovej akcie(ZDM): pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov k moci ich stechiometrických koeficientov. Pre všeobecný prípad:

zákon hromadnej akcie má tvar:

Zákon hromadnej akcie pre danú reakciu sa nazýva hlavná kinetická rovnica reakcie. V základnej kinetickej rovnici je k rýchlostná konštanta reakcie, ktorá závisí od povahy reaktantov a teploty.

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná. V priebehu takýchto reakcií ich produkty, keď sa hromadia, navzájom reagujú za vzniku východiskových látok:

Rýchlosť reakcie vpred:

Miera spätnej väzby:

V čase rovnováhy:

Odtiaľ bude mať zákon pôsobiacich más v rovnovážnom stave podobu:

kde K je rovnovážna konštanta reakcie.

3) Vplyv teploty na rýchlosť reakcie. Rýchlosť chemických reakcií sa spravidla zvyšuje pri prekročení teploty. Uvažujme o tom na príklade interakcie vodíka s kyslíkom.

2H2+02 \u003d 2H20

Pri 20 0 C je rýchlosť reakcie takmer nulová a trvalo by 54 miliárd rokov, kým by interakcia prešla o 15 %. Pri 500 °C trvá tvorba vody 50 minút a pri 700 °C reakcia prebieha okamžite.

Vyjadruje sa závislosť rýchlosti reakcie od teploty van't Hoffovo pravidlo: so zvýšením teploty o 10 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2 až 4 krát. Van't Hoffovo pravidlo je napísané:

4) Vplyv katalyzátorov. Rýchlosť chemických reakcií je možné ovládať pomocou katalyzátory- látky, ktoré menia rýchlosť reakcie a po reakcii zostávajú nezmenené. Zmena rýchlosti reakcie v prítomnosti katalyzátora sa nazýva katalýza. Rozlišovať pozitívne(rýchlosť reakcie sa zvyšuje) a negatívne(znižuje sa rýchlosť reakcie) katalýza. Niekedy sa katalyzátor tvorí počas reakcie, takéto procesy sa nazývajú autokatalytické. Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou.

O homogénne Pri katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rovnakej fáze. Napríklad:

O heterogénne Pri katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Napríklad:

Heterogénna katalýza je spojená s enzymatickými procesmi. Všetky chemické procesy prebiehajúce v živých organizmoch sú katalyzované enzýmami, čo sú proteíny s určitými špecializovanými funkciami. V roztokoch, v ktorých prebiehajú enzymatické procesy, nie je typické heterogénne médium v ​​dôsledku absencie jasne definovaného fázového rozhrania. Takéto procesy sa označujú ako mikroheterogénna katalýza.

Rýchla reakcia je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov:

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

Kde C 1 a C 2 sú molárne koncentrácie látok v časoch t 1 a t 2, v tomto poradí (znamienko (+) - ak je rýchlosť určená reakčným produktom, znamienko (-) - pôvodná látka).

Reakcie nastávajú, keď sa molekuly reaktantov zrazia. Jeho rýchlosť je určená počtom kolízií a pravdepodobnosťou, že povedú k transformácii. Počet zrážok je určený koncentráciami reagujúcich látok a pravdepodobnosť reakcie je určená energiou kolidujúcich molekúl.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií.
1. Charakter reaktantov. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidiel. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Na prerušenie väzieb v molekulách H2 a N2 sú teda potrebné vysoké energie; takéto molekuly nie sú veľmi reaktívne. Na prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) je potrebné menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.
Príklady
Fluór explozívne reaguje s vodíkom izbová teplota bróm interaguje s vodíkom pomaly a pri zahrievaní.
Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2. Koncentrácia. S nárastom koncentrácie (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie k zrážkam molekúl reaktantov – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.
Zákon aktívnych hmôt (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

AA + bB + . . . ®. . .

• [A] a [B] b. . .

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácií reaktantov.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.
Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá do vyjadrenia rýchlosti reakcie.

3. Teplota. Každým zvýšením teploty o 10 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2- až 4-násobne (Van't Hoffovo pravidlo). So zvýšením teploty z t 1 na t 2 možno zmenu rýchlosti reakcie vypočítať podľa vzorca:

(kde Vt2 a Vt1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t2, resp. ti; g je teplotný koeficient tejto reakcie).
Van't Hoffovo pravidlo platí len v úzkom teplotnom rozsahu. Presnejšia je Arrheniova rovnica:

• e-Ea/RT

kde
A je konštanta v závislosti od povahy reaktantov;
R je univerzálna plynová konštanta;

Ea je aktivačná energia, t.j. energiu, ktorú musia mať zrážané molekuly, aby zrážka vyústila do chemickej premeny.
Energetický diagram chemickej reakcie.

A - činidlá, B - aktivovaný komplex (prechodný stav), C - produkty.
Čím vyššia je aktivačná energia Ea, tým viac sa zvyšuje rýchlosť reakcie so zvyšujúcou sa teplotou.

4. Kontaktná plocha reaktantov. V prípade heterogénnych systémov (keď sú látky v rôznych stavoch agregácie) platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich mletím, v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalýza. Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcií a zvyšujú ich rýchlosť, zostávajú nezmenené do konca reakcie, sa nazývajú katalyzátory. Mechanizmus účinku katalyzátorov je spojený s poklesom aktivačnej energie reakcie v dôsledku tvorby medziproduktov. O homogénna katalýzačinidlá a katalyzátor tvoria jednu fázu (sú v rovnakom stave agregácie), pričom heterogénna katalýza- rôzne fázy (sú v rôznych stavoch agregácie). V niektorých prípadoch možno priebeh nežiaducich chemických procesov drasticky spomaliť pridaním inhibítorov do reakčného média (fenomén negatívna katalýza").