Ταχύτητα αντίδρασηςκαθορίζεται από μια αλλαγή στη μοριακή συγκέντρωση ενός από τα αντιδρώντα:

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

Όπου C 1 και C 2 είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των ουσιών στις στιγμές t 1 και t 2, αντίστοιχα (σύμβολο (+) - εάν ο ρυθμός προσδιορίζεται από το προϊόν της αντίδρασης, σύμβολο (-) - από την αρχική ουσία).

Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν τα μόρια των ουσιών που αντιδρούν συγκρούονται. Η ταχύτητά του καθορίζεται από τον αριθμό των συγκρούσεων και την πιθανότητα να οδηγήσουν σε μετασχηματισμό. Ο αριθμός των συγκρούσεων καθορίζεται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν και η πιθανότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από την ενέργεια των μορίων που συγκρούονται.
Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
1. Η φύση των αντιδρώντων ουσιών. Ο χαρακτήρας παίζει μεγάλο ρόλο χημικοί δεσμοίκαι τη δομή των μορίων του αντιδραστηρίου. Οι αντιδράσεις προχωρούν προς την κατεύθυνση της καταστροφής λιγότερο ισχυρών δεσμών και του σχηματισμού ουσιών με ισχυρότερους δεσμούς. Έτσι, το σπάσιμο των δεσμών στα μόρια H 2 και N 2 απαιτεί υψηλές ενέργειες. τέτοια μόρια είναι ελαφρώς αντιδραστικά. Το σπάσιμο των δεσμών σε πολύ πολικά μόρια (HCl, H 2 O) απαιτεί λιγότερη ενέργεια και ο ρυθμός αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερος. Οι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών συμβαίνουν σχεδόν αμέσως.
Παραδείγματα
Το φθόριο αντιδρά με το υδρογόνο εκρηκτικά σε θερμοκρασία δωματίου Το βρώμιο αντιδρά με το υδρογόνο αργά όταν θερμαίνεται.
Το οξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με το νερό έντονα, απελευθερώνοντας θερμότητα. οξείδιο του χαλκού - δεν αντιδρά.

2. Συγκέντρωση. Με την αύξηση της συγκέντρωσης (ο αριθμός των σωματιδίων ανά μονάδα όγκου), οι συγκρούσεις των μορίων των αντιδρώντων ουσιών συμβαίνουν συχνότερα - ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.
Νόμος της μαζικής δράσης (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ταχύτητα χημική αντίδρασηείναι ευθέως ανάλογο με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Η φυσική έννοια της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε μοναδιαίες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Για ετερογενείς αντιδράσεις, η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στην έκφραση του ρυθμού αντίδρασης.

3. Θερμοκρασία. Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές (κανόνας van't Hoff). Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται από t 1 σε t 2, η αλλαγή στον ρυθμό αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= ζ

(όπου Vt 2 και Vt 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 2 και t 1, αντίστοιχα, g είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας αυτής της αντίδρασης).
Ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει μόνο σε στενό εύρος θερμοκρασίας. Πιο ακριβής είναι η εξίσωση Arrhenius:

• e -Ea/RT

Οπου
Το Α είναι μια σταθερά ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων.
R είναι η καθολική σταθερά αερίου.

Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, δηλ. την ενέργεια που πρέπει να έχουν τα συγκρουόμενα μόρια προκειμένου η σύγκρουση να οδηγήσει σε χημικό μετασχηματισμό.
Ενεργειακό διάγραμμα χημικής αντίδρασης.

Εξώθερμη αντίδραση	Ενδόθερμη αντίδραση

A - αντιδραστήρια, B - ενεργοποιημένο σύμπλοκο (κατάσταση μετάβασης), C - προϊόντα.
Όσο υψηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης Ea, τόσο περισσότερο αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας.

4. Επιφάνεια επαφής αντιδρώντων ουσιών. Για ετερογενή συστήματα (όταν οι ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικά καταστάσεις συνάθροισης), πως περισσότερη επιφάνειαεπαφή, τόσο πιο γρήγορα συμβαίνει η αντίδραση. Το εμβαδόν της επιφάνειας των στερεών μπορεί να αυξηθεί με την άλεση τους και για τις διαλυτές ουσίες με τη διάλυσή τους.

5. Κατάλυση. Οι ουσίες που συμμετέχουν στις αντιδράσεις και αυξάνουν την ταχύτητά της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, ονομάζονται καταλύτες. Ο μηχανισμός δράσης των καταλυτών σχετίζεται με μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης λόγω του σχηματισμού ενδιάμεσων ενώσεων. Στο ομοιογενής κατάλυσητα αντιδραστήρια και ο καταλύτης αποτελούν μία φάση (βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης), με ετερογενής κατάλυση- διαφορετικές φάσεις (βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συνάθροισης). Σε ορισμένες περιπτώσεις, η εμφάνιση ανεπιθύμητων χημικών διεργασιών μπορεί να επιβραδυνθεί απότομα με την προσθήκη αναστολέων στο μέσο αντίδρασης (το «φαινόμενο» αρνητική κατάλυση").

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 ). Οι αντιδράσεις είναι γνωστό ότι 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 ταχύτητα αντίδρασης? 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 Καιn 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 αλλαγή στη μοριακή συγκέντρωση μιας ουσίας ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης που λαμβάνει χώρα 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. Εξάλλου, λαμβάνοντας υπόψη μεγάλο ποσότου διυλισμένου λαδιού, 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:

A + B → C + D

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 απαραίτητη τουλάχιστον μια σύγκρουση μορίων πρώτες ύλες. 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 μεγάλη ποσότηταμόρια, υπάρχει κατανομή των 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.

Γεγονός θετική επιρροήΗ θερμοκρασία στον ρυθμό αντίδρασης καθορίστηκε 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 2 Και V 1 είναι 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 τη διαδρομή κατά την οποία 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 υδροχλωρικό οξύΗ εξίσωση της αντίδρασης είναι η 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, παρέχουμε έτσι έναν μεγαλύτερο αριθμό ατόμων αλουμινίου διαθέσιμα για αντίδραση με το οξύ. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί. Ομοίως, αυξάνοντας την επιφάνεια στερεόςμπορεί να επιτευχθεί αλέθοντάς το 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 ταχύτητααντιδράσεις

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 υψηλότερος είναι ο ρυθμός αντίδρασης

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

Μια χημική αντίδραση είναι η μετατροπή μιας ουσίας σε μια άλλη.

Οποιοδήποτε είδος χημικών αντιδράσεων πραγματοποιούνται με διαφορετικούς ρυθμούς. Για παράδειγμα, οι γεωχημικοί μετασχηματισμοί στα έγκατα της Γης (σχηματισμός κρυσταλλικών υδριτών, υδρόλυση αλάτων, σύνθεση ή αποσύνθεση ορυκτών) λαμβάνουν χώρα για χιλιάδες, εκατομμύρια χρόνια. Και αντιδράσεις όπως η καύση της πυρίτιδας, του υδρογόνου, της άλατος και του αλατιού κουκουλών συμβαίνουν μέσα σε κλάσματα δευτερολέπτων.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αναφέρεται στη μεταβολή των ποσοτήτων των αντιδρώντων ουσιών (ή προϊόντων αντίδρασης) ανά μονάδα χρόνου. Η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη έννοια μέση ταχύτητααντιδράσεις (Δc p) στο χρονικό διάστημα.

v av = ± ∆C/∆t

Για προϊόντα ∆Σ > 0, για αρχικές ουσίες -∆С< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Ο ρυθμός κάθε χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες: τη φύση των αντιδρώντων ουσιών, τη συγκέντρωση των ουσιών που αντιδρούν, τις αλλαγές στη θερμοκρασία της αντίδρασης, τον βαθμό άλεσης των αντιδρώντων ουσιών, τις αλλαγές στην πίεση και την εισαγωγή καταλύτη. στο μέσο αντίδρασης.

Φύση των αντιδρώντων επηρεάζει σημαντικά τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Ως παράδειγμα, εξετάστε την αλληλεπίδραση ορισμένων μετάλλων με ένα μόνιμο συστατικό - το νερό. Ας ορίσουμε τα μέταλλα: Na, Ca, Al, Au. Το νάτριο αντιδρά με το νερό σε συνηθισμένες θερμοκρασίες πολύ βίαια, απελευθερώνοντας μεγάλη ποσότητα θερμότητας.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 + Q;

Το ασβέστιο αντιδρά λιγότερο έντονα με το νερό σε συνηθισμένες θερμοκρασίες:

Ca + 2H2O = Ca(OH) 2 + H2 + Q;

Το αλουμίνιο αντιδρά με νερό ήδη σε υψηλές θερμοκρασίες:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)z + ZH2 - Q;

Και ο χρυσός είναι ένα από τα ανενεργά μέταλλα που δεν αντιδρά με το νερό ούτε σε κανονικές ούτε σε υψηλές θερμοκρασίες.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται άμεσα από συγκεντρώσεις των αντιδρώντων . Λοιπόν, για την αντίδραση:

C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O;

Η έκφραση για τον ρυθμό αντίδρασης είναι:

v = k**[O 2 ] 3 ;

Όπου k είναι η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης, αριθμητικά ίση με την ταχύτητα αυτής της αντίδρασης, με την προϋπόθεση ότι οι συγκεντρώσεις των συστατικών που αντιδρούν είναι 1 g/mol. οι τιμές των [C 2 H 4 ] και [O 2 ] 3 αντιστοιχούν στις συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν ανυψωμένες στην ισχύ των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του [C 2 H 4 ] ή του [O 2 ], τόσο περισσότερες συγκρούσεις μορίων αυτών των ουσιών ανά μονάδα χρόνου, και επομένως τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της χημικής αντίδρασης.

Οι ρυθμοί των χημικών αντιδράσεων, κατά κανόνα, εξαρτώνται επίσης άμεσα στη θερμοκρασία αντίδρασης . Φυσικά, με την αύξηση της θερμοκρασίας, η κινητική ενέργεια των μορίων αυξάνεται, γεγονός που οδηγεί επίσης σε μεγαλύτερες συγκρούσεις μορίων ανά μονάδα χρόνου. Πολλά πειράματα έχουν δείξει ότι με κάθε αλλαγή θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός αντίδρασης αλλάζει κατά 2-4 φορές (κανόνας van't Hoff):

όπου V T 2 είναι ο ρυθμός χημικής αντίδρασης στο T 2. V ti είναι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης στο T 1 ; g είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

Επιρροή βαθμός άλεσης των ουσιών Η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται επίσης άμεσα. Όσο λεπτότερα είναι τα σωματίδια των ουσιών που αντιδρούν, τόσο περισσότερα σε μεγαλύτερο βαθμόΈρχονται σε επαφή μεταξύ τους ανά μονάδα χρόνου, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της χημικής αντίδρασης. Επομένως, κατά κανόνα, οι αντιδράσεις μεταξύ αέριων ουσιών ή διαλυμάτων προχωρούν ταχύτερα από ό,τι στη στερεή κατάσταση.

Οι αλλαγές στην πίεση επηρεάζουν τον ρυθμό αντίδρασης μεταξύ ουσιών σε αέρια κατάσταση. Όντας σε κλειστό όγκο σε σταθερή θερμοκρασία, η αντίδραση προχωρά με ταχύτητα V 1. Αν σε αυτό το σύστημα αυξήσουμε την πίεση (άρα μειώσουμε τον όγκο), θα αυξηθούν οι συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν, η σύγκρουση των μορίων τους ανά μονάδα χρόνου θα αυξηθεί, ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί σε V 2 (v 2 > v 1).

Καταλύτες είναι ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, αλλά παραμένουν αμετάβλητες μετά το τέλος της χημικής αντίδρασης. Η επίδραση των καταλυτών στον ρυθμό μιας αντίδρασης ονομάζεται κατάλυση Οι καταλύτες μπορούν να επιταχύνουν μια χημική δυναμική διαδικασία και να την επιβραδύνουν. Όταν οι ουσίες που αλληλεπιδρούν και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης, μιλάμε για ομοιογενή κατάλυση και με ετερογενή κατάλυση, τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης. Ο καταλύτης και τα αντιδραστήρια σχηματίζουν ένα ενδιάμεσο σύμπλοκο. Για παράδειγμα, για μια αντίδραση:

Ο καταλύτης (Κ) σχηματίζει ένα σύμπλοκο με το Α ή το Β - ΑΚ, VK, το οποίο απελευθερώνει Κ κατά την αλληλεπίδραση με ένα ελεύθερο σωματίδιο Α ή Β:

ΑΚ + Β = ΑΒ + Κ

VK + A = VA + K;

blog.site, κατά την πλήρη ή μερική αντιγραφή υλικού, απαιτείται σύνδεσμος στην αρχική πηγή.

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. Ολα χημικές διεργασίεςδιεργασίες που συμβαίνουν σε 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.

Όπως κάθε διαδικασία, οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν με την πάροδο του χρόνου και επομένως χαρακτηρίζονται από τη μία ή την άλλη ταχύτητα.

Ο κλάδος της χημείας που μελετά τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων και τον μηχανισμό εμφάνισής τους,που ονομάζεται χημική κινητική. Η χημική κινητική λειτουργεί με τις έννοιες «φάση» και «σύστημα». Φάση – είναι ένα μέρος ενός συστήματος που διαχωρίζεται από τα άλλα μέρη του με μια διεπαφή.

Τα συστήματα μπορεί να είναι ομοιογενή ή ετερογενή. Ομοιογενή συστήματααποτελείται από μονή φάση. Για παράδειγμα, αέρας ή οποιοδήποτε μείγμα αερίων, διάλυμα άλατος. Ετερογενή συστήματααποτελείται από δύο ή περισσότερες φάσεις. Για παράδειγμα, υγρό νερό – πάγος – ατμός, διάλυμα αλατιού + ίζημα.

Αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ομοιογενές σύστημα, λέγονται ομοιογενής. Για παράδειγμα, N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g). Κυκλοφορούν παντού. Αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ετερογενές σύστημα, λέγονται ετερογενής. Για παράδειγμα, C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Ρέουν στη διεπαφή φάσης.

Ρυθμός χημικής αντίδρασηςπροσδιορίζεται η ποσότητα της ουσίας που αντιδρά ή σχηματίζεται κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου(για ομοιογενή αντίδραση) ή ανά μονάδα διεπαφής(για ένα ετερογενές σύστημα).

Ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη συγκέντρωσή τους, τη θερμοκρασία και την παρουσία καταλυτών.

1. Η φύση των αντιδρώντων ουσιών.

Οι αντιδράσεις προχωρούν προς την κατεύθυνση της καταστροφής λιγότερο ισχυρών δεσμών και του σχηματισμού ουσιών με ισχυρότερους δεσμούς. Έτσι, το σπάσιμο των δεσμών στα μόρια H 2 και N 2 απαιτεί υψηλές ενέργειες. τέτοια μόρια είναι ελαφρώς αντιδραστικά. Το σπάσιμο των δεσμών σε πολύ πολικά μόρια (HCl, H 2 O) απαιτεί λιγότερη ενέργεια και ο ρυθμός αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερος. Οι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών συμβαίνουν σχεδόν αμέσως.

2. Συγκέντρωση.

Καθώς η συγκέντρωση αυξάνεται, οι συγκρούσεις των μορίων των ουσιών που αντιδρούν συμβαίνουν συχνότερα - ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.

Εκφράζεται η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων νόμος της μαζικής δράσης (LMA): σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών.

Σε γενικές γραμμές, για ομοιογενήςαντιδράσεις

nA (g) + mB (g) = pAB (g)

η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης εκφράζεται με την εξίσωση:

όπου C A και C B είναι οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων, mol/l. k είναι η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης. Για μια συγκεκριμένη αντίδραση 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), η μαθηματική έκφραση για το ZDM είναι:

υ = k∙∙

Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων. Η φυσική έννοια της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε μοναδιαίες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.

Για ετερογενήςαντιδράσεις (όταν οι ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται μόνο από τη συγκέντρωση αερίων ή διαλυμένων ουσιών και η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στη μαθηματική έκφραση του EDM:

nA (k) + mB (g) = pAB (g)

Για παράδειγμα, ο ρυθμός καύσης του άνθρακα στο οξυγόνο είναι ανάλογος μόνο με τη συγκέντρωση οξυγόνου:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k)

3. Θερμοκρασία.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ταχύτητα κίνησης των μορίων αυξάνεται, γεγονός που με τη σειρά του οδηγεί σε αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων μεταξύ τους. Για να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση, τα συγκρουόμενα μόρια πρέπει να έχουν μια ορισμένη περίσσεια ενέργειας. Η περίσσεια ενέργειας που πρέπει να έχουν τα μόρια πριν από τη σύγκρουσή τους μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό μιας νέας ουσίας, που ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης. Ενέργεια ενεργοποίησης ( Ε α) εκφράζονται σε kJ/mol. Η τιμή του εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών, δηλ. Κάθε αντίδραση έχει τη δική της ενέργεια ενεργοποίησης. Μόρια με ενέργεια ενεργοποίησης, που ονομάζεται ενεργός. Η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει τον αριθμό των ενεργών μορίων, και επομένως αυξάνει τον ρυθμό της χημικής αντίδρασης.

Εκφράζεται η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία ο κανόνας του van't Hoff: για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

όπου υ 2 και υ 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 2 και t 1,

γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 0 C.

4. Επιφάνεια επαφής αντιδρώντων ουσιών.

Για ετερογενή συστήματα, όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια επαφής, τόσο πιο γρήγορα συμβαίνει η αντίδραση. Το εμβαδόν της επιφάνειας των στερεών μπορεί να αυξηθεί με την άλεση τους και για τις διαλυτές ουσίες με τη διάλυσή τους.

5. Καταλύτες.

Ουσίες που συμμετέχουν στις αντιδράσεις και αυξάνουν την ταχύτητά της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, λέγονται καταλύτες. Η μεταβολή του ρυθμού αντίδρασης υπό την επίδραση των καταλυτών ονομάζεται κατάλυση. Υπάρχουν κατάλυση ομοιογενήςΚαι ετερογενής.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ομοιογενήςΑυτές περιλαμβάνουν διαδικασίες στις οποίες ο καταλύτης βρίσκεται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης με τα αντιδρώντα.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g)

Η δράση ενός ομοιογενούς καταλύτη είναι να σχηματίσει περισσότερο ή λιγότερο ισχυρές ενδιάμεσες δραστικές ενώσεις, από τις οποίες στη συνέχεια αναγεννάται πλήρως.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ετερογενήςΗ κατάλυση αναφέρεται σε διαδικασίες στις οποίες ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης και η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη.

N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)

Ο μηχανισμός δράσης των ετερογενών καταλυτών είναι πιο περίπλοκος από τους ομοιογενείς. Σημαντικό ρόλο σε αυτές τις διεργασίες παίζουν τα φαινόμενα απορρόφησης αερίων και υγρών ουσιών στην επιφάνεια μιας στερεής ουσίας - το φαινόμενο της προσρόφησης. Ως αποτέλεσμα της προσρόφησης, η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, η χημική τους δράση αυξάνεται, γεγονός που οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.