Reakcijas ātrums nosaka viena reaģenta molārās koncentrācijas izmaiņas:

V = ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) = ± (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 (-) - izejviela).

Reakcijas notiek, kad saduras reaģējošo vielu molekulas. 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.
Ķīmisko reakciju ātrumu ietekmējošie faktori.
1. Reaģējošo vielu īpašības. Raksturam ir liela loma ķīmiskās saites un reaģentu molekulu struktūra. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās, ir vajadzīgas lielas enerģijas; šādas molekulas ir nedaudz reaģējošas. Saišu pārraušanai 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 istabas temperatūrā, sildot, lēni reaģē ar ūdeņradi.
Kalcija oksīds enerģiski reaģē ar ūdeni, izdalot siltumu; vara oksīds - nereaģē.

2. Koncentrēšanās. Pieaugot koncentrācijai (daļiņu skaits tilpuma vienībā), biežāk notiek reaģējošo vielu molekulu sadursmes - palielinās reakcijas ātrums.
Masu darbības likums (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ātrums ķīmiskā reakcija ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu 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 (Hofa noteikums). Temperatūrai palielinoties no t 1 līdz t 2, reakcijas ātruma izmaiņas var aprēķināt, izmantojot formulu:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(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 sadursme izraisītu ķīmisku transformāciju.
Ķīmiskās reakcijas enerģijas diagramma.

Eksotermiska reakcija	Endotermiska reakcija

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

4. Reaģējošo vielu saskares virsma. Neviendabīgām sistēmām (kad vielas atrodas dažādās agregācijas stāvokļi), kā vairāk virsmas kontakts, jo ātrāk notiek reakcija. Cieto vielu virsmas laukumu var palielināt, tās samaļot, bet šķīstošām vielām tās izšķīdinot.

5. Katalīze. Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, reakcijas beigās paliekot nemainīgas, 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 (ir vienā agregācijas stāvoklī), ar neviendabīga katalīze- dažādas fāzes (ir dažādos agregācijas stāvokļos). Dažos gadījumos nevēlamu ķīmisko procesu rašanos var strauji palēnināt, pievienojot reakcijas videi inhibitorus ("parādība" negatīva katalīze").

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

Citiem vārdiem sakot, ķīmiskās reakcijas var notikt ar dažādām ātrumu.

Bet kas tas ir reakcijas ātrums? Kāda ir šī daudzuma precīza definīcija un, pats galvenais, tā matemātiskā izteiksme?

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

Kur n 1 Unn 2 – vielas daudzums (mol) laikā t 1 un t 2 attiecīgi tilpuma sistēmā V.

Kāda plusa vai mīnusa zīme (±) parādīsies ātruma izteiksmes priekšā, ir atkarīgs no tā, vai mēs skatāmies uz vielas - produkta vai reaģenta - daudzuma izmaiņām.

Acīmredzot reakcijas laikā tiek patērēti reaģenti, tas ir, to daudzums 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 izteiksmes priekšā ir jāievieto mīnusa zīme.

Ja mēs skatāmies uz produkta daudzuma, nevis reaģenta, izmaiņas, 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 tilpumu, kurā atrodas šis vielas daudzums, sauc par molāro koncentrāciju AR:

Tādējādi, izmantojot molārās koncentrācijas jēdzienu un tās matemātisko izteiksmi, mēs varam uzrakstīt vēl vienu reakcijas ātruma noteikšanas iespēju:

Reakcijas ātrums ir vielas molārās koncentrācijas izmaiņas ķīmiskas reakcijas rezultātā, kas notiek 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 produkta laika vienībā. Galu galā, ņemot vērā milzīgs daudzums rafinētas naftas, pat pusprocents rada lielu finansiālu gada peļņu. Dažos gadījumos ir ārkārtīgi svarīgi palēnināt kādu 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:

A+B → C+D

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 molekulu sadursme izejmateriāli. Acīmredzot, ja mēs palielināsim molekulu skaitu uz tilpuma vienību, sadursmju skaits palielināsies tāpat kā jūsu sadursmju biežums ar pasažieriem pārpildītā autobusā, salīdzinot ar pustukšu autobusu.

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 nepavisam nepietiekams nosacījums, lai reakcija notiktu. 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 par lietu?

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 ir jābūt pietiekamai kinētiskajai enerģijai. Minimālo enerģiju, kādai jābūt reaģējošo vielu molekulām, lai reakcija notiktu, sauc par aktivācijas enerģiju un apzīmē ar E a. Sistēmā, kas sastāv no liels daudzums molekulas, ir molekulu sadalījums pēc enerģijas, 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 jūs zināt 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 Reakcijas ātruma temperatūru empīriski noteica holandiešu ķīmiķis Vants Hofs 19. gadsimtā. Pamatojoties uz saviem pētījumiem, viņš formulēja noteikumu, kas joprojām nes viņa vārdu, un tas ir šāds:

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 reakcijas gaitu, tos nelietojot.

Bet kā katalizatori palielina reakcijas ātrumu?

Atcerēsimies par aktivizācijas enerģiju E a. Molekulas, kuru enerģija ir zemāka par aktivācijas enerģiju, ja nav katalizatora, nevar mijiedarboties viena ar otru. Katalizatori maina ceļu, pa kuru notiek reakcija, tāpat kā pieredzējis gids vadīs ekspedīciju nevis tieši caur kalnu, bet ar apkārtceļu palīdzību, kā rezultātā pat tie pavadoņi, kuriem nebija pietiekami daudz enerģijas, lai uzkāptu pa kalnu. kalns varēs pārcelties uz citu viņas pusi.

Neskatoties uz to, ka reakcijas laikā katalizators netiek patērēts, tas tomēr 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 alumīnija metāla granulu, kas tiek pilināta mēģenē, kurā ir sālsskābes ūdens šķīdums. Alumīnijs ir aktīvs metāls, kas var reaģēt ar neoksidējošām skābēm. AR sālsskābe Reakcijas vienādojums ir šāds:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2

Alumīnijs ir cieta viela, kas nozīmē, ka reakcija ar sālsskābi notiek tikai uz tā virsmas. Acīmredzot, ja mēs palielinām virsmas laukumu, vispirms velmējot alumīnija granulu folijā, mēs tādējādi nodrošinām lielāku alumīnija atomu skaitu, kas ir pieejami reakcijai ar skābi. Tā rezultātā reakcijas ātrums palielināsies. Līdzīgi palielinot virsmu ciets 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 no reakcijas tiek noņemtas uzkrātās reakcijas produktu molekulas. zonā un tiek “ienesta” jauna reaģentu molekulu daļa.

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

Apkopojot visu iepriekš minēto, reakcijas ātrums ir atkarīgs no šādiem faktoriem:

1) reaģentu koncentrācija: jo augstāka, jo lielāks ātrums reakcijas

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

Ķīmiskā reakcija ir vienas vielas pārvēršana citā.

Neatkarīgi no ķīmisko reakciju veida tās tiek veiktas dažādos ātrumos. Piemēram, ģeoķīmiskās pārvērtības Zemes zarnās (kristālisko hidrātu veidošanās, sāļu hidrolīze, minerālvielu sintēze vai sadalīšanās) notiek tūkstošiem, miljonu gadu. Un tādas reakcijas kā šaujampulvera, ūdeņraža, salpetra un bertoleta sāls sadegšana notiek dažu sekunžu laikā.

Ķīmiskās reakcijas ātrums attiecas uz reaģentu (vai reakcijas produktu) daudzuma izmaiņām laika vienībā. Visbiežāk izmantotais jēdziens vidējais ātrums reakcijas (Δc p) laika intervālā.

v av = ± ∆C/∆t

Produktiem ∆С > 0, izejvielām -∆С< 0. Наиболее употребляемая единица измерения - моль на литр в секунду (моль/л*с).

Katras ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no daudziem faktoriem: reaģējošo vielu rakstura, reaģējošo vielu koncentrācijas, reakcijas temperatūras izmaiņām, reaģējošo vielu slīpēšanas pakāpes, spiediena izmaiņām un katalizatora ievadīšanas. reakcijas vidē.

Reaģentu raksturs būtiski ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu. Kā piemēru apsveriet dažu metālu mijiedarbību ar pastāvīgo komponentu - ūdeni. Definēsim metālus: Na, Ca, Al, Au. Nātrijs parastā temperatūrā ļoti spēcīgi reaģē ar ūdeni, izdalot lielu daudzumu siltuma.

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

Kalcijs mazāk enerģiski reaģē ar ūdeni parastā temperatūrā:

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

Alumīnijs reaģē ar ūdeni jau paaugstinātā temperatūrā:

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

Un zelts ir viens no neaktīvajiem metāliem, tas nereaģē ar ūdeni ne normālā, ne paaugstinātā temperatūrā.

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši atkarīgs no reaģentu koncentrācija . Tātad par reakciju:

C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O;

Reakcijas ātruma izteiksme ir šāda:

v = k**[O2]3;

kur k ir ķīmiskās reakcijas ātruma konstante, kas skaitliski vienāda ar šīs reakcijas ātrumu, ja reaģējošo komponentu koncentrācija ir vienāda ar 1 g/mol; [C 2 H 4 ] un [O 2 ] 3 vērtības atbilst reaģējošo vielu koncentrācijām, kas paaugstinātas līdz to stehiometrisko koeficientu pakāpēm. Jo lielāka ir [C 2 H 4 ] vai [O 2 ] koncentrācija, jo vairāk laika vienībā notiek šo vielu molekulu sadursmes, un līdz ar to lielāks ir ķīmiskās reakcijas ātrums.

Ķīmisko reakciju ātrumi, kā likums, arī ir tieši atkarīgi uz reakcijas temperatūru . Dabiski, paaugstinoties temperatūrai, palielinās molekulu kinētiskā enerģija, kas arī izraisa lielākas molekulu sadursmes laika vienībā. Daudzi eksperimenti ir parādījuši, ka ar katrām 10 grādu temperatūras izmaiņām reakcijas ātrums mainās 2-4 reizes (nepieciešams Hofa noteikums):

kur V T 2 ir ķīmiskās reakcijas ātrums pie T 2; V ti ir ķīmiskās reakcijas ātrums pie T 1 ; g ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients.

Ietekme vielu slīpēšanas pakāpe arī reakcijas ātrums ir tieši atkarīgs. Jo smalkākas ir reaģējošo vielu daļiņas, jo vairāk lielākā mērā Tie saskaras viens ar otru laika vienībā, jo lielāks ir ķīmiskās reakcijas ātrums. Tāpēc reakcijas starp gāzveida vielām vai šķīdumiem parasti notiek ātrāk nekā cietā stāvoklī.

Spiediena izmaiņas ietekmē reakcijas ātrumu starp vielām gāzveida stāvoklī. Atrodoties slēgtā tilpumā nemainīgā temperatūrā, reakcija norit ar ātrumu V 1. Ja šajā sistēmā palielināsim spiedienu (tātad samazināsim tilpumu), palielināsies reaģējošo vielu koncentrācijas, to molekulu sadursme. laika vienībā palielināsies, reakcijas ātrums palielināsies līdz V 2 (v 2 > v 1).

Katalizatori ir vielas, kas maina ķīmiskās reakcijas ātrumu, bet paliek nemainīgas pēc ķīmiskās reakcijas beigām. Katalizatoru ietekmi uz reakcijas ātrumu sauc par katalīzi. Katalizatori var gan paātrināt ķīmisko dinamisko procesu, gan to palēnināt. Ja mijiedarbojošās vielas un katalizators atrodas vienā agregācijas stāvoklī, mēs runājam par homogēnu katalīzi, un ar neviendabīgu katalīzi reaģenti un katalizators atrodas dažādos agregācijas stāvokļos. Katalizators un reaģenti veido starpproduktu kompleksu. Piemēram, reakcijai:

Katalizators (K) veido kompleksu ar A vai B - AK, VK, kas atbrīvo K, mijiedarbojoties ar brīvo daļiņu A vai B:

AK + B = AB + K

VK + A = VA + K;

blog.site, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz oriģinālo avotu.

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.) Reaģentu koncentrācija. Lai notiktu ķīmiskā reakcija, ir jāsaduras reaģējošo vielu molekulām. 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 atbilstošas ​​atomu pārkārtošanās, 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. Balstoties 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 reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam ar to stehiometrisko koeficientu jaudu. Vispārējam gadījumam:

Masu darbības likumam ir šāda forma:

Tiek saukts masas darbības likuma ieraksts noteiktai reakcijai reakcijas kinētiskais pamatvienādojums. Kinētiskajā pamatvienādojumā k ir reakcijas ātruma konstante, kas ir atkarīga no reaģentu īpašībām un temperatūras.

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

Reakcijas ātrums uz priekšu:

Atsauksmes ātrums:

Līdzsvara brīdī:

Līdz ar to masu darbības likums līdzsvara stāvoklī izpaužas šādā formā:

,

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.

2H2 + O2 = 2H2O

Pie 20 0 C reakcijas ātrums praktiski ir nulle un būtu nepieciešami 54 miljardi gadu, lai mijiedarbība progresētu par 15%. 500 0 C temperatūrā ūdens veidošanās prasīs 50 minūtes, un 700 0 C temperatūrā reakcija notiek uzreiz.

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

4) Katalizatoru iedarbība. Ķīmisko reakciju ātrumu var kontrolēt, izmantojot katalizatori– vielas, kas maina reakcijas ātrumu un paliek pēc reakcijas nemainītā daudzumā. Reakcijas ātruma maiņu katalizatora klātbūtnē sauc par katalīzi. Atšķirt pozitīvs(palielinās reakcijas ātrums) un negatīvs(reakcijas ātrums samazinās) katalīze. Dažkārt reakcijas laikā veidojas katalizators, šādus procesus sauc par autokatalītiskiem. Ir homogēna un neviendabīga katalīze.

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. Visi ķīmiskie procesi dzīvajos organismos notiekošos procesus katalizē fermenti, kas ir olbaltumvielas ar noteiktām specializētām funkcijām. Risinājumos, kuros notiek fermentatīvie procesi, nav tipiskas neviendabīgas vides, jo nav skaidri noteiktas fāzes saskarnes. Šādus procesus sauc par mikroheterogēno katalīzi.

Tāpat kā visi procesi, ķīmiskās reakcijas notiek laika gaitā, un tāpēc tām ir raksturīgs tāds vai cits ātrums.

Ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un to rašanās mehānismu, sauca ķīmiskā kinētika. Ķīmiskā kinētika darbojas ar jēdzieniem “fāze” un “sistēma”. Fāze – tā ir sistēmas daļa, kas no citām tās daļām atdalīta ar saskarni.

Sistēmas var būt viendabīgas un neviendabīgas. Homogēnas sistēmas sastāv no vienfāze. Piemēram, gaiss vai jebkurš gāzu maisījums, sāls šķīdums. Heterogēnās sistēmas sastāv no divas vai vairākas fāzes. Piemēram, šķidrs ūdens – ledus – tvaiki, sāls šķīdums + nogulsnes.

Reakcijas, kas notiek viendabīgā sistēmā, tiek saukti viendabīgs. Piemēram, N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH3 (g). Tie plūst visā. Reakcijas, kas notiek neviendabīgā sistēmā, tiek saukti neviendabīgs. Piemēram, C (k) + O 2 (g) = CO 2 (g). Tie plūst fāzes saskarnē.

Ķīmiskās reakcijas ātrums noteikts vielas daudzums, kas reaģē vai veidojas reakcijas laikā laika vienībā uz tilpuma vienību(viendabīgai reakcijai) vai katrai vienības saskarnei(neviendabīgai sistēmai).

Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu īpašībām, to koncentrācijas, temperatūras un katalizatoru klātbūtnes.

1. Reaģējošo vielu īpašības.

Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi, lai pārtrauktu saites H 2 un N 2 molekulās, ir vajadzīgas lielas enerģijas; šādas molekulas ir nedaudz reaģējošas. Saišu pārraušanai 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.

2. Koncentrēšanās.

Palielinoties koncentrācijai, biežāk notiek reaģējošo vielu molekulu sadursmes - palielinās reakcijas ātrums.

Izteikta ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas masu darbības likums (LMA): nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Kopumā par viendabīgs reakcijas

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

reakcijas ātruma atkarību izsaka ar vienādojumu:

kur CA un C B ir reaģentu koncentrācijas, mol/l; k ir reakcijas ātruma konstante. Konkrētai reakcijai 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) ZDM matemātiskā izteiksme ir:

υ = k∙∙

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.

Priekš neviendabīgs reakcijas (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), reakcijas ātrums ir atkarīgs tikai no gāzu vai izšķīdušo vielu koncentrācijas, un cietās fāzes koncentrācija nav iekļauta EDM matemātiskajā izteiksmē:

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

Piemēram, oglekļa sadegšanas ātrums skābeklī ir proporcionāls tikai skābekļa koncentrācijai:

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

3. Temperatūra.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās molekulu kustības ātrums, kas savukārt noved pie sadursmju skaita palielināšanās starp tām. Lai reakcija notiktu, saduras molekulām ir jābūt noteiktai enerģijas pārpalikumam. Enerģijas pārpalikums, kam jābūt molekulām pirms to sadursmes, var izraisīt jaunas vielas veidošanos, zvanīja aktivizācijas enerģija. Aktivizācijas enerģija ( E a) ir izteikti kJ/mol. Tā vērtība ir atkarīga no reaģējošo vielu rakstura, t.i. Katrai reakcijai ir sava aktivizācijas enerģija. Molekulas ar aktivācijas enerģiju, zvanīja aktīvs. Temperatūras paaugstināšana palielina aktīvo molekulu skaitu un tādējādi palielina ķīmiskās reakcijas ātrumu.

Izteikta ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums: par katru 10 °C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

kur υ 2 un υ 1 ir reakcijas ātrums temperatūrās t 2 un t 1,

γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes reakcijas ātrums palielinās, temperatūrai paaugstinoties par 10 0 C.

4. Reaģējošo vielu saskares virsma.

Neviendabīgām sistēmām, jo ​​lielāka ir saskares virsma, jo ātrāk notiek reakcija. Cieto vielu virsmas laukumu var palielināt, tās samaļot, bet šķīstošām vielām tās izšķīdinot.

5. Katalizatori.

Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, paliekot nemainīgas reakcijas beigās, tiek saukti katalizatori. Reakcijas ātruma izmaiņas katalizatoru ietekmē sauc katalīze. Ir katalīze viendabīgs Un neviendabīgs.

UZ viendabīgs Tie ietver procesus, kuros katalizators ir tādā pašā agregācijas stāvoklī kā reaģenti.

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

Viendabīga katalizatora darbība ir veidot vairāk vai mazāk spēcīgus starpposma aktīvus savienojumus, no kuriem tas pēc tam tiek pilnībā reģenerēts.

UZ neviendabīgs Katalīze attiecas uz procesiem, kuros katalizators un reaģenti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos, un reakcija notiek uz katalizatora virsmas.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Neviendabīgu katalizatoru darbības mehānisms ir sarežģītāks nekā viendabīgo. Nozīmīga loma šajos procesos ir gāzveida un šķidru vielu absorbcijas parādībām uz cietas vielas virsmas - adsorbcijas fenomenam. Adsorbcijas rezultātā palielinās reaģējošo vielu koncentrācija, palielinās to ķīmiskā aktivitāte, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos.