Ained, mis suurendavad keemilise reaktsiooni kiirust. Keemiliste reaktsioonide kiirus ja tegurid, millest see sõltub: reagentide olemus, nende kontsentratsioon, keemiliste reaktsioonide kulgemise temperatuur, reagentide kontaktpind, kass

Me seisame pidevalt silmitsi erinevate keemiliste vastasmõjudega. Põlemine maagaas, raua roostetamine, piima hapnemine - kaugeltki kõik protsessid, mida on üksikasjalikult uuritud koolikursus keemia.

Mõned reaktsioonid võtavad aega sekundite murdosa, samas kui mõned koostoimed võtavad päevi või nädalaid.

Proovime tuvastada reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist, kontsentratsioonist ja muudest teguritest. Uues haridusstandard peal see küsimus määratud minimaalne kogusõppimise aeg. Üksiku testides riigieksam on ülesanded reaktsiooni kiiruse sõltuvuse kohta temperatuurist, kontsentratsioonist ja isegi arvutusülesanded. Paljudel keskkooliõpilastel on neile küsimustele vastuste leidmisel teatud raskusi, seetõttu analüüsime seda teemat üksikasjalikult.

Vaadeldava küsimuse asjakohasus

Teave reaktsioonikiiruse kohta on olulised praktilised ja teaduslik tähtsus. Näiteks konkreetse ainete ja toodete tootmisel sõltub sellest väärtusest otseselt seadmete tootlikkus ja kauba maksumus.

Käimasolevate reaktsioonide klassifikatsioon

Algkomponentide agregatsiooniseisundi ja heterogeensete interaktsioonide käigus tekkinud produktide vahel on otsene seos.

Keemias mõistetakse süsteemi all tavaliselt ainet või nende kombinatsiooni.

Homogeenne on selline süsteem, mis koosneb ühest faasist (sama agregatsiooni olek). Näitena võib tuua gaaside segu, mitu erinevat vedelikku.

Heterogeenne süsteem on süsteem, milles reagendid on gaaside ja vedelike kujul. tahked ained ja gaasid.

Reaktsioonikiirus ei sõltu ainult temperatuurist, vaid ka faasist, milles analüüsitavas interaktsioonis osalevaid komponente kasutatakse.

Homogeense koostise jaoks on protsess iseloomulik kogu mahu ulatuses, mis parandab oluliselt selle kvaliteeti.

Kui lähtematerjalid on erinevates faasiseisundid, sel juhul täheldatakse maksimaalset interaktsiooni faasipiiril. Näiteks lahustamisel aktiivne metall happes täheldatakse toote (soola) moodustumist ainult nende kokkupuutepinnal.

Matemaatiline seos protsessi kiiruse ja erinevate tegurite vahel

Mis on keemilise reaktsiooni kiiruse võrrand temperatuuri funktsioonina? Homogeense protsessi korral määrab kiiruse reaktsiooni käigus interakteeruva või reaktsiooni käigus tekkiva aine kogus süsteemi mahus ajaühikus.

Heterogeense protsessi puhul määratakse kiirus protsessis reageeriva või protsessis saadud aine koguse põhjal pindalaühiku kohta minimaalse aja jooksul.

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Reaktiivide iseloom on protsesside erineva kiiruse üheks põhjuseks. Näiteks, leelismetallid toatemperatuuril moodustavad nad veega leelised ja protsessiga kaasneb gaasilise vesiniku intensiivne eraldumine. Väärismetallid (kuld, plaatina, hõbe) ei ole sellisteks protsessideks võimelised ei toatemperatuuril ega kuumutamisel.

Reagentide olemus on tegur, mida võetakse arvesse keemiatööstus tootmise efektiivsuse parandamiseks.

Selgub seos reaktiivide kontsentratsiooni ja keemilise reaktsiooni kiiruse vahel. Mida kõrgem see on, seda rohkem osakesi põrkub, seetõttu kulgeb protsess kiiremini.

Massitegevuse seadus matemaatiline vorm kirjeldab otse proportsionaalne sõltuvus lähteainete kontsentratsiooni ja protsessi kiiruse vahel.

Selle sõnastas 19. sajandi keskel vene keemik N. N. Beketov. Iga protsessi jaoks määratakse reaktsioonikonstant, mis ei ole seotud temperatuuri, kontsentratsiooni ega reagentide olemusega.

Tahke ainega seotud reaktsiooni kiirendamiseks on vaja see jahvatada pulbriks.

Sel juhul suureneb pindala, mis mõjutab positiivselt protsessi kiirust. Kasutatakse diislikütuseks eriline süsteem sissepritse, mille tõttu õhuga kokkupuutel süsivesinike segu põlemisprotsessi kiirus oluliselt suureneb.

Küte

Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist selgitab molekulaarkineetiline teooria. See võimaldab teil teatud tingimustel arvutada reaktiivide molekulide kokkupõrgete arvu. Sellise teabega relvastatud siis normaalsetes tingimustes kõik protsessid peavad olema hetkelised.

Aga kui arvestada konkreetne näide reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist, selgub, et interaktsiooniks on vaja esmalt lõhkuda aatomitevahelised keemilised sidemed, et moodustada neist uusi aineid. See nõuab märkimisväärsel hulgal energiat. Milline on reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist? Aktiveerimisenergia määrab molekulide purunemise võimaluse, iseloomustab protsesside reaalsust. Selle mõõtühikud on kJ/mol.

Ebapiisava energiaindeksi korral on kokkupõrge ebaefektiivne, seega ei kaasne sellega uue molekuli moodustumist.

Graafiline esitus

Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist saab esitada graafiliselt. Kuumutamisel suureneb osakeste kokkupõrgete arv, mis aitab kaasa interaktsiooni kiirenemisele.

Mis on reaktsioonikiiruse ja temperatuuri graafik? Molekulide energia joonistatakse horisontaalselt ja kõrge energiavaruga osakeste arv on näidatud vertikaalselt. Graafik on kõver, mille järgi saab hinnata konkreetse interaktsiooni kiirust.

Mida suurem on energia erinevus keskmisest, seda kaugemal on kõvera punkt maksimumist ning väiksemal protsendil molekulidest on selline energiavaru.

Olulised aspektid

Kas reaktsioonikiiruse konstandi temperatuurist sõltuvuse võrrandit on võimalik kirjutada? Selle suurenemine väljendub protsessi kiiruse suurenemises. Sellist sõltuvust iseloomustab teatud väärtus, mida nimetatakse protsessi kiiruse temperatuurikoefitsiendiks.

Mis tahes interaktsiooni korral ilmnes reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvus temperatuurist. Selle 10 kraadi võrra suurenemise korral suureneb protsessi kiirus 2-4 korda.

Homogeensete reaktsioonide kiiruse sõltuvust temperatuurist saab esitada matemaatiliselt.

Enamiku interaktsioonide puhul toatemperatuuril on koefitsient vahemikus 2 kuni 4. Näiteks temperatuuri koefitsiendiga 2,9 kiirendab temperatuuri tõus 100 kraadi võrra protsessi peaaegu 50 000 korda.

Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist saab kergesti seletada erinevate aktiveerimisenergia väärtustega. Sellel on minimaalne väärtus ioonprotsesside ajal, mille määrab ainult katioonide ja anioonide koostoime. Arvukad katsed annavad tunnistust selliste reaktsioonide hetkelisest ilmnemisest.

Kell kõrge väärtus aktiveerimisenergiat, viib interaktsiooni rakendamiseni vaid väike arv osakeste kokkupõrkeid. Keskmise aktiveerimisenergia korral interakteeruvad reagendid keskmise kiirusega.

Reaktsioonikiiruse sõltuvuse kontsentratsioonist ja temperatuurist ülesandeid käsitletakse ainult kõrgemal haridustasemel ja need põhjustavad sageli lastele tõsiseid raskusi.

Protsessi kiiruse mõõtmine

Need protsessid, mis nõuavad märkimisväärset aktiveerimisenergiat, hõlmavad algsete ainete aatomite vaheliste sidemete esialgset katkemist või nõrgenemist. Sel juhul lähevad nad teatud vaheolekusse, mida nimetatakse aktiveeritud kompleksiks. See on ebastabiilne olek, laguneb üsna kiiresti reaktsiooniproduktideks, protsessiga kaasneb lisaenergia vabanemine.

Kõige lihtsamal kujul on aktiveeritud kompleks nõrgestatud vanade sidemetega aatomite konfiguratsioon.

Inhibiitorid ja katalüsaatorid

Analüüsime ensümaatilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust keskkonna temperatuurist. Sellised ained toimivad protsessi kiirendajatena.

Nad ise ei ole suhtluses osalejad, nende arv pärast protsessi lõppu jääb muutumatuks. Kui katalüsaatorid suurendavad reaktsiooni kiirust, siis inhibiitorid, vastupidi, aeglustavad seda protsessi.

Selle olemus seisneb vaheühendite moodustumises, mille tulemusena täheldatakse protsessi kiiruse muutumist.

Järeldus

Maailmas toimub iga minut erinevaid keemilisi koostoimeid. Kuidas teha kindlaks reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist? Arrheniuse võrrand on kiiruskonstandi ja temperatuuri vahelise seose matemaatiline seletus. See annab aimu nendest aktiveerimisenergiatest, mille juures on võimalik molekulides aatomite vaheliste sidemete hävimine või nõrgenemine, osakeste jaotumine uuteks keemilisteks aineteks.

Tänu molekulaarkineetilisele teooriale on võimalik prognoosida algkomponentide interaktsioonide tõenäosust, arvutada protsessi kiirust. Reaktsiooni kiirust mõjutavate tegurite hulgas on eriline tähendus on temperatuuri muutus, protsentuaalne kontsentratsioon interakteeruvad ained, kokkupuutepind, katalüsaatori (inhibiitori) olemasolu, samuti interakteeruvate komponentide olemus.

Keemiliste reaktsioonide kiirus, selle sõltuvus erinevatest teguritest

Homogeensed ja heterogeensed keemilised reaktsioonid

Keemilised reaktsioonid toimuvad koos erinevad kiirused: madalal kiirusel - stalaktiitide ja stalagmiitide moodustumise ajal, keskmise kiirusega - toidu valmistamisel, koheselt - plahvatuse ajal. Reaktsioonid on väga kiired vesilahused, peaaegu koheselt. Segame baariumkloriidi ja naatriumsulfaadi lahused - baariumsulfaat tekib kohe sademe kujul. Väävel põleb kiiresti, kuid mitte kohe, magneesium lahustub selles vesinikkloriidhape, etüleen muudab broomivee värvituks. Raudesemetele tekib aeglaselt rooste, vask- ja pronkstoodetele tahvel, lehestik mädaneb aeglaselt ja hambad hävivad.

Keemilise reaktsiooni kiiruse ennustamine ja selle sõltuvuse selgitamine protsessi tingimustest on ülesanne. keemiline kineetika— teadused vooluseadustest keemilised reaktsioonidõigel ajal.

Kui keemilised reaktsioonid toimuvad homogeenses keskkonnas, näiteks lahuses või gaasifaasis, siis toimub reagentide interaktsioon kogu mahus. Selliseid reaktsioone, nagu teate, nimetatakse homogeenne.

Homogeense reaktsiooni kiirus ($v_(homog.)$) on defineeritud kui aine koguse muutus ajaühikus ruumalaühikus:

$υ_(homog.)=(∆n)/(∆t V),$

kus $∆n$ on ühe aine moolide arvu muutus (enamasti algne, kuid see võib olla ka reaktsiooniprodukt); $∆t$ — ajavahemik (s, min); $V$ on gaasi või lahuse maht (l).

Kuna aine ja mahu suhe on molaarne kontsentratsioon$C$ siis

$(∆n)/(V)=∆C.$

Sellel viisil, homogeenne reaktsioonikiirus on määratletud kui ühe aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t)[(mol)/(l s)]$

kui süsteemi helitugevus ei muutu. Kui ainete vahel toimub reaktsioon erinevates agregatsiooniseisundid(näiteks tahke aine ja gaasi või vedeliku vahel) või ainete vahel, mis ei suuda moodustada homogeenset keskkonda (näiteks segunematute vedelike vahel), siis läbib see ainult ainete kontaktpinnal. Selliseid reaktsioone nimetatakse heterogeenne.

Heterogeenne reaktsioonikiirus on määratletud kui aine hulga muutus ajaühikus pinnaühiku kohta:

$υ_(homog.)=(∆C)/(∆t S)[(mol)/(c m^2)]$

kus $S$ on ainete vaheline kokkupuutepind ($m^2, cm^2$).

Kui mis tahes käimasoleva reaktsiooni korral mõõdetakse lähteaine kontsentratsiooni eksperimentaalselt erinevatel ajahetkedel, saab selle muutust graafiliselt kuvada, kasutades selle reaktiivi kineetilist kõverat.

Reaktsioonikiirus ei ole püsiv väärtus. Näidasime ainult antud reaktsiooni teatud keskmist kiirust teatud ajavahemikus.

Kujutage ette, et me määrame reaktsiooni kiiruse

$H_2+Cl_2→2HCl$

a) muutes $Н_2$ kontsentratsiooni;

b) $HCl$ kontsentratsiooni muutmisega.

Kas saame samad väärtused? Moodustub ju alates $1$ mol $H_2$ $2$ mol $HCl$, nii et kiirus juhul b) on kaks korda suurem. Seetõttu sõltub reaktsioonikiiruse väärtus ka ainest, millega see määratakse.

Aine koguse muutus, millega määratakse reaktsiooni kiirus, on väline tegur uurija poolt täheldatud. Tegelikult viiakse kõik protsessid läbi mikrotasandil. Ilmselgelt peavad osakesed reageerimiseks ennekõike kokku põrkuma ja tõhusalt kokku põrkama: ärge puistake nagu palle laiali. erinevad küljed, kuid nii, et vanad sidemed hävivad või nõrgenevad osakestes ja võivad tekkida uued ning selleks peab osakestel olema piisavalt energiat.

Arvutatud andmed näitavad, et näiteks gaasides toimuvad molekulide kokkupõrked kl atmosfääri rõhk on arvutatud miljardites $1 $ sekundis, s.o. kõik reaktsioonid peaksid olema hetkelised. Aga ei ole. Selgub, et ainult väga väikesel osal molekulidest on tõhusa kokkupõrke tekitamiseks vajalik energia.

Minimaalne üleliigne energia, mis osakesel (või osakeste paaril) peab olema tõhusa kokkupõrke toimumiseks, nimetatakse aktiveerimise energia$E_a$.

Seega on kõikide osakeste teel energiabarjäär, mis on võrdne aktiveerimisenergiaga $E_a$. Kui see on väike, on palju osakesi, mis suudavad sellest üle saada, ja reaktsioonikiirus on kõrge. Vastasel juhul on vaja tõuget. Kui tulete tiku piirituslambi põlema, annate lisaenergiat $E_a$, mis on vajalik alkoholimolekulide tõhusaks põrkamiseks hapnikumolekulidega (barjääri ületamiseks).

Kokkuvõtteks järeldame, et paljusid võimalikke reaktsioone praktiliselt ei toimu, sest kõrge aktiveerimisenergia.

See on meie elu jaoks väga oluline. Kujutage ette, mis juhtuks, kui kõik termodünaamiliselt lubatud reaktsioonid saaksid kulgeda ilma energiabarjäärita (aktiveerimisenergia). Õhus olev hapnik reageerib kõigega, mis võib põletada või lihtsalt oksüdeeruda. Kõik kannataksid orgaaniline aine, muutuksid need süsinikdioksiid$CO_2$ ja vesi $H_2O$.

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub paljudest teguritest. Peamised neist on: reagentide olemus ja kontsentratsioon, rõhk (gaase sisaldavates reaktsioonides), temperatuur, katalüsaatorite toime ja reagentide pind. heterogeensed reaktsioonid. Mõelge kõigi nende tegurite mõjule keemilise reaktsiooni kiirusele.

Temperatuur

Teate, et kui temperatuur tõuseb, suureneb enamikul juhtudel keemilise reaktsiooni kiirus oluliselt. 19. sajandil Hollandi keemik J. H. Van't Hoff sõnastas reegli:

Temperatuuri tõus iga $10°C $ kohta toob kaasa reaktsioonikiiruse tõusu 2-4 korda (seda väärtust nimetatakse reaktsiooni temperatuurikoefitsiendiks).

Kui temperatuur tõuseb keskmine kiirus molekulid, nende energia, kokkupõrgete arv suureneb ebaoluliselt, kuid tõhusates kokkupõrgetes osalevate aktiivsete molekulide osakaal, mis ületab reaktsiooni energiabarjääri, suureneb järsult.

Matemaatiliselt väljendatakse seda sõltuvust seosega:

$υ_(t_2)=υ_(t_1)γ^((t_2-t_1)/(10)),$

kus $υ_(t_1)$ ja $υ_(t_2)$ on reaktsioonikiirused vastavalt lõpptemperatuuril $t_2$ ja algtemperatuuril $t_1$ ning $γ$ temperatuuri koefitsient reaktsioonikiirus, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb iga $10°C $ temperatuuri tõusuga.

Reaktsioonikiiruse suurendamiseks ei ole aga temperatuuri tõstmine alati rakendatav, kuna. lähteained võivad hakata lagunema, lahustid või ained ise aurustuda.

Reagendi kontsentratsioon

Rõhu muutus gaasiliste ainete osalusel reaktsioonis toob kaasa ka nende ainete kontsentratsiooni muutumise.

Et teoks saada keemiline koostoime osakeste vahel peavad need tõhusalt põrkuma. Mida suurem on reagentide kontsentratsioon, seda rohkem on kokkupõrkeid ja vastavalt ka reaktsioonikiirus. Näiteks atsetüleen põleb puhtas hapnikus väga kiiresti. See loob metalli sulamiseks piisava temperatuuri. Suure hulga katsematerjali põhjal formuleerisid norralased K. Guldenberg ja P. Waage 1867. aastal ning neist sõltumatult 1865. aastal vene teadlane N. I. Beketov keemilise kineetika põhiseaduse, mis paneb paika reaktsiooni sõltuvuse. reageerivate ainete kontsentratsiooni kiirus.

Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende koefitsientidega reaktsioonivõrrandis.

Seda seadust nimetatakse ka massitegevuse seaduseks.

Reaktsiooni $A+B=D$ korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:

$υ_1=k_1 C_A C_B$

Reaktsiooni $2A+B=D$ korral väljendatakse seda seadust järgmiselt:

$υ_2=k_2 C_A^2 C_B$

Siin on $C_A, C_B$ ainete $A$ ja $B$ kontsentratsioonid (mol/l); $k_1$ ja $k_2$ on proportsionaalsuse koefitsiendid, mida nimetatakse reaktsioonikiiruse konstantideks.

füüsiline tähendus Reaktsioonikiiruse konstandi määramine pole keeruline – see on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega, mille puhul reagentide kontsentratsioonid on $1$ mol/l või nende korrutis on võrdne ühikuga. Sel juhul on selge, et reaktsiooni kiiruskonstant sõltub ainult temperatuurist ja ei sõltu ainete kontsentratsioonist.

Massimõju seadus ei võta arvesse reageerivate ainete kontsentratsiooni tahkes olekus, sest nad reageerivad pindadel ja nende kontsentratsioon on tavaliselt konstantne.

Näiteks kivisöe põlemisreaktsiooni jaoks

Reaktsioonikiiruse avaldis tuleks kirjutada järgmiselt:

$υ=k·C_(O_2)$,

st reaktsioonikiirus on ainult võrdeline hapniku kontsentratsiooniga.

Kui reaktsioonivõrrand kirjeldab ainult üldist keemilist reaktsiooni, mis toimub mitmes etapis, siis võib sellise reaktsiooni kiirus olla keeruline viis sõltuvad lähteainete kontsentratsioonidest. See sõltuvus määratakse eksperimentaalselt või teoreetiliselt kavandatud reaktsioonimehhanismi põhjal.

Katalüsaatorite toime

Reaktsioonikiirust on võimalik tõsta spetsiaalsete ainete abil, mis muudavad reaktsioonimehhanismi ja suunavad seda mööda energeetiliselt soodsamat, väiksema aktivatsioonienergiaga teed. Neid nimetatakse katalüsaatorid(alates lat. katalüüs- hävitamine).

Katalüsaator toimib kogenud giidina, suunates turistide gruppi mitte läbi mägedes asuva kõrgkuru (selle ületamine nõuab palju pingutust ja aega ning pole kõigile kättesaadav), vaid mööda talle teadaolevaid ümbersõiduteid, mida mööda mäest saab palju lihtsamalt ja kiiremini üle. Tõsi, ümbersõidul pääseb mitte päris sinna, kuhu põhipääs viib. Kuid mõnikord on see just see, mida vajate! Nii töötavad katalüsaatorid, mida nimetatakse valikuline. Selge on see, et ammoniaaki ja lämmastikku pole vaja põletada, kuid lämmastikhappe tootmisel kasutatakse lämmastikoksiidi (II).

Katalüsaatorid on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis ja muudavad selle kiirust või suunda, kuid jäävad reaktsiooni lõppedes kvantitatiivselt ja kvalitatiivselt muutumatuks.

Keemilise reaktsiooni kiiruse või selle suuna muutmist katalüsaatori abil nimetatakse katalüüs. Katalüsaatoreid kasutatakse laialdaselt erinevates tööstusharudes ja transpordis (katalüüsmuundurid, mis muudavad autode heitgaasides sisalduvad lämmastikoksiidid kahjutuks lämmastikuks).

Katalüüsi on kahte tüüpi.

homogeenne katalüüs, milles nii katalüsaator kui ka reagendid on samas agregatsiooni olekus (faasis).

heterogeenne katalüüs kus on katalüsaator ja reagendid erinevad faasid. Näiteks vesinikperoksiidi lagunemine tahke mangaan(IV)oksiidi katalüsaatori juuresolekul:

$2H_2O_2(→)↖(MnO_2(I))2H_2O_((l))+O_2(g)$

Katalüsaator ise ei kulu reaktsiooni tulemusena, vaid juhul, kui selle pinnale adsorbeerub teisi aineid (neid nimetatakse nn. katalüütilised mürgid), siis muutub pind kasutuskõlbmatuks, on vajalik katalüsaatori regenereerimine. Seetõttu puhastatakse lähteained enne katalüütilise reaktsiooni läbiviimist põhjalikult.

Näiteks väävelhappe tootmisel kontakti teel kasutage tahket katalüsaatorit - vanaadium(V)oksiidi $V_2O_5$:

$2SO_2+O_2⇄2SO_3$

Metanooli tootmisel kasutatakse tahket tsink-kroomkatalüsaatorit ($8ZnO Cr_2O_3×CrO_3$):

$CO_((g))+2H_(2(g))⇄CH_3OH_((g))$

Bioloogilised katalüsaatorid töötavad väga tõhusalt - ensüümid. Kõrval keemiline olemus see on oravad. Tänu neile kulgevad elusorganismides madalal temperatuuril keerulised keemilised reaktsioonid suure kiirusega. Ensüümid on väga spetsiifilised, igaüks neist kiirendab ainult oma reaktsiooni, mis läheb õige aeg ja õiges kohas 100%$ lähedase tootlusega. Ensüümidele sarnaste kunstlike katalüsaatorite loomine on keemikute unistus!

Muidugi olete kuulnud muudest huvitavatest ainetest - inhibiitorid(alates lat. inhibere- hilinemine). Nad reageerivad aktiivsete osakestega suure kiirusega, moodustades inaktiivseid ühendeid. Selle tulemusena aeglustub reaktsioon järsult ja seejärel peatub. Inhibiitorid lisatakse sageli spetsiaalselt erinevaid aineid soovimatute protsesside vältimiseks.

Näiteks stabiliseeritakse inhibiitorite, vesinikperoksiidi lahuste, monomeeride abil enneaegse polümerisatsiooni vältimiseks, vesinikkloriidhapet, et seda saaks transportida teraskonteinerites. Inhibiitoreid leidub ka elusorganismides, need pärsivad koerakkudes mitmesuguseid kahjulikke oksüdatsioonireaktsioone, mida võib käivitada näiteks radioaktiivne kiirgus.

Reagentide olemus (nende koostis, struktuur)

Aktiveerimisenergia väärtus on tegur, mille kaudu mõjutab reageerivate ainete olemuse mõju reaktsioonikiirusele.

Kui aktiveerimisenergia on väike ($< 40$ кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Kui aktiveerimisenergia on kõrge ($> 120 $ kJ/mol), tähendab see, et ainult tühine osa interakteeruvate osakeste kokkupõrgetest viib reaktsioonini. Seetõttu on sellise reaktsiooni kiirus väga aeglane. Näiteks ammoniaagi sünteesi reaktsiooni kulgu tavatemperatuuril on peaaegu võimatu märgata.

Kui aktiveerimisenergiad on vahepealsed (40-120 $ kJ/mol), on selliste reaktsioonide kiirused keskmised. Need reaktsioonid hõlmavad naatriumi koostoimet veega või etüülalkohol, värvimuutus broomi vesi etüleen, tsingi koostoime vesinikkloriidhappega jne.

Reagentide kontaktpind

Ainete pinnal toimuvate reaktsioonide kiirus, s.o. heterogeenne, sõltub teistest võrdsed tingimused selle pinna omaduste kohta. Teadaolevalt lahustub pulbriline kriit soolhappes palju kiiremini kui sama massiga kriiditükk.

Reaktsioonikiiruse suurenemine on seletatav ennekõike lähteainete kontaktpinna suurenemisega, aga ka mitmete muude põhjustega, näiteks õige struktuuri hävimisega. kristallvõre. See toob kaasa asjaolu, et moodustunud mikrokristallide pinnal olevad osakesed on palju reaktiivsemad kui samad osakesed siledal pinnal.

Tööstuses kasutatakse heterogeensete reaktsioonide läbiviimiseks keevkihti reagentide kontaktpinna suurendamiseks, lähteainete tarnimiseks ja toodete eemaldamiseks. Näiteks väävelhappe tootmisel keevkihti kasutades röstitakse püriiti; sisse orgaaniline keemia keevkihti kasutades viiakse läbi naftasaaduste katalüütiline krakkimine ja ebaõnnestunud (koksitud) katalüsaatori regenereerimine (taastamine).

7.1. Homogeensed ja heterogeensed reaktsioonid

Keemilised ained võivad olla erinevates agregatsiooniseisundites, samas kui nende Keemilised omadused sisse erinevad osariigid on samad, kuid tegevus on erinev (mida näidati viimases loengus näite abil termiline efekt keemiline reaktsioon).

Vaatleme erinevaid agregaatolekute kombinatsioone, milles võivad olla kaks ainet A ja B.

A (g.), B (g.)

A (televiisor), B (televiisor)

A (naine), B (televiisor)

kokkusegatud

A(tv), B(g)

A (naine), B (s.)

kokkusegatud

(lahendus)

heterogeenne

heterogeenne

heterogeenne

homogeenne

heterogeenne

heterogeenne

homogeenne

Hg(l.) + HNO3

H2O + D2O

Fe + O2

H2S + H2SO4

CO+O2

Faas on ala keemiline süsteem, mille sees kõik süsteemi omadused on konstantsed (sama) või muutuvad pidevalt punktist punkti. Eraldi faasid on kõik tahked ained, lisaks on lahuse ja gaasi faasid.

Homogeenseks nimetatakse keemiline süsteem, milles kõik ained on samas faasis (lahuses või gaasis). Kui faase on mitu, kutsutakse süsteem välja

heterogeenne.

Vastavalt keemiline reaktsioon nimetatakse homogeenseks, kui reagendid on samas faasis. Kui reagendid on erinevates faasides, siis keemiline reaktsioon nimetatakse heterogeenseks.

On lihtne mõista, et kuna keemiline reaktsioon eeldab reagentide kokkupuudet, siis homogeenne reaktsioon toimub samaaegselt kogu lahuse või reaktsioonianuma mahus, heterogeenne reaktsioon aga kitsal faasidevahelisel piiril – liideses. Seega puhtteoreetiliselt toimub homogeenne reaktsioon kiiremini kui heterogeenne.

Seega liigume kontseptsiooni juurde keemilise reaktsiooni kiirus.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. Keemiline tasakaal.

7.2. Keemilise reaktsiooni kiirus

Keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirusi ja mehhanisme, on haru füüsikaline keemia ja helistas keemiline kineetika.

Keemilise reaktsiooni kiirus on aine koguse muutus ajaühikus reageeriva süsteemi mahuühiku kohta (homogeense reaktsiooni korral) või pinnaühiku kohta (heterogeense reaktsiooni korral).

Seega, kui maht							või piirkond			liidesed
ei muutu, siis on keemiliste reaktsioonide kiiruste avaldised järgmisel kujul:
hom o

Aine koguse muutuse ja süsteemi mahu muutumise suhet võib tõlgendada kui antud aine kontsentratsiooni muutust.

Pange tähele, et keemilise reaktsiooni kiiruse avaldises olevate reaktiivide jaoks pannakse miinusmärk, kuna reaktiivide kontsentratsioon väheneb ja keemilise reaktsiooni kiirus on tegelikult positiivne väärtus.

Edasised järeldused põhinevad lihtsatel füüsikalistel kaalutlustel, mis käsitlevad keemilist reaktsiooni mitmete osakeste koosmõju tagajärjena.

Elementaarne (või lihtne) on keemiline reaktsioon, mis toimub ühes etapis. Kui etappe on mitu, nimetatakse selliseid reaktsioone kompleks- ehk liit- või brutoreaktsioonideks.

1867. aastal tehti ettepanek kirjeldada keemilise reaktsiooni kiirust massilise tegevuse seadus: elementaarse keemilise reaktsiooni kiirus, mis on võrdeline reagentide kontsentratsioonidega stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes.n A +m B P,

A, B - reaktiivid, P - produktid, n ,m - koefitsiendid.

W = k n m

Koefitsienti k nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruskonstandiks,

iseloomustab interakteeruvate osakeste olemust ja ei sõltu osakeste kontsentratsioonist.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. keemiline tasakaal. Nimetatakse suurusi n ja m reaktsioonide järjestus ainete kaupa A ja B vastavalt ja

nende summa (n + m) - reaktsiooni järjekord.

Elementaarreaktsioonide korral võib reaktsiooni järjekord olla 1, 2 ja 3.

1. järku elementaarreaktsioone nimetatakse monomolekulaarseteks, 2. järku - bimolekulaarseteks, 3. järku - trimolekulaarseteks vastavalt kaasatud molekulide arvule. Kolmandast järku kõrgemad elementaarreaktsioonid on teadmata – arvutused näitavad, et nelja molekuli samaaegne kohtumine ühel hetkel on liiga uskumatu sündmus.

Kuna kompleksreaktsioon koosneb teatud elementaarreaktsioonide jadast, saab selle kiirust väljendada reaktsiooni üksikute etappide kiiruste kaudu. Seetõttu jaoks keerulised reaktsioonid järjestus võib olla mis tahes, sealhulgas murdosa või null ( null järjekord reaktsioon näitab, et reaktsioon toimub koos püsikiirus ja ei sõltu reageerivate osakeste kontsentratsioonist W =k ).

Keerulise protsessi aeglaseimat etappi nimetatakse tavaliselt piiravaks etapiks (kiirust piiravaks etapiks).

Kujuta ette suur hulk molekulid läksid tasuta kinno, aga sissepääsu juures on inspektor, kes kontrollib iga molekuli vanust. Seetõttu siseneb kinouksest ainevoog ja kinosaali sisenevad molekulid ükshaaval, s.t. Nii aeglane.

Esimest järku elementaarreaktsioonide näideteks on protsessid termilised või radioaktiivne lagunemine, vastavalt kiiruskonstant k iseloomustab kas rebenemise tõenäosust keemiline side või lagunemise tõenäosus ajaühiku kohta.

Teist järku elementaarreaktsioonide kohta on palju näiteid - see on meile kõige tuttavam viis reaktsioonide läbiviimiseks - osake A lendas osakeseks B, toimus mingisugune muundumine ja seal juhtus midagi (pange tähele, et teoorias on produktid ei mõjuta midagi – kogu tähelepanu pööratakse ainult reageerivatele osakestele).

Vastupidi, kolmandat järku elementaarseid reaktsioone on üsna vähe, kuna kolme osakese korraga kohtumine on üsna haruldane.

Näiteks kaaluge keemilise kineetika ennustavat jõudu.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. keemiline tasakaal.

Esimest järku kineetiline võrrand

(illustreeriv lisamaterjal)

Vaatleme homogeenset esimest järku reaktsiooni, mille kiiruskonstant on võrdne k , aine A algkontsentratsioon võrdub [A]0 .

Definitsiooni järgi on homogeense keemilise reaktsiooni kiirus

K[A]

kontsentratsiooni muutus ajaühikus. Kui aine A -

reaktiiv, pane miinusmärk.

Sellist võrrandit nimetatakse diferentsiaalvõrrandiks

tuletis)

[A]

Selle lahendamiseks kanname kogused vasakule poole

kontsentratsioonid ja paremal - aeg.

Kui kahe funktsiooni tuletised on võrdsed, siis funktsioonid ise

ei tohi erineda rohkem kui konstandi võrra.

Lahenduste jaoks antud võrrand võtke vasaku külje integraal (by

kontsentratsioon) ja parem pool (ajaliselt). Et mitte hirmutada

log[ A ] = −kt +C

kuulajad, piirdume vastusega.

ikoonil - naturaallogaritm, st. number b, nii et

\u003d [ A ], e \u003d 2,71828 ...

ln[ A ]- ln0 = - kt

Konstant C leitakse algtingimustest:

t = 0 juures on algkontsentratsioon [A]0

[A]

Ükskord logaritm

on arvu aste, kasutage astmete omadusi

[A]0

e a-b=

Nüüd vabaneme vastupidisest logaritmist (vt määratlust

logaritm 6-7 rida kõrgem),

milleks numbrit tõsta

võrrandi vasaku ja võrrandi parema poole astmeni.

[A]

E − kt

Korrutage [A]0-ga

[A]0

Esimest järku kineetiline võrrand.

[ A ]= 0 × e − kt

Põhineb

saanud kineetiline võrrand esiteks

tellida saab

arvutatud

aine kontsentratsioon

igal ajahetkel

Meie kursuse jaoks on see väljund ainult informatiivsel eesmärgil, et tutvustada teile rakendust matemaatiline aparaat keemilise reaktsiooni kulgemise arvutamiseks. Seetõttu ei saa pädev keemik matemaatikat tundmata jätta. Õppige matemaatikat!

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. keemiline tasakaal. Reagentide ja saaduste kontsentratsiooni sõltuvuse ajast graafikut saab kvalitatiivselt kujutada järgmiselt (näidet kasutades pöördumatu reaktsioon esimene tellimus)

Reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

1. Reaktiivide olemus

Näiteks järgmiste ainete: H2SO4, CH3COOH, H2S, CH3OH - hüdroksiidiooniga reaktsioonikiirus varieerub sõltuvalt tugevusest H-O võlakirjad. Selle ühenduse tugevuse hindamiseks võite kasutada suhte väärtust positiivne laeng vesinikuaatomil: mida suurem on laeng, seda kergemini reaktsioon kulgeb.

2. Temperatuur

Elukogemus ütleb, et reaktsioonikiirus sõltub temperatuurist ja suureneb temperatuuri tõustes. Näiteks piima hapnemise protsess toimub kiiremini toatemperatuuril, mitte külmkapis.

Pöördugem massitegevuse seaduse matemaatilise väljenduse juurde.

W = k n m

Kuna selle avaldise vasak pool (reaktsioonikiirus) sõltub temperatuurist, parem osa väljendus sõltub ka temperatuurist. Samas ei sõltu kontsentratsioon muidugi temperatuurist: näiteks piim säilitab oma 2,5% rasvasisalduse nii külmkapis kui ka toatemperatuuril. Siis, nagu Sherlock Holmes ütles, on järelejäänud lahendus õige, kui kummaline see ka ei tunduks: kiiruskonstant sõltub temperatuurist!

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. keemiline tasakaal. Reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist väljendatakse Arrheniuse võrrandi abil:

− Ea

k = k0 eRT,

kus

R = 8,314 J mol-1 K-1 – universaalne gaasikonstant,

E a on reaktsiooni aktiveerimisenergia (vt allpool), seda peetakse tinglikult temperatuurist sõltumatuks;

k 0 on eeleksponentsiaalne tegur (ehk koefitsient, mis seisab enne eksponenti e ), mille väärtus on samuti peaaegu sõltumatu temperatuurist ja määratakse ennekõike reaktsiooni järjekorra järgi.

Seega on k0 väärtus ligikaudu 1013 s-1 esimest järku reaktsiooni korral ja 10-10 l mol-1 s-1 teist järku reaktsiooni korral,

kolmandat järku reaktsiooni jaoks - 10 -33 l2 mol-2 s-1. Neid väärtusi ei pea pähe õppima.

Iga reaktsiooni täpsed k0 väärtused määratakse eksperimentaalselt.

Aktiveerimisenergia mõiste saab selgeks järgmiselt jooniselt. Tegelikult on aktiveerimisenergia energia, mis peab reageerival osakesel olema reaktsiooni toimumiseks.

Veelgi enam, kui soojendame süsteemi, suureneb osakeste energia (punktiirjoon), samal ajal kui üleminekuolek (≠) jääb samale tasemele. Energiaerinevus üleminekuoleku ja reagentide vahel (aktivatsioonienergia) väheneb ja reaktsioonikiirus vastavalt Arrheniuse võrrandile suureneb.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Aktiivsete masside seadus. keemiline tasakaal. Lisaks Arrheniuse võrrandile on olemas van't Hoffi võrrand, mis

iseloomustab reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist temperatuurikoefitsiendi γ abil:

Temperatuurikoefitsient γ näitab, mitu korda suureneb keemilise reaktsiooni kiirus, kui temperatuur muutub 10o võrra.

Van't Hoffi võrrand:

T 2 – T 1

W (T2) = W (T1) × γ10

Tavaliselt on koefitsient γ vahemikus 2 kuni 4. Sel põhjusel kasutavad keemikud sageli ligikaudset hinnangut, et temperatuuri tõus 20o võrra suurendab reaktsioonikiirust suurusjärgu võrra (st 10 korda).

Keemilise reaktsiooni kiirus

Keemilise reaktsiooni kiirus- ühe reageeriva aine koguse muutus ajaühikus reaktsiooniruumi ühikus. On võtmekontseptsioon keemiline kineetika. Keemilise reaktsiooni kiirus on alati positiivne, seega kui see on määratud algainega (mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus väheneb), siis saadud väärtus korrutatakse -1-ga.

Näiteks reaktsiooni jaoks:

kiiruse avaldis näeb välja selline:

. Keemilise reaktsiooni kiirus igal ajahetkel on võrdeline reagentide kontsentratsioonidega, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdseteks võimsusteks.

Elementaarreaktsioonide puhul on iga aine kontsentratsiooni väärtuse eksponent sageli võrdne selle stöhhiomeetrilise koefitsiendiga; keeruliste reaktsioonide puhul seda reeglit ei järgita. Lisaks kontsentratsioonile mõjutavad keemilise reaktsiooni kiirust järgmised tegurid:

• reagentide olemus,
• katalüsaatori olemasolu
• temperatuur (mitte Hoffi reegel),
• surve,
• reagentide pindala.

Kui arvestada lihtsaimat keemilist reaktsiooni A + B → C, siis märkame seda vahetu keemilise reaktsiooni kiirus ei ole konstantne.

Kirjandus

• Kubasov A. A. Keemiline kineetika ja katalüüs.
• Prigogine I., Defay R. Keemiline termodünaamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 lk.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., katalüütiliste reaktsioonide kineetilised mudelid, Novosibirsk: Nauka (Siberi haru), 1983.- 255 lk.

Wikimedia sihtasutus. 2010 .

• Inglise keele kõmri murded
• Saag (filmisari)

Vaadake, mis on "keemilise reaktsiooni kiirus" teistes sõnaraamatutes:

KEEMILISE REAKTSIOONI MÄÄRUS- keemilise kineetika põhikontseptsioon. Lihtsate homogeensete reaktsioonide korral mõõdetakse keemilise reaktsiooni kiirust reageerinud aine moolide arvu muutusega (süsteemi konstantse ruumala korral) või mis tahes lähteaine kontsentratsiooni muutusega ... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

KEEMILISE REAKTSIOONI MÄÄRUS- keemia põhikontseptsioon. kineetika, mis väljendab reageerinud aine koguse (moolides) ja interaktsiooni toimumise aja suhet. Kuna reagentide kontsentratsioonid interaktsiooni käigus muutuvad, on kiirus tavaliselt ... Suur polütehniline entsüklopeedia

keemilise reaktsiooni kiirus- väärtus, mis iseloomustab keemilise reaktsiooni intensiivsust. Reaktsiooniprodukti moodustumise kiirus on selle produkti kogus reaktsiooni tulemusena ajaühikus mahuühikus (kui reaktsioon on homogeenne) või ... ...

keemilise reaktsiooni kiirus- keemilise kineetika põhikontseptsioon. Lihtsate homogeensete reaktsioonide korral mõõdetakse keemilise reaktsiooni kiirust reageerinud aine moolide arvu muutusega (süsteemi konstantse ruumala korral) või mis tahes lähteaine kontsentratsiooni muutusega ... entsüklopeediline sõnaraamat

Keemilise reaktsiooni kiirus- keemilise reaktsiooni intensiivsust iseloomustav väärtus (vt Keemilised reaktsioonid). Reaktsioonisaaduse moodustumise kiirus on selle produkti kogus, mis tekib reaktsiooni käigus ajaühikus ruumalaühikus (kui ... ...

KEEMILISE REAKTSIOONI MÄÄRUS- peamine keemia mõiste. kineetika. Lihtsate homogeensete reaktsioonide jaoks S. x. R. mõõdetuna va-s reageerinud moolide arvu muutusega (süsteemi konstantse ruumala korral) või mis tahes algses in- või reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni muutusega (kui süsteemi maht ...

KEEMILINE REAKTSIOON MEHHANISM- Keeruliste reaktsioonide jaoks, mis koosnevad mitmest. etapid (liht- ehk elementaarreaktsioonid), mehhanism on etappide kogum, mille tulemusena va-s olevad algsed muudetakse produktideks. Nende reaktsioonide vaheühend võib toimida molekulidena, ... ... Loodusteadus. entsüklopeediline sõnaraamat

Nukleofiilsed asendusreaktsioonid- (inglise nukleofiilne asendusreaktsioon) asendusreaktsioonid, mille puhul rünnak viiakse läbi nukleofiilse reaktiivi poolt, mis kannab üksikut elektronide paar. Nukleofiilsete asendusreaktsioonide lahkuvat rühma nimetatakse nukleofugiks. Kõik ... Vikipeedia

Keemilised reaktsioonid- ühe aine muundumine teiseks, originaalist erinevaks keemiline koostis või hoone. Koguarv iga antud elemendi aatomid ja ka ise keemilised elemendid, koostisained, jäävad R. x. muutmata; see R. x ... Suur Nõukogude entsüklopeedia

joonistamise kiirus - liini kiirus metalli liikumine matriitsi väljapääsu juures, m/s. Kaasaegsetel tõmbemasinatel ulatub tõmbekiirus 50-80 m/s. Kuid isegi traadi tõmbamise ajal ei ületa kiirus reeglina 30–40 m/s. Kell…… Metallurgia entsüklopeediline sõnaraamat

Nagu iga protsess, toimuvad keemilised reaktsioonid ajas ja seetõttu iseloomustavad neid üks või teine ​​kiirus.

Keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirust ja nende toimumise mehhanismi, helistas keemiline kineetika. Keemiline kineetika opereerib mõistetega "faas", "süsteem". Faas – see on süsteemi osa, mis on liidesega eraldatud teistest osadest.

Süsteemid on kas homogeensed või heterogeensed. homogeensed süsteemid koosneb üksik faas. Näiteks õhk või mis tahes gaaside segu, soolalahus. Heterogeensed süsteemid koosneb kaks või enam faasi. Näiteks vedel vesi - jää - aur, soolalahus + sete.

Homogeenses süsteemis toimuvad reaktsioonid, kutsutakse homogeenne. Näiteks N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g). Nad jooksevad läbivalt. Heterogeenses süsteemis toimuvad reaktsioonid, helistas heterogeenne. Näiteks C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g). Need voolavad liideses.

Keemilise reaktsiooni kiirus kindlaks määratud reaktsioonisse siseneva või reaktsiooni käigus tekkiva aine kogus ajaühikus mahuühikus(homogeense reaktsiooni jaoks) või üksuse liidese kohta(heterogeense süsteemi jaoks).

Reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest, nende kontsentratsioonist, temperatuurist ja katalüsaatorite olemasolust.

1. Reaktiivide olemus.

Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja tugevama sidemega ainete tekke suunas. Seega on H 2 ja N 2 molekulide sidemete katkestamiseks vaja suuri energiaid; sellised molekulid on kergelt reaktiivsed. Väga polaarsete molekulide (HCl, H 2 O) sidemete purustamiseks kulub vähem energiat ja reaktsioonikiirus on palju suurem. Ioonide vahelised reaktsioonid elektrolüütide lahustes kulgevad peaaegu silmapilkselt.

2. Keskendumine.

Kontsentratsiooni suurenemisega toimuvad sagedamini reageerivate ainete molekulide kokkupõrked - reaktsioonikiirus suureneb.

Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust reagentide kontsentratsioonist väljendatakse järgmiselt massitegevuse seadus (LMA): konstantsel temperatuuril on keemilise reaktsiooni kiirus otseselt võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega.

AT üldine juhtum jaoks homogeenne reaktsioonid

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

reaktsioonikiiruse sõltuvust väljendatakse võrrandiga:

kus CA ja CB on reaktiivide kontsentratsioonid, mol/l; k on reaktsioonikiiruse konstant. Konkreetse reaktsiooni 2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g) korral on ZDM matemaatiline avaldis järgmine:

υ = k∙∙

Reaktsioonikiiruse konstant k sõltub reagentide olemusest, temperatuurist ja katalüsaatorist, kuid ei sõltu reagentide kontsentratsioonist. Kiiruskonstandi füüsikaline tähendus on see, et see on võrdne reaktsioonikiirusega reagentide ühikkontsentratsioonidel.

Sest heterogeenne reaktsioonid (kui ained on erinevates agregatsiooniseisundites), sõltub reaktsiooni kiirus ainult gaaside või lahustunud ainete kontsentratsioonist ja tahke faasi kontsentratsioon ei sisaldu EDM-i matemaatilises avaldises:

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

Näiteks süsiniku põlemisreaktsiooni kiirus hapnikus on võrdeline ainult hapniku kontsentratsiooniga:

C (c) + O 2 (g) \u003d CO 2 (c)

3. Temperatuur.

Temperatuuri tõustes suureneb molekulide liikumiskiirus, mis omakorda toob kaasa nendevaheliste kokkupõrgete arvu suurenemise. Reaktsiooni toimumiseks peab põrkuvatel molekulidel olema teatud üleliigne energia. Liigne energia, mis molekulidel peab olema, et nende kokkupõrge tooks kaasa uue aine moodustumise, kutsutakse aktiveerimise energia. Aktiveerimisenergia ( E a) on väljendatud kJ/mol. Selle väärtus sõltub reageerivate ainete olemusest, s.t. Igal reaktsioonil on oma aktiveerimisenergia. Aktiveerimisenergiaga molekulid, kutsus aktiivne. Temperatuuri tõus suurendab aktiivsete molekulide arvu ja suurendab seega keemilise reaktsiooni kiirust.

Väljendatakse keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist van't Hoffi reegel: iga 10 °C temperatuuritõusu korral suureneb reaktsioonikiirus 2-4 korda.

kus υ 2 ja υ 1 on reaktsioonikiirused temperatuuridel t 2 ja t 1,

γ on reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10 0 C võrra.

4. Reaktiivide kontaktpind.

Heterogeensete süsteemide puhul, mida suurem on kontaktpind, seda kiiremini reaktsioon kulgeb. Tahkete ainete pinda saab suurendada lihvides ja lahustuvate ainete puhul - lahustades.

5. Katalüsaatorid.

Ained, mis osalevad reaktsioonides ja suurendavad selle kiirust, jäädes reaktsiooni lõpuks muutumatuks, kutsutakse katalüsaatorid. Katalüsaatori toimel toimuva reaktsiooni kiiruse muutumist nimetatakse katalüüs. Eristada katalüüsi homogeenne ja heterogeenne.

To homogeenne hõlmab protsesse, milles katalüsaator on reaktiividega samas agregatsiooni olekus.

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

Homogeense katalüsaatori toime seisneb enam-vähem stabiilsete vaheaktiivsete ühendite moodustumises, millest see seejärel täielikult regenereeritakse.

To heterogeenne katalüüs hõlmab selliseid protsesse, kus katalüsaator ja reagendid on erinevates agregatsiooniseisundites ja reaktsioon kulgeb katalüsaatori pinnal.

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

Heterogeensete katalüsaatorite toimemehhanism on keerulisem kui homogeensetel. Märkimisväärset rolli nendes protsessides mängib gaasiliste ja vedelad ained pinnal tahke- adsorptsiooni nähtused. Adsorptsiooni tulemusena suureneb reagentide kontsentratsioon, suureneb nende keemiline aktiivsus, mis toob kaasa reaktsioonikiiruse suurenemise.