อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีในก๊าซ ผลกระทบของแรงกดดันต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

ผลของความเข้มข้นต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

มีการจัดทำสูตรการขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้น กฎแห่งการกระทำของมวลชน: “ ที่อุณหภูมิคงที่ อัตราของปฏิกิริยาเคมีจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาซึ่งมีกำลังเท่ากับสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์”

ตัวอย่างเช่น: สำหรับปฏิกิริยา mA + nB → pAB

การแสดงออกทางคณิตศาสตร์ของกฎแห่งการกระทำของมวล:

υ = k [A] ม. ∙ [B] n (มิฉะนั้น – สมการจลน์ของปฏิกิริยา)

โดยที่ [A] และ [B] คือความเข้มข้นของสารตั้งต้น A และ B; m และ n เป็นสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ k คือสัมประสิทธิ์สัดส่วนที่เรียกว่าอัตราคงที่

ความหมายทางกายภาพของอัตราคงที่คือ ที่ความเข้มข้นของสารตั้งต้นเท่ากับ 1.0 โมล/ลิตร ([A]=[B] = 1mol/l) อัตราของปฏิกิริยาเคมีจะเท่ากับค่าคงที่อัตรา (υ=k) . อัตราคงที่ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยาและอุณหภูมิเท่านั้น แต่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสาร

การเป็นตัวแทนทางคณิตศาสตร์ของกฎการกระทำของมวลสำหรับระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันและต่างกันมีความแตกต่างกันบางประการ สำหรับปฏิกิริยาที่ต่างกัน สมการจลน์จะรวมเฉพาะความเข้มข้นของสารเหล่านั้นที่อยู่ในระบบที่เป็นสารละลายหรือในเฟสก๊าซเท่านั้น ความเข้มข้นของสารในสถานะของแข็งบนพื้นผิวยังคงที่ในระหว่างการทำปฏิกิริยา ดังนั้นค่าของสารจึงถูกนำมาพิจารณาในค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยา

ตัวอย่างเช่น: สำหรับปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน 2H 2 (ก.) + O 2 (ก.) = 2H 2 O (ก.)

การแสดงออกของกฎหมาย: υ = k ∙ 2 ∙ ;

สำหรับปฏิกิริยาที่ต่างกัน C (ทีวี) + O 2 (g) = CO 2 (g)

การแสดงออกของกฎหมาย υ = k eff ∙,

โดยที่: k eff – อัตราคงที่ที่มีประสิทธิผลเท่ากับ k ∙ [C TV ]

งาน

อัตราการเกิดปฏิกิริยา 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) จะเปลี่ยนไปอย่างไรเมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้นเป็นสองเท่า

สารละลาย

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้น (สมการจลน์) จะถูกเขียน: υ = k ∙ 2 ∙

หากความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้น 2 เท่า สมการจลน์จะมีรูปแบบ: υ" = k ∙ 2 ∙ จากนั้น υ"/υ = 8 – อัตราของปฏิกิริยานี้เพิ่มขึ้น 8 เท่า

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยาต่อความดันอธิบายได้ด้วยการแสดงออกที่คล้ายกับกฎการออกฤทธิ์โดยที่แทนที่จะใช้ความเข้มข้นของสาร แรงดันบางส่วนของก๊าซที่ทำปฏิกิริยาจะถูกนำมาใช้แทน

ตัวอย่างเช่น: สำหรับปฏิกิริยา 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความดันจะถูกเขียน: υ = k ∙ P H 2 2 ∙ P O 2

งาน

อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเปลี่ยนไปอย่างไรหากความดันรวมในระบบ CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) หากความดันรวมในระบบลดลง 5 เท่า ?

สารละลาย

การพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความดันจะถูกเขียน:

υ = k ∙ P CH 4 ∙ P 2 O 2 . เมื่อความดันรวมในระบบลดลง ความดันย่อยของก๊าซแต่ละชนิดจะลดลง กล่าวคือ υ" = k ∙ P CH 4 /5 ∙ (P O 2 /5) 2. จากนั้น υ"/υ = 1/ 5∙5 2 =1/125 - ความเร็วปฏิกิริยาลดลง 125 เท่า

เพื่อให้สารทำปฏิกิริยา โมเลกุลของพวกมันจะต้องชนกัน โอกาสที่คนสองคนจะชนกันบนถนนที่พลุกพล่านนั้นสูงกว่าบนถนนร้างมาก เช่นเดียวกับโมเลกุล แน่นอนว่าความน่าจะเป็นที่โมเลกุลจะชนกันในรูปด้านซ้ายนั้นสูงกว่าทางด้านขวา เป็นสัดส่วนโดยตรงกับจำนวนโมเลกุลของรีเอเจนต์ต่อหน่วยปริมาตร เช่น ความเข้มข้นของโมลของรีเอเจนต์ สิ่งนี้สามารถสาธิตได้โดยใช้แบบจำลอง

ในช่วงกลางศตวรรษที่ 19 (1865 - N.N. Beketov, 1867 - K. Guldberg, P. Waage) หลักพื้นฐานของจลนศาสตร์เคมี หรือที่เรียกว่า กฎแห่งการกระทำของมวลชน :

ตัวเลข n, m ในการแสดงออกของกฎแห่งการกระทำมวลเรียกว่า คำสั่งปฏิกิริยา สำหรับสารที่เกี่ยวข้อง เหล่านี้เป็นปริมาณที่กำหนดโดยการทดลอง ผลรวมของเลขชี้กำลัง n, มเรียกว่า ลำดับปฏิกิริยาทั่วไป .

โปรดทราบว่าองศาที่ความเข้มข้น A และ B โดยทั่วไป ไม่เท่ากับสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ กำลังมีปฏิกิริยา! พวกมันจะเท่ากันเป็นตัวเลขก็ต่อเมื่อปฏิกิริยาดำเนินไปตามที่เขียนไว้ทุกประการ (เรียกว่าปฏิกิริยาดังกล่าว เรียบง่าย หรือ ระดับประถมศึกษา และค่อนข้างหายาก) ในกรณีส่วนใหญ่ สมการปฏิกิริยาสะท้อนเฉพาะผลลัพธ์โดยรวมของกระบวนการทางเคมี ไม่ใช่กลไกของมัน

เรียกว่าปัจจัยสัดส่วน k อัตราการเกิดปฏิกิริยาคงที่ - ค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยาจะคงที่สำหรับปฏิกิริยาที่กำหนดที่อุณหภูมิที่กำหนด

*กฎการออกฤทธิ์ไม่รวมถึงความเข้มข้นของของแข็งเพราะว่า ปฏิกิริยากับของแข็งเกิดขึ้นบนพื้นผิวโดยที่ "ความเข้มข้น" ของสารคงที่

ค ทีวี +โอ 2 =คาร์บอนไดออกไซด์ 2 , วี=เค[ค] ม n =เค" n - เค"=เค[ค] ม

อิทธิพลของแรงกดดันต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

ความดันมีอิทธิพลอย่างมากต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับก๊าซ เนื่องจากความดันจะกำหนดความเข้มข้นของก๊าซโดยตรง

ในสมการ Mendeleev-Clapeyron:

พีวี=nRT

เราจะย้ายมัน วีไปทางขวาและ RT- ไปทางซ้ายและคำนึงถึงสิ่งนั้น n/วี = ค:

p/RT = ค

ความดันและความเข้มข้นโมลของก๊าซเป็นสัดส่วนโดยตรง ดังนั้นเราจึงสามารถแทนที่ p/RT ในกฎแห่งการกระทำของมวลแทนความเข้มข้นได้

อิทธิพลของแรงกดดันต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี (วัสดุเสริม).

ปฏิกิริยาลูกโซ่ รวมไว้ในกลไกของพวกเขาการกระทำเบื้องต้นประเภทเดียวกัน (ลูกโซ่) ซ้ำหลายครั้งตามลำดับ

พิจารณาปฏิกิริยา:

ชม 2 + คล 2 = 2HCl

ประกอบด้วยขั้นตอนต่อไปนี้ ซึ่งเกิดขึ้นได้กับปฏิกิริยาลูกโซ่ทั้งหมด:

1) การเริ่มต้น หรือการเริ่มต้นลูกโซ่

Cl 2 = 2Cl

การสลายตัวของโมเลกุลคลอรีนเป็นอะตอม (อนุมูล) เกิดขึ้นในระหว่างการฉายรังสี UV หรือการให้ความร้อน สาระสำคัญของระยะการเริ่มต้นคือการก่อตัวของอนุภาคที่มีปฏิกิริยาและแอคทีฟ

2) การพัฒนาห่วงโซ่

Cl+H 2 = เอชซีแอล + เอชH+Cl 2 = HCl + Cl

ผลจากการพัฒนาลูกโซ่เบื้องต้นในแต่ละครั้ง ทำให้เกิดอนุมูลคลอรีนชนิดใหม่ขึ้น และขั้นตอนนี้จะเกิดขึ้นซ้ำแล้วซ้ำเล่าตามทฤษฎี จนกว่ารีเอเจนต์จะหมดไป

3) การรวมตัวกันอีกครั้ง หรือวงจรเปิด

2Cl = คลีน 2 2H = ฮ 2 H + Cl = HCl

อนุมูลอิสระที่เกิดขึ้นในบริเวณใกล้เคียงสามารถรวมตัวกันใหม่จนกลายเป็นอนุภาค (โมเลกุล) ที่เสถียร พวกมันให้พลังงานส่วนเกินแก่ "อนุภาคที่สาม" - ตัวอย่างเช่น ผนังของภาชนะหรือโมเลกุลของสิ่งเจือปน

ที่พิจารณา ปฏิกิริยาลูกโซ่ก็คือ ไม่มีการแบ่งสาขา เนื่องจากในการดำเนินการเบื้องต้นของการพัฒนาลูกโซ่ จำนวนอนุมูลไม่เพิ่มขึ้น - ปฏิกิริยาลูกโซ่ของไฮโดรเจนกับออกซิเจน เป็น แตกแขนง , เพราะ จำนวนอนุมูลในการกระทำเบื้องต้นของการพัฒนาลูกโซ่เพิ่มขึ้น :

เอช + โอ 2 = โอ้ + โอโอ + เอช 2 = โอ้ + ฮโอ้+ช 2 =ฮ 2 โอ+เอช

ปฏิกิริยาลูกโซ่แบบแยกแขนงรวมถึงปฏิกิริยาการเผาไหม้หลายอย่าง การเพิ่มขึ้นของจำนวนอนุมูลอิสระที่ไม่สามารถควบคุมได้ (ทั้งเป็นผลมาจากการแตกแขนงของลูกโซ่และปฏิกิริยาที่ไม่แยกส่วนในกรณีที่เริ่มต้นเร็วเกินไป) สามารถนำไปสู่การเร่งปฏิกิริยาอย่างรุนแรงและการระเบิด

ดูเหมือนว่ายิ่งแรงกดดันมากเท่าใด ความเข้มข้นของอนุมูลก็จะยิ่งสูงขึ้นและมีแนวโน้มที่จะเกิดการระเบิดมากขึ้นเท่านั้น แต่ในความเป็นจริงแล้ว สำหรับปฏิกิริยาของไฮโดรเจนกับออกซิเจน การระเบิดจะเกิดขึ้นได้เฉพาะในบริเวณความดันบางแห่งเท่านั้น: ตั้งแต่ 1 ถึง 100 มม. ปรอท และสูงกว่า 1,000 มม. ปรอท สิ่งนี้ตามมาจากกลไกการเกิดปฏิกิริยา ที่ความดันต่ำ อนุมูลที่เกิดขึ้นส่วนใหญ่จะรวมตัวกันอีกครั้งบนผนังของถัง และปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นอย่างช้าๆ เมื่อความดันเพิ่มขึ้นถึง 1 มิลลิเมตรปรอท อนุมูลจะเข้าถึงผนังได้น้อยลงเพราะว่า ทำปฏิกิริยากับโมเลกุลบ่อยขึ้น ในปฏิกิริยาเหล่านี้ อนุมูลจะทวีคูณและเกิดการระเบิด อย่างไรก็ตามที่ความดันเกิน 100 มม.ปรอท ความเข้มข้นของสารเพิ่มขึ้นมากจนการรวมตัวกันของอนุมูลเริ่มต้นขึ้นเนื่องจากการชนสามครั้ง (เช่นกับโมเลกุลของน้ำ) และปฏิกิริยาดำเนินไปอย่างสงบโดยไม่มีการระเบิด (การไหลคงที่) สูงกว่า 1,000 มม. ปรอท ความเข้มข้นจะสูงมาก และแม้แต่การชนกันสามครั้งก็ไม่เพียงพอที่จะป้องกันการแพร่กระจายของอนุมูล

คุณทราบถึงปฏิกิริยาลูกโซ่แยกส่วนของยูเรเนียม-235 ในแต่ละการกระทำเบื้องต้น โดยมีนิวตรอน 1 ตัวถูกจับ (ซึ่งทำหน้าที่เป็นอนุมูล) และปล่อยออกมามากถึง 3 นิวตรอน ขึ้นอยู่กับสภาวะ (เช่น ความเข้มข้นของตัวดูดซับนิวตรอน) อาจเป็นไปได้ที่จะมีการไหลคงที่หรือการระเบิด นี่เป็นอีกตัวอย่างหนึ่งของความสัมพันธ์ระหว่างจลนพลศาสตร์ของกระบวนการทางเคมีและนิวเคลียร์

ปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้นที่ความเร็วต่างๆ: ที่ความเร็วต่ำระหว่างการก่อตัวของหินงอกหินย้อย, ที่ความเร็วเฉลี่ยเมื่อปรุงอาหาร, ทันทีระหว่างการระเบิด ปฏิกิริยาเกิดขึ้นอย่างรวดเร็วในสารละลายที่เป็นน้ำ

การกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีรวมถึงการชี้แจงการขึ้นอยู่กับเงื่อนไขของกระบวนการนั้นเป็นงานของจลนศาสตร์เคมี - ศาสตร์แห่งรูปแบบของปฏิกิริยาเคมีในช่วงเวลาหนึ่ง

หากปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้นในตัวกลางที่เป็นเนื้อเดียวกัน เช่น ในสารละลายหรือในสถานะก๊าซ ปฏิกิริยาของสารตั้งต้นจะเกิดขึ้นทั่วทั้งปริมาตร ปฏิกิริยาดังกล่าวเรียกว่า เป็นเนื้อเดียวกัน.

(v homog) หมายถึงการเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารต่อหน่วยเวลาต่อหน่วยปริมาตร:

โดยที่ Δn คือการเปลี่ยนแปลงจำนวนโมลของสารหนึ่งชนิด (ส่วนใหญ่มักจะเป็นของดั้งเดิม แต่ก็สามารถเป็นผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาได้เช่นกัน) Δt - ช่วงเวลา (s, นาที); V คือปริมาตรของก๊าซหรือสารละลาย (l)

เนื่องจากอัตราส่วนของปริมาณของสารต่อปริมาตรแสดงถึงความเข้มข้นของโมล C ดังนั้น

ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันจึงถูกกำหนดให้เป็นการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตัวใดตัวหนึ่งต่อหน่วยเวลา:

หากระดับเสียงของระบบไม่เปลี่ยนแปลง

หากปฏิกิริยาเกิดขึ้นระหว่างสารที่มีสถานะการรวมกลุ่มต่างกัน (เช่น ระหว่างของแข็งกับก๊าซหรือของเหลว) หรือระหว่างสารที่ไม่สามารถก่อตัวเป็นตัวกลางที่เป็นเนื้อเดียวกันได้ (เช่น ระหว่างของเหลวที่ผสมไม่ได้) ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเท่านั้น บนพื้นผิวสัมผัสของสาร ปฏิกิริยาดังกล่าวเรียกว่า ต่างกัน.

กำหนดเป็นการเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารต่อหน่วยเวลาบนพื้นผิวหน่วย

โดยที่ S คือพื้นที่ผิวสัมผัสของสาร (m 2, cm 2)

การเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารที่กำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นปัจจัยภายนอกที่ผู้วิจัยสังเกตได้ ในความเป็นจริงแล้ว กระบวนการทั้งหมดดำเนินการในระดับจุลภาค แน่นอนว่าเพื่อให้อนุภาคบางตัวทำปฏิกิริยา พวกมันจะต้องชนกันก่อนและชนกันอย่างมีประสิทธิภาพ: ไม่กระจายเหมือนลูกบอลในทิศทางที่ต่างกัน แต่ในลักษณะที่ "พันธะเก่า" จะถูกทำลายหรืออ่อนลงในอนุภาค และ "พันธะใหม่" สามารถ ในรูปแบบนี้" และเพื่อการนี้อนุภาคจะต้องมีพลังงานเพียงพอ

ข้อมูลที่คำนวณได้แสดงให้เห็นว่า ตัวอย่างเช่น ในก๊าซ การชนกันของโมเลกุลที่ความดันบรรยากาศมีจำนวนหลายพันล้านต่อวินาที กล่าวคือ ปฏิกิริยาทั้งหมดควรเกิดขึ้นทันที แต่นั่นไม่เป็นความจริง ปรากฎว่ามีโมเลกุลเพียงเล็กน้อยเท่านั้นที่มีพลังงานที่จำเป็นในการทำให้เกิดการชนกันอย่างมีประสิทธิภาพ

พลังงานส่วนเกินขั้นต่ำที่อนุภาค (หรือคู่ของอนุภาค) ต้องมีเพื่อให้เกิดการชนกันอย่างมีประสิทธิภาพเรียกว่า พลังงานกระตุ้นเอ้า.

ดังนั้นบนเส้นทางของอนุภาคทั้งหมดที่เข้าสู่ปฏิกิริยาจะมีกำแพงพลังงานเท่ากับพลังงานกระตุ้น E a เมื่อมันมีขนาดเล็ก มีอนุภาคมากมายที่สามารถเอาชนะมันได้ และอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็สูง ไม่อย่างนั้นก็ต้อง "ผลักดัน" เมื่อคุณนำไม้ขีดมาจุดตะเกียงแอลกอฮอล์ คุณจะให้พลังงานเพิ่มเติม E ซึ่งจำเป็นต่อการชนกันอย่างมีประสิทธิภาพของโมเลกุลแอลกอฮอล์กับโมเลกุลออกซิเจน (เอาชนะสิ่งกีดขวาง)

ความเร็วของปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย สิ่งสำคัญคือ: ธรรมชาติและความเข้มข้นของสารตั้งต้น ความดัน (ในปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับก๊าซ) อุณหภูมิ การกระทำของตัวเร่งปฏิกิริยา และพื้นผิวของสารตั้งต้นในกรณีของปฏิกิริยาที่ต่างกัน

อุณหภูมิ

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ในกรณีส่วนใหญ่ อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้นอย่างมาก ในศตวรรษที่ 19 นักเคมีชาวดัตช์ J. X. van't Hoff ได้กำหนดกฎไว้ดังนี้:

อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นทุกๆ 10 °C จะทำให้อุณหภูมิเพิ่มขึ้นความเร็วปฏิกิริยา 2-4 เท่า(ค่านี้เรียกว่าค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยา)

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ความเร็วเฉลี่ยของโมเลกุล พลังงานของพวกมัน และจำนวนการชนจะเพิ่มขึ้นเล็กน้อย แต่สัดส่วนของโมเลกุลที่ "แอคทีฟ" ที่มีส่วนร่วมในการชนอย่างมีประสิทธิผล ซึ่งเอาชนะอุปสรรคด้านพลังงานของปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว ในทางคณิตศาสตร์ การพึ่งพานี้แสดงโดยความสัมพันธ์:

โดยที่ v t 1 และ v t 2 คืออัตราการเกิดปฏิกิริยา ตามลำดับ ณ อุณหภูมิ t 2 สุดท้ายและ t 1 เริ่มต้น และ γ คือสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยา ซึ่งแสดงจำนวนครั้งที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นทุกๆ 10 °C ที่เพิ่มขึ้นทุกๆ 10 °C ในอุณหภูมิ

อย่างไรก็ตาม ในการเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา การเพิ่มอุณหภูมิอาจไม่สามารถใช้ได้เสมอไป เนื่องจากสารตั้งต้นอาจเริ่มสลายตัว ตัวทำละลายหรือตัวสารเองอาจระเหยไป เป็นต้น

ปฏิกิริยาดูดความร้อนและปฏิกิริยาคายความร้อน

เป็นที่รู้กันว่าปฏิกิริยาของมีเทนกับออกซิเจนในบรรยากาศเกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อนจำนวนมากออกมา ดังนั้นจึงใช้ในชีวิตประจำวันในการประกอบอาหาร ทำน้ำร้อน และทำความร้อน ก๊าซธรรมชาติที่จ่ายให้กับบ้านเรือนผ่านทางท่อประกอบด้วยมีเทน 98% ปฏิกิริยาของแคลเซียมออกไซด์ (CaO) กับน้ำก็มาพร้อมกับการปล่อยความร้อนจำนวนมากเช่นกัน

ข้อเท็จจริงเหล่านี้บ่งชี้อะไรได้บ้าง? เมื่อมีพันธะเคมีใหม่ในผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา มากกว่าพลังงานเกินกว่าที่จำเป็นในการทำลายพันธะเคมีในรีเอเจนต์ พลังงานส่วนเกินจะถูกปล่อยออกมาเป็นความร้อนและบางครั้งก็เป็นแสง

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (พลังงาน (แสง, ความร้อน));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (พลังงาน (ความร้อน))

ปฏิกิริยาดังกล่าวควรเกิดขึ้นได้ง่าย (เช่น หินกลิ้งลงเนินได้ง่าย)

ปฏิกิริยาที่ปล่อยพลังงานออกมาเรียกว่า คายความร้อน(จากภาษาละติน “exo” - ออก)

ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยารีดอกซ์หลายชนิดเป็นแบบคายความร้อน หนึ่งในปฏิกิริยาที่สวยงามเหล่านี้คือการลดการเกิดออกซิเดชันภายในโมเลกุลที่เกิดขึ้นภายในเกลือเดียวกัน - แอมโมเนียมไดโครเมต (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (พลังงาน)

อีกสิ่งหนึ่งคือการฟันเฟือง เปรียบเสมือนการกลิ้งหินขึ้นเนินเขา ยังคงไม่สามารถรับมีเทนจาก CO 2 และน้ำได้ และจำเป็นต้องใช้ความร้อนสูงเพื่อให้ได้ CaO ปูนขาวจากแคลเซียมไฮดรอกไซด์ Ca(OH) 2 ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นเฉพาะเมื่อมีพลังงานไหลจากภายนอกอย่างต่อเนื่อง:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (พลังงาน (ความร้อน))

สิ่งนี้ชี้ให้เห็นว่าการทำลายพันธะเคมีใน Ca(OH) 2 ต้องใช้พลังงานมากกว่าที่สามารถปล่อยออกมาได้ในระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมีใหม่ในโมเลกุล CaO และ H2 O

ปฏิกิริยาที่ดูดซับพลังงานเรียกว่า ดูดความร้อน(จาก "เอนโด" - เข้าด้านใน)

ความเข้มข้นของสารตั้งต้น

การเปลี่ยนแปลงความดันเมื่อสารก๊าซมีส่วนร่วมในปฏิกิริยายังนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารเหล่านี้

เพื่อให้ปฏิกิริยาทางเคมีระหว่างอนุภาคเกิดขึ้น พวกมันจะต้องชนกันอย่างมีประสิทธิภาพ ยิ่งความเข้มข้นของสารตั้งต้นสูง การชนกันก็จะยิ่งมากขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้นตามไปด้วย

ตัวอย่างเช่น อะเซทิลีนจะเผาไหม้อย่างรวดเร็วในออกซิเจนบริสุทธิ์ ในกรณีนี้จะมีอุณหภูมิเพียงพอที่จะทำให้โลหะหลอมละลายได้ จากวัสดุทดลองจำนวนมากในปี พ.ศ. 2410 ชาวนอร์เวย์ K. Guldenberg และ P. Waage และเป็นอิสระจากพวกเขาในปี พ.ศ. 2408 นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย N.I. Beketov ได้กำหนดกฎพื้นฐานของจลนพลศาสตร์เคมี โดยสร้างการพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้น ของสารที่ทำปฏิกิริยา

อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา ซึ่งมีกำลังเท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ของสารในสมการปฏิกิริยา กฎหมายนี้เรียกอีกอย่างว่า

กฎแห่งการกระทำของมวลชน

สำหรับปฏิกิริยา A + B = D กฎนี้จะแสดงดังนี้:

สำหรับปฏิกิริยา 2A + B = D กฎนี้จะแสดงดังนี้:

โดยที่ C A, C B คือความเข้มข้นของสาร A และ B (โมล/ลิตร) k 1 และ k 2 เป็นค่าสัมประสิทธิ์สัดส่วน เรียกว่าค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา

ความหมายทางกายภาพของค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยานั้นสร้างได้ไม่ยาก โดยจะเท่ากับตัวเลขกับอัตราการเกิดปฏิกิริยา โดยที่ความเข้มข้นของสารตั้งต้นคือ 1 โมล/ลิตร หรือผลคูณของสารตั้งต้นเท่ากับความสามัคคี ในกรณีนี้ เป็นที่ชัดเจนว่าค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับอุณหภูมิเท่านั้น และไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสาร กฎแห่งการกระทำของมวลไม่คำนึงถึงความเข้มข้นของสารตั้งต้นในสถานะของแข็ง

เนื่องจากพวกมันทำปฏิกิริยากับพื้นผิวและความเข้มข้นของพวกมันมักจะคงที่

ตัวอย่างเช่น สำหรับปฏิกิริยาการเผาไหม้ถ่านหิน การแสดงออกของอัตราการเกิดปฏิกิริยาควรเขียนได้ดังนี้:

กล่าวคือ อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของออกซิเจนเท่านั้น

หากสมการปฏิกิริยาอธิบายเฉพาะปฏิกิริยาเคมีทั้งหมดที่เกิดขึ้นในหลายขั้นตอน อัตราของปฏิกิริยาดังกล่าวอาจขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารตั้งต้นในวิธีที่ซับซ้อน การพึ่งพาอาศัยกันนี้ถูกกำหนดโดยการทดลองหรือทางทฤษฎีตามกลไกการเกิดปฏิกิริยาที่เสนอ

เป็นไปได้ที่จะเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยใช้สารพิเศษที่เปลี่ยนกลไกการเกิดปฏิกิริยาและกำหนดทิศทางไปตามเส้นทางที่มีพลังมากขึ้นด้วยพลังงานกระตุ้นที่ต่ำกว่า พวกมันถูกเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา (จากภาษาละติน katalysis - การทำลายล้าง)

ตัวเร่งปฏิกิริยาทำหน้าที่เป็นไกด์ที่มีประสบการณ์นำทางกลุ่มนักท่องเที่ยวที่ไม่ผ่านทางสูงบนภูเขา (การเอาชนะมันต้องใช้ความพยายามและเวลาอย่างมากและไม่สามารถเข้าถึงได้สำหรับทุกคน) แต่ไปตามเส้นทางบายพาสที่เขารู้จัก เราสามารถเอาชนะภูเขาได้ง่ายและเร็วขึ้นมาก

จริงอยู่ การใช้เส้นทางวงเวียนจะทำให้คุณไม่สามารถไปถึงจุดที่ทางเข้าหลักได้แน่ชัด แต่บางครั้งก็เป็นสิ่งที่จำเป็นจริงๆ! นี่คือวิธีที่ตัวเร่งปฏิกิริยาที่เรียกว่าการเลือกปฏิบัติ เห็นได้ชัดว่าไม่จำเป็นต้องเผาแอมโมเนียและไนโตรเจน แต่ใช้ไนโตรเจนออกไซด์ (II) ในการผลิตกรดไนตริก

ตัวเร่งปฏิกิริยา- สารเหล่านี้เป็นสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเคมีและเปลี่ยนความเร็วหรือทิศทาง แต่เมื่อสิ้นสุดปฏิกิริยา สารเหล่านี้ยังคงไม่เปลี่ยนแปลงทั้งในเชิงปริมาณและคุณภาพ

การเปลี่ยนอัตราของปฏิกิริยาเคมีหรือทิศทางโดยใช้ตัวเร่งปฏิกิริยาเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยามีการใช้กันอย่างแพร่หลายในอุตสาหกรรมและการขนส่งต่างๆ (เครื่องฟอกไอเสียที่เปลี่ยนไนโตรเจนออกไซด์จากก๊าซไอเสียรถยนต์ให้เป็นไนโตรเจนที่ไม่เป็นอันตราย)

ตัวเร่งปฏิกิริยามีสองประเภท

การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันโดยที่ทั้งตัวเร่งปฏิกิริยาและสารตั้งต้นอยู่ในสถานะการรวมกลุ่ม (เฟส) เดียวกัน

การเร่งปฏิกิริยาแบบต่างกันซึ่งตัวเร่งปฏิกิริยาและสารตั้งต้นอยู่ในระยะที่ต่างกัน ตัวอย่างเช่น การสลายตัวของไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์เมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยาออกไซด์แมงกานีส (IV) ที่เป็นของแข็ง:

ตัวเร่งปฏิกิริยานั้นไม่ได้ถูกใช้ไปอันเป็นผลมาจากปฏิกิริยา แต่ถ้าสารอื่นถูกดูดซับบนพื้นผิวของมัน (เรียกว่าพิษของตัวเร่งปฏิกิริยา) พื้นผิวก็จะใช้งานไม่ได้และจำเป็นต้องมีการสร้างตัวเร่งปฏิกิริยาขึ้นมาใหม่ ดังนั้นก่อนที่จะทำปฏิกิริยาตัวเร่งปฏิกิริยา วัสดุตั้งต้นจะถูกทำให้บริสุทธิ์อย่างทั่วถึง

ตัวอย่างเช่นในการผลิตกรดซัลฟิวริกโดยวิธีการสัมผัสจะใช้ตัวเร่งปฏิกิริยาที่เป็นของแข็ง - วานาเดียม (V) ออกไซด์ V 2 O 5:

ในการผลิตเมทานอลจะใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา "สังกะสี - โครเมี่ยม" ที่เป็นของแข็ง (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

ตัวเร่งปฏิกิริยาทางชีวภาพ - เอนไซม์ - ทำงานได้อย่างมีประสิทธิภาพมาก โดยธรรมชาติทางเคมีพวกมันคือโปรตีน ปฏิกิริยาเคมีที่ซับซ้อนเกิดขึ้นที่ความเร็วสูงในสิ่งมีชีวิตที่อุณหภูมิต่ำ

รู้จักสารที่น่าสนใจอื่น ๆ - สารยับยั้ง (จากภาษาละติน inhibere - เพื่อชะลอ) พวกมันทำปฏิกิริยากับอนุภาคออกฤทธิ์ที่ความเร็วสูงเพื่อสร้างสารประกอบออกฤทธิ์ต่ำ เป็นผลให้ปฏิกิริยาช้าลงอย่างรวดเร็วแล้วหยุดลง สารยับยั้งมักจะถูกเติมเข้าไปในสารต่างๆ โดยเฉพาะเพื่อป้องกันกระบวนการที่ไม่พึงประสงค์

ตัวอย่างเช่น สารละลายไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์จะถูกทำให้เสถียรโดยใช้สารยับยั้ง

ลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยา (องค์ประกอบ โครงสร้าง)

ความหมาย พลังงานกระตุ้นเป็นปัจจัยที่ส่งผลต่ออิทธิพลของธรรมชาติของสารที่ทำปฏิกิริยาต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา

หากพลังงานกระตุ้นต่ำ (< 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 данных случаях ничтожно мала.

หากพลังงานกระตุ้นสูง(> 120 กิโลจูล/โมล) ซึ่งหมายความว่าการชนกันระหว่างอนุภาคที่มีปฏิสัมพันธ์กันเพียงเล็กน้อยเท่านั้นที่ทำให้เกิดปฏิกิริยา อัตราการเกิดปฏิกิริยาดังกล่าวจึงต่ำมาก ตัวอย่างเช่น ความคืบหน้าของปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียที่อุณหภูมิปกติแทบจะเป็นไปไม่ได้เลยที่จะสังเกตเห็น

หากพลังงานกระตุ้นของปฏิกิริยาเคมีมีค่าปานกลาง (40120 กิโลจูล/โมล) อัตราของปฏิกิริยาดังกล่าวจะเป็นค่าเฉลี่ย ปฏิกิริยาดังกล่าวรวมถึงปฏิกิริยาของโซเดียมกับน้ำหรือเอทิลแอลกอฮอล์ การลดสีของน้ำโบรมีนกับเอทิลีน ปฏิกิริยาของสังกะสีกับกรดไฮโดรคลอริก เป็นต้น

พื้นผิวสัมผัสของสารที่ทำปฏิกิริยา

อัตราของปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นบนพื้นผิวของสสารซึ่งก็คือปฏิกิริยาที่ต่างกันนั้นขึ้นอยู่กับคุณสมบัติของพื้นผิวนี้ สิ่งอื่น ๆ ที่เท่าเทียมกัน เป็นที่ทราบกันดีว่าชอล์กแบบผงละลายได้เร็วกว่ามากในกรดไฮโดรคลอริกมากกว่าชอล์กชิ้นที่มีน้ำหนักเท่ากัน

อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เพิ่มขึ้นมีสาเหตุหลักมาจาก เพิ่มพื้นผิวสัมผัสของสารตั้งต้นรวมถึงสาเหตุอื่น ๆ อีกหลายประการ เช่น การละเมิดโครงสร้างของโครงตาข่ายคริสตัลที่ "ถูกต้อง" สิ่งนี้นำไปสู่ความจริงที่ว่าอนุภาคบนพื้นผิวของไมโครคริสตัลที่เกิดขึ้นนั้นมีปฏิกิริยามากกว่าอนุภาคเดียวกันบนพื้นผิวที่ "เรียบ"

ในอุตสาหกรรม เพื่อดำเนินการปฏิกิริยาที่ต่างกัน จะใช้ "ฟลูอิไดซ์เบด" เพื่อเพิ่มพื้นผิวสัมผัสของสารที่ทำปฏิกิริยา การจ่ายสารตั้งต้น และการกำจัดผลิตภัณฑ์ ตัวอย่างเช่น ในการผลิตกรดซัลฟิวริก ไพไรต์จะถูกยิงโดยใช้ "ฟลูอิไดซ์เบด"

เอกสารอ้างอิงสำหรับการทำแบบทดสอบ:

ตารางธาตุ

ตารางการละลาย

ผลกระทบของแรงกดดันต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับ คำสั่งปฏิกิริยา หากอุณหภูมิยังคงไม่เปลี่ยนแปลงและได้รับองค์ประกอบของส่วนผสมของก๊าซเริ่มต้นแล้ว เราสามารถเขียนสมการสถานะสำหรับแต่ละความเข้มข้นได้: พีเอ=อาร์ม ต, พีบี=บีอาร์ม ต- ที่นี่ ก, ข,…, คือความเข้มข้นของโมล และ พีเอ, พีบี, ... คือแรงกดดันบางส่วนของก๊าซที่เกี่ยวข้อง ถ้าจำนวนโมลทั้งหมดต่อหน่วยปริมาตรเท่ากับ zแล้วในลักษณะเดียวกับที่เราเขียนได้ พี=ซอาร์ม ต, ที่ไหน ร- แรงกดดันทั่วไป ดังนั้น , , ...ฯลฯ ปริมาณ...ฯลฯ มีความเข้มข้นเชิงปริมาตรสัมพันธ์กัน แสดงถึงพวกเขาโดย ก, ใน...ฯลฯ เราได้รับ: พีเอ=แอพ,

ที่ไหน ; พี ข = บีพี, .ลองพิจารณาดู โมเลกุลเดี่ยวกระบวนการที่อธิบายโดยสมการ:

ในกรณีนี้ อัตราการเปลี่ยนแปลงของสารจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับความดัน: ~ พี

สำหรับ สองโมเลกุลปฏิกิริยา:

นั่นคือ ~ พี 2. ตามนั้น ไตรโมเลกุลปฏิกิริยาที่เราได้รับ:

ที่ไหน เค- อัตราการเกิดปฏิกิริยาคงที่

2.2. พลังงานกระตุ้น กฎของอาร์เรเนียส

จำนวนการชนกันของโมเลกุลที่ทำปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น ~ ซึ่งส่งผลให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น สำหรับปฏิกิริยาหลายๆ อย่าง อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นเพียง 10°C จะทำให้อัตราคงที่เพิ่มขึ้นอีก 2µ4

ตัวอย่าง. ครึ่งชีวิตของไฮโดรเจนไอโอไดด์ตามสมการ 2HJ→H 2 +J 2 ที่ ต = ครึ่งชีวิต 373,000 คือ 314,000 ปีด้วย ต=666K ลดลงเหลือ 1.3 ชั่วโมง และเมื่อเวลา ต=973K ที 1/2 = 0.12 วินาที

Arrhenius: เพื่อให้ปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้น จำเป็นต้องทำให้พันธะภายในของโมเลกุลเสถียรอ่อนตัวลงหรือแตกหักในเบื้องต้น ซึ่งต้องใช้พลังงานจำนวนหนึ่งไป อี . ยิ่งพลังงานความร้อนของการชนกันของโมเลกุลมากเท่าใด ความน่าจะเป็นของการจัดเรียงพันธะภายในและการสร้างโมเลกุลใหม่ก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ที่ อี= ความถี่ของการชนที่สิ้นสุดในปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นเร็วกว่ามาก .

พลังงานที่จำเป็นในการเอาชนะอุปสรรคพลังงานที่ป้องกันการเข้าใกล้โมเลกุลที่ทำปฏิกิริยาและการก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเรียกว่า พลังงานกระตุ้น E a- ดังนั้นการกระทำเบื้องต้นของปฏิกิริยาเคมีจะเกิดขึ้นเฉพาะในระหว่างการชนกันของโมเลกุลที่มีพลังงานจลน์มากกว่า อีเอ.

พลังงานกระตุ้น อีเอมักจะสูงกว่าพลังงานเฉลี่ยของการเคลื่อนที่ด้วยความร้อนของโมเลกุล ยิ่งพลังงานกระตุ้นต่ำลง การชนกันของโมเลกุลก็จะเกิดขึ้นบ่อยขึ้น ซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา และอัตราของปฏิกิริยาเคมีก็จะยิ่งสูงขึ้นเท่านั้น เพิ่มขึ้น ตส่งผลให้จำนวนโมเลกุลที่มีพลังงานส่วนเกินเพิ่มมากขึ้น อีเอ- สิ่งนี้อธิบายการเพิ่มขึ้นของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น (รูปที่ 2.1)

ข้าว. 2.1. ความร้อนจากการเผาไหม้ ถามและพลังงานกระตุ้น อี=คุณสูงสุด - คุณ 1

ในกรณีที่ง่ายที่สุด สามารถกำหนดค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาเคมีได้บนพื้นฐานของความสัมพันธ์ทั่วไปของทฤษฎีจลน์ศาสตร์ของโมเลกุล (ดูตัวอย่าง)

ให้เราแสดงโดย พี เอและ เข็มหมุดจำนวนโมเลกุล A และ B ใน 1 ซม. 3 . อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเท่ากับจำนวน ซีการชนกันของโมเลกุล A และ B ต่อหน่วยเวลาซึ่งมีพลังงานมากกว่าพลังงานกระตุ้น อี . สำหรับก๊าซในอุดมคติ ซีถูกกำหนดตามกฎหมายการกระจายพลังงานของ Maxwell–Boltzmann:

นี่คือเส้นผ่านศูนย์กลางเฉลี่ยของการชนกันของโมเลกุล คือ น้ำหนักโมเลกุลที่ลดลง รม = 8.315∙10 7 เอิร์ก/องศา - ค่าคงที่ก๊าซสากล, m A, m B - น้ำหนักโมเลกุล

ในกรณีส่วนใหญ่ค่าการทดลองจะน้อยกว่าค่าทางทฤษฎีอย่างมาก ดังนั้นจึงมีการใช้สิ่งที่เรียกว่าความน่าจะเป็นหรือสัมประสิทธิ์สเตอริกในสูตรการคำนวณ ร- จึงได้มีสูตรคำนวณอัตราปฏิกิริยาทางชีวโมเลกุลที่เรียกว่า สูตรอาร์เรเนียส, ใช้แบบฟอร์มต่อไปนี้:

เมื่อเปรียบเทียบสูตรผลลัพธ์กับสมการ (2.8) สำหรับปฏิกิริยาอันดับสอง เราจะได้นิพจน์สำหรับค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยานี้:

ผลกระทบที่รุนแรงของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยามีสาเหตุหลักมาจากปัจจัย Arrhenius ดังนั้น ในการคำนวณโดยประมาณ ปัจจัยก่อนเลขชี้กำลังมักจะถือว่าเป็นอิสระจาก T

การวิเคราะห์สูตร (2.12) แสดงให้เห็นว่าเมื่อเพิ่ม T อัตราการเติบโตของ W จะเพิ่มขึ้นก่อน ถึงค่าสูงสุดที่แน่นอน แล้วจึงลดลง หรืออีกนัยหนึ่งคือ เส้นโค้ง W กับ T มีจุดเปลี่ยนเว้า เมื่อเท่ากับศูนย์อนุพันธ์อันดับสองของ W เทียบกับ T เราจะพบอุณหภูมิที่สอดคล้องกับจุดเปลี่ยนเว้า:

เห็นได้ง่ายว่าอุณหภูมินี้ค่อนข้างสูง ตัวอย่างเช่น ที่ E = 20,000 cal/(g-mol) T p = 5,000 K เมื่อใช้สูตร (2.12) ในการคำนวณเชิงตัวเลขควรคำนึงถึงขนาดของปริมาณที่รวมอยู่ในนั้นด้วย

สูตร (2.12) สามารถเขียนได้ดังนี้

ปัจจัยก่อนเลขชี้กำลังอยู่ที่ไหน เช่น จำนวนการชนทั้งหมดที่ n A = n B = 1 โมเลกุล/ซม. 3 บางครั้ง รรวมอยู่ในปัจจัยก่อนเลขชี้กำลังด้วย

สำหรับการคำนวณโดยประมาณของลำดับของอัตราการเกิดปฏิกิริยา ค่า เคสามารถวัดอุณหภูมิได้ 0 ต=300K เท่ากับ 10 -10 cm 3 /(โมเลกุล∙วินาที) (สำหรับ d av "4∙10 -8 และ m A =m B "30)

อัตราของปฏิกิริยาเคมีที่อุณหภูมิที่กำหนดจะเป็นสัดส่วนกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาในระดับที่เท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ที่ปรากฏก่อนสูตรของสารที่กำหนดในสมการปฏิกิริยา

กฎแห่งการกระทำของมวลจะใช้ได้เฉพาะกับปฏิกิริยาอันตรกิริยาที่ง่ายที่สุดในกลไกที่เกิดขึ้นในก๊าซหรือในสารละลายเจือจาง .

1. AA(W) + bB (W) ↔ cC (W) + dD (W) ; (T=ค่าคงที่)

2. 3H 2(ช) + ยังไม่มีข้อความ 2(จี) ↔ 2NH 3(จี) ;

สำหรับปฏิกิริยาที่ต่างกัน:

1. aA (t) + bB (G) = cC (G) + dD (G); 2. C (t) + O 2 (G) = CO 2 (G);

กฎแห่งการออกฤทธิ์ไม่ได้คำนึงถึงความเข้มข้นของสารในสถานะของแข็ง ยิ่งพื้นที่ผิวของเฟสของแข็งมากเท่าไร อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีก็จะยิ่งสูงขึ้นเท่านั้น

k - ค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีถูกกำหนดโดยธรรมชาติของสารที่ทำปฏิกิริยาและขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ การมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยาในระบบ แต่ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา อัตราคงที่แสดงถึงอัตราของปฏิกิริยาเคมี () หากความเข้มข้นของสารตั้งต้นคือ

3. การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับความดัน- สำหรับระบบก๊าซ ความดันที่เพิ่มขึ้นหรือปริมาตรลดลงจะเทียบเท่ากับความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นและในทางกลับกัน

งาน:อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) จะเปลี่ยนไปอย่างไรหากความดันในระบบเพิ่มขึ้น 4 เท่า?

ตามกฎแห่งการกระทำของมวลสำหรับปฏิกิริยาโดยตรง เราจะเขียนนิพจน์:

ให้ = a โมล/ลิตร, = b โมล/ลิตร จากนั้นตามกฎของการกระทำของมวล

ปริมาตรที่ลดลง 4 เท่าสอดคล้องกับความเข้มข้นในระบบที่เพิ่มขึ้น 4 เท่าจากนั้น:

ผลกระทบของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะถูกกำหนดโดยประมาณ ไม่ใช่กฎของฮอฟฟ์เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 0 C อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้น 2-4 เท่า

สัญกรณ์ทางคณิตศาสตร์ของกฎของแวนต์ ฮอฟฟ์: γ คือสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยา หรือสัมประสิทธิ์แวนต์ ฮอฟฟ์สำหรับปฏิกิริยาส่วนใหญ่อยู่ในช่วง 2-4

งาน.อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นในเฟสก๊าซจะเปลี่ยนไปกี่ครั้ง หากอุณหภูมิเปลี่ยนจาก 80 0 C เป็น 120 0 C ( γ = 3)?

ตามกฎของ Van't Hoff เราเขียนว่า:

การเพิ่มขึ้นของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นนั้นไม่เพียงแต่อธิบายได้จากการเพิ่มขึ้นของพลังงานจลน์ของโมเลกุลที่ทำปฏิกิริยากันเท่านั้น ตัวอย่างเช่น จำนวนการชนกันของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนของรากที่สองของอุณหภูมิสัมบูรณ์ เมื่อสารได้รับความร้อนจากศูนย์ถึงหนึ่งร้อยองศาเซลเซียส ความเร็วการเคลื่อนที่ของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้น 1.2 เท่า และความเร็วของปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้นประมาณ 59,000 เท่า การเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นนั้นอธิบายได้จากสัดส่วนของโมเลกุลที่ทำงานอยู่ซึ่งการชนกันทำให้เกิดปฏิกิริยาทางเคมี ตามทฤษฎีการชนแบบแอคทีฟเท่านั้น โมเลกุลที่ทำงานอยู่ซึ่งมีพลังงานเกินกว่าพลังงานเฉลี่ยของโมเลกุลของสารที่กำหนดเช่น โมเลกุลที่มีพลังงานกระตุ้น

พลังงานกระตุ้น (E A)- นี่คือพลังงานส่วนเกินเมื่อเทียบกับปริมาณสำรองเฉลี่ยที่โมเลกุลต้องทำปฏิกิริยาเคมี ถ้าอีเอ< 40 кДж/моль - реакции протекают быстро, если Е А >120 กิโลจูล/โมล - จะไม่เกิดปฏิกิริยา ถ้า E A = 40-120 กิโลจูล/โมล - ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นภายใต้สภาวะปกติ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะลดพลังงานกระตุ้น ทำให้สารเกิดปฏิกิริยามากขึ้น และอัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น

สร้างการพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิที่แม่นยำยิ่งขึ้น C. Arrhenius: ค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นสัดส่วนกับฐานของลอการิทึมธรรมชาติที่ยกกำลัง (-EA /RT) ,

เอ - ปัจจัยก่อนเลขชี้กำลัง กำหนดจำนวนการชนที่ใช้งานอยู่

e - เลขชี้กำลัง (ฐานของลอการิทึมธรรมชาติ)

เมื่อหาลอการิทึมของนิพจน์เราจะได้สมการ:

. สมการอาร์เรเนียสแสดงให้เห็นว่ายิ่งพลังงานกระตุ้นต่ำ อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้น ตัวเร่งปฏิกิริยาใช้เพื่อลดพลังงานกระตุ้น