Reacțiile chimice se desfășoară la viteze diferite: cu o viteză mică - în timpul formării stalactitelor și stalagmitelor, la o viteză medie - la gătirea alimentelor, instantaneu - în timpul unei explozii. Reacțiile în soluții apoase sunt foarte rapide.

Determinarea vitezei unei reacții chimice, precum și elucidarea dependenței acesteia de condițiile procesului, este sarcina cineticii chimice - știința legilor care guvernează cursul reacțiilor chimice în timp.

Dacă reacțiile chimice au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o soluție sau într-o fază gazoasă, atunci interacțiunea substanțelor care reacţionează are loc în întregul volum. Astfel de reacții se numesc omogen.

(v homog) este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de volum:

unde Δn este modificarea numărului de moli ai unei substanțe (cel mai adesea cea inițială, dar poate fi și produsul de reacție); Δt - interval de timp (s, min); V este volumul de gaz sau soluție (l).

Deoarece raportul dintre cantitatea de substanță și volum este concentrația molară C, atunci

Astfel, viteza unei reacții omogene este definită ca o modificare a concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

dacă volumul sistemului nu se modifică.

Dacă are loc o reacție între substanțe în diferite stări de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid), sau între substanțe care nu pot forma un mediu omogen (de exemplu, între lichide nemiscibile), atunci ea are loc numai pe suprafata de contact a substantelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

Este definită ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață.

unde S este aria suprafeței de contact a substanțelor (m 2, cm 2).

Modificarea cantității de substanță prin care se determină viteza de reacție este un factor extern observat de cercetător. De fapt, toate procesele sunt efectuate la nivel micro. Evident, pentru ca unele particule să reacționeze, ele trebuie în primul rând să se ciocnească și să se ciocnească eficient: să nu se împrăștie ca niște bile în direcții diferite, ci în așa fel încât „vechile legături” din particule să fie distruse sau slăbite și „ se pot forma altele noi”, iar pentru aceasta particulele trebuie să aibă suficientă energie.

Datele calculate arată că, de exemplu, în gaze, ciocnirile de molecule la presiunea atmosferică sunt de miliarde pe 1 secundă, adică toate reacțiile ar fi trebuit să treacă instantaneu. Dar nu este. Se dovedește că doar o parte foarte mică din molecule au energia necesară pentru a produce o coliziune eficientă.

Excesul minim de energie pe care trebuie să o aibă o particulă (sau o pereche de particule) pentru ca o coliziune eficientă să aibă loc se numește energie activatoare Ea.

Astfel, pe calea tuturor particulelor care intră în reacție, există o barieră energetică egală cu energia de activare E a . Când este mic, există multe particule care îl pot depăși, iar viteza de reacție este mare. În caz contrar, este necesară o „împingere”. Atunci când aduci un chibrit pentru a aprinde o lampă cu spirit, dai energie suplimentară E a necesară pentru ciocnirea efectivă a moleculelor de alcool cu ​​moleculele de oxigen (depășirea barierei).

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Principalele sunt: ​​natura și concentrația reactanților, presiunea (în reacțiile care implică gaze), temperatura, acțiunea catalizatorilor și suprafața reactanților în cazul reacțiilor eterogene.

Temperatura

Pe măsură ce temperatura crește, în majoritatea cazurilor viteza unei reacții chimice crește semnificativ. În secolul 19 Chimistul olandez J. X. Van't Hoff a formulat regula:

O creștere a temperaturii la fiecare 10 ° C duce la o creștere aviteza de reacție de 2-4 ori(această valoare se numește coeficient de temperatură al reacției).

Odată cu creșterea temperaturii, viteza medie a moleculelor, energia lor și numărul de ciocniri cresc ușor, dar proporția de molecule „active” care participă la coliziuni eficiente care depășesc bariera energetică a reacției crește brusc. Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin relația:

unde v t 1 și v t 2 sunt vitezele de reacție, respectiv, la temperaturile finale t 2 și inițiale t 1, iar γ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori crește viteza de reacție cu fiecare creștere de 10 ° C în temperatură.

Cu toate acestea, pentru a crește viteza de reacție, creșterea temperaturii nu este întotdeauna aplicabilă, deoarece materiile prime pot începe să se descompună, solvenții sau substanțele în sine se pot evapora etc.

Reacții endoterme și exoterme

Se știe că reacția metanului cu oxigenul atmosferic este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură. Prin urmare, este folosit în viața de zi cu zi pentru gătit, încălzire a apei și încălzire. Gazul natural furnizat locuințelor prin conducte este 98% metan. Reacția oxidului de calciu (CaO) cu apa este, de asemenea, însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.

Ce pot spune aceste fapte? Când se formează noi legături chimice în produșii de reacție, Mai mult energie decât cea necesară pentru a rupe legăturile chimice din reactanți. Excesul de energie este eliberat sub formă de căldură și uneori lumină.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energie (lumină, căldură));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energie (căldură)).

Astfel de reacții ar trebui să aibă loc cu ușurință (cum o piatră se rostogolește ușor în jos).

Reacțiile în care se eliberează energie se numesc EXTERMICĂ(din latinescul „exo” - out).

De exemplu, multe reacții redox sunt exoterme. Una dintre aceste reacții frumoase este o oxidare-reducere intramoleculară care are loc în aceeași sare - dicromat de amoniu (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energie).

Un alt lucru este reacția. Ele sunt asemănătoare cu rostogolirea unei pietre în sus. Încă nu este posibil să se obțină metan din CO2 și apă și este necesară o încălzire puternică pentru a obține var nestins CaO din hidroxid de calciu Ca (OH)2. O astfel de reacție are loc numai cu un aflux constant de energie din exterior:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energie (căldură))

Acest lucru sugerează că ruperea legăturilor chimice în Ca(OH) 2 necesită mai multă energie decât poate fi eliberată în timpul formării de noi legături chimice în moleculele de CaO și H 2 O.

Reacțiile în care este absorbită energia se numesc ENDOTERMIC(din "endo" - interior).

Concentrația reactanților

O modificare a presiunii cu participarea substanțelor gazoase în reacție duce, de asemenea, la o modificare a concentrației acestor substanțe.

Pentru a avea loc o interacțiune chimică între particule, acestea trebuie să se ciocnească efectiv. Cu cât concentrația de reactanți este mai mare, cu atât mai multe ciocniri și, în consecință, cu atât viteza de reacție este mai mare. De exemplu, acetilena arde foarte repede în oxigen pur. Aceasta dezvoltă o temperatură suficientă pentru a topi metalul. Pe baza unei cantități mari de material experimental, în 1867 norvegienii K. Guldenberg și P. Waage, și independent de ei în 1865, omul de știință rus N. I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, care stabilește dependența reacției. rata asupra concentrației substanțelor care reacţionează.

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația reacției.

Această lege se mai numește legea acțiunii în masă.

Pentru reacția A + B \u003d D, această lege va fi exprimată după cum urmează:

Pentru reacția 2A + B = D, această lege se exprimă după cum urmează:

Aici C A, C B sunt concentrațiile substanțelor A și B (mol / l); k 1 și k 2 - coeficienți de proporționalitate, numite constante de viteză ale reacției.

Semnificația fizică a constantei vitezei de reacție este ușor de stabilit - este egală numeric cu viteza de reacție în care concentrațiile reactanților sunt de 1 mol/l sau produsul lor este egal cu unu. În acest caz, este clar că constanta de viteză a reacției depinde numai de temperatură și nu depinde de concentrația de substanțe.

Legea maselor care actioneaza nu ține cont de concentrația reactanților în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor sunt de obicei constante.

De exemplu, pentru reacția de ardere a cărbunelui, expresia vitezei de reacție ar trebui scrisă după cum urmează:

adică, viteza de reacție este doar proporțională cu concentrația de oxigen.

Dacă ecuația reacției descrie doar reacția chimică globală, care are loc în mai multe etape, atunci viteza unei astfel de reacții poate depinde într-un mod complex de concentrațiile substanțelor inițiale. Această dependență este determinată experimental sau teoretic pe baza mecanismului de reacție propus.

Acțiunea catalizatorilor

Este posibilă creșterea vitezei de reacție prin utilizarea unor substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și îl direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică. Se numesc catalizatori (din latinescul katalysis - distrugere).

Catalizatorul acționează ca un ghid experimentat, îndrumând un grup de turiști nu printr-o pasă înaltă din munți (depășirea ei necesită mult efort și timp și nu este accesibilă oricui), ci pe căile ocolitoare cunoscute de el, de-a lungul cărora poti depasi muntele mult mai usor si mai repede.

Adevărat, într-un ocol nu poți ajunge chiar unde duce pasul principal. Dar uneori este exact ceea ce ai nevoie! Așa funcționează catalizatorii, care se numesc selectivi. Este clar că nu este nevoie să ardeți amoniacul și azotul, dar oxidul de azot (II) își găsește utilizare în producerea acidului azotic.

Catalizatori- Sunt substanțe care participă la o reacție chimică și își schimbă viteza sau direcția, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate cantitativ și calitativ.

Modificarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia cu ajutorul unui catalizator se numește cataliză. Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în diverse industrii și în transport (convertoare catalitice care transformă oxizii de azot din gazele de eșapament ale mașinilor în azot inofensiv).

Există două tipuri de cataliză.

cataliză omogenă, în care atât catalizatorul, cât și reactanții sunt în aceeași stare de agregare (fază).

cataliză eterogenă unde catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite. De exemplu, descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator solid de oxid de mangan (IV):

Catalizatorul în sine nu este consumat ca urmare a reacției, dar dacă pe suprafața sa sunt adsorbite alte substanțe (se numesc otrăvuri catalitice), atunci suprafața devine inoperabilă și este necesară regenerarea catalizatorului. Prin urmare, înainte de efectuarea reacției catalitice, materiile prime sunt complet purificate.

De exemplu, în producerea acidului sulfuric prin metoda de contact, se utilizează un catalizator solid - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5:

În producerea metanolului, se utilizează un catalizator solid „zinc-crom” (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Catalizatorii biologici - enzimele - funcționează foarte eficient. Prin natura chimică, acestea sunt proteine. Datorită acestora, reacțiile chimice complexe au loc cu o viteză mare în organismele vii la temperaturi scăzute.

Sunt cunoscute și alte substanțe interesante - inhibitorii (din latinescul inhibere - a întârzia). Ele reacţionează cu particulele active într-o rată mare pentru a forma compuşi inactivi. Ca urmare, reacția încetinește brusc și apoi se oprește. Inhibitorii sunt adesea adăugați în mod specific la diferite substanțe pentru a preveni procesele nedorite.

De exemplu, soluțiile de peroxid de hidrogen sunt stabilizate cu inhibitori.

Natura reactanților (compoziția, structura lor)

Sens energie activatoare este factorul prin care este afectată influenţa naturii substanţelor care reacţionează asupra vitezei de reacţie.

Dacă energia de activare este scăzută (< 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.

Dacă energia de activare este mare(> 120 kJ/mol), aceasta înseamnă că doar o parte neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la o reacție. Viteza unei astfel de reacții este așadar foarte lentă. De exemplu, progresul reacției de sinteză a amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă energiile de activare ale reacțiilor chimice au valori intermediare (40120 kJ/mol), atunci vitezele unor astfel de reacții vor fi medii. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau alcoolul etilic, decolorarea apei de brom cu etilena, interacțiunea zincului cu acidul clorhidric etc.

Suprafața de contact a reactanților

Viteza reacțiilor care au loc pe suprafața substanțelor, adică eterogene, depinde, în egală măsură, de proprietățile acestei suprafețe. Se știe că creta sub formă de pulbere se dizolvă mult mai repede în acid clorhidric decât o bucată de cretă cu masă egală.

Creșterea vitezei de reacție se datorează în primul rând creșterea suprafeței de contact a substanțelor inițiale, precum și o serie de alte motive, de exemplu, o încălcare a structurii rețelei cristaline „corecte”. Acest lucru duce la faptul că particulele de pe suprafața microcristalelor formate sunt mult mai reactive decât aceleași particule de pe o suprafață „netedă”.

În industrie, pentru efectuarea reacțiilor eterogene, se folosește un „pat fluidizat” pentru a crește suprafața de contact a reactanților, aprovizionarea cu materii prime și îndepărtarea produselor. De exemplu, în producerea acidului sulfuric cu ajutorul unui „pat fluidizat”, pirita este prăjită.

Material de referință pentru promovarea testului:

Masa lui Mendeleev

Tabelul de solubilitate

Studiul vitezei unei reacții chimice și al condițiilor care afectează schimbarea acesteia este una dintre domeniile chimiei fizice - cinetica chimică. Ea ia în considerare, de asemenea, mecanismele acestor reacții și validitatea lor termodinamică. Aceste studii sunt importante nu numai în scopuri științifice, ci și pentru controlul interacțiunii componentelor din reactoare în producția de tot felul de substanțe.

Conceptul de viteză în chimie

Se obișnuiește să se numească viteza de reacție o anumită modificare a concentrațiilor compușilor care au intrat în reacție (ΔС) pe unitatea de timp (Δt). Formula matematică pentru viteza unei reacții chimice este următoarea:

ᴠ = ±∆C/∆t.

Viteza de reacție se măsoară în mol/l s dacă are loc în întregul volum (adică reacția este omogenă) și în mol/m 2 s dacă interacțiunea are loc pe suprafața care separă fazele (adică reacția este eterogen). Semnul „-” din formulă se referă la modificarea valorilor concentrațiilor reactanților inițiali, iar semnul „+” - la schimbarea valorilor concentrațiilor produselor aceleiași reacții.

Exemple de reacții cu viteze diferite

Interacțiunile chimice pot avea loc la viteze diferite. Astfel, rata de creștere a stalactitelor, adică formarea carbonatului de calciu, este de numai 0,5 mm la 100 de ani. Unele reacții biochimice sunt lente, cum ar fi fotosinteza și sinteza proteinelor. Coroziunea metalelor are loc într-un ritm destul de scăzut.

Viteza medie poate fi caracterizată prin reacții care necesită de la una la câteva ore. Un exemplu este gătitul, care este însoțit de descompunerea și transformarea compușilor conținuti în produse. Sinteza polimerilor individuali necesită încălzirea amestecului de reacție pentru un anumit timp.

Un exemplu de reacții chimice, a căror viteză este destul de mare, poate servi ca reacții de neutralizare, interacțiunea bicarbonatului de sodiu cu o soluție de acid acetic, însoțită de eliberarea de dioxid de carbon. Mai putem aminti de interacțiunea azotatului de bariu cu sulfatul de sodiu, în care se observă precipitarea sulfatului de bariu insolubil.

Un număr mare de reacții pot avea loc cu viteza fulgerului și sunt însoțite de o explozie. Un exemplu clasic este interacțiunea potasiului cu apa.

Factorii care afectează viteza unei reacții chimice

Este de remarcat faptul că aceleași substanțe pot reacționa între ele la viteze diferite. Deci, de exemplu, un amestec de oxigen gazos și hidrogen poate să nu prezinte semne de interacțiune pentru o perioadă destul de lungă de timp, cu toate acestea, atunci când recipientul este scuturat sau lovit, reacția devine explozivă. Prin urmare, cinetica chimică a identificat anumiți factori care au capacitatea de a influența viteza unei reacții chimice. Acestea includ:

• natura substanțelor care interacționează;
• concentrația de reactivi;
• schimbarea temperaturii;
• prezența unui catalizator;
• modificarea presiunii (pentru substanțele gazoase);
• zona de contact a substanțelor (dacă vorbim despre reacții eterogene).

Influența naturii materiei

O astfel de diferență semnificativă în ratele reacțiilor chimice se explică prin valori diferite ale energiei de activare (E a). Este înțeles ca o anumită cantitate de energie în exces în comparație cu valoarea medie necesară unei molecule în timpul unei coliziuni pentru a avea loc o reacție. Se măsoară în kJ / mol și valorile sunt de obicei în intervalul 50-250.

Este în general acceptat că, dacă E a \u003d 150 kJ / mol pentru orice reacție, atunci la n. y. practic nu curge. Această energie este cheltuită pentru depășirea repulsiei dintre moleculele de substanțe și pentru slăbirea legăturilor din substanțele inițiale. Cu alte cuvinte, energia de activare caracterizează puterea legăturilor chimice din substanțe. Prin valoarea energiei de activare, se poate estima preliminar viteza unei reacții chimice:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a >120, doar o foarte mică parte din ciocnirile particulelor vor duce la o reacție, iar viteza acesteia va fi scăzută.

Influența concentrării

Dependența vitezei de reacție de concentrație este cel mai precis caracterizată de legea acțiunii masei (LMA), care spune:

Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacţionează, ale căror valori sunt luate în puteri corespunzătoare coeficienţilor lor stoichiometrici.

Această lege este potrivită pentru reacții elementare într-o etapă sau orice etapă a interacțiunii substanțelor, caracterizată printr-un mecanism complex.

Dacă doriți să determinați viteza unei reacții chimice, a cărei ecuație poate fi scrisă condiționat ca:

αА+ bB = ϲС, atunci,

în conformitate cu formularea de mai sus a legii, viteza poate fi găsită prin ecuația:

V=k [A] a [B] b , unde

a și b sunt coeficienți stoichiometrici,

[A] și [B] - concentrațiile compușilor de pornire,

k este constanta de viteză a reacției în cauză.

Semnificația coeficientului de viteză al unei reacții chimice este că valoarea acestuia va fi egală cu viteza dacă concentrațiile compușilor sunt egale cu unitățile. Trebuie remarcat faptul că pentru calculul corect conform acestei formule, este necesar să se țină cont de starea agregată a reactivilor. Concentrația solidului se presupune a fi unitate și nu este inclusă în ecuație deoarece rămâne constantă în timpul reacției. Astfel, numai concentrațiile de substanțe lichide și gazoase sunt incluse în calculul conform MDM. Deci, pentru reacția de obținere a dioxidului de siliciu din substanțe simple, descrise de ecuație

Si (TV) + Ο 2 (g) \u003d SiΟ 2 (TV),

viteza va fi determinată de formula:

Sarcina tipică

Cum s-ar schimba viteza reacției chimice a monoxidului de azot cu oxigenul dacă concentrațiile compușilor de pornire ar fi dublate?

Rezolvare: Acest proces corespunde ecuației reacției:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 .

Să scriem expresiile pentru viteza de reacție inițială (ᴠ 1) și finală (ᴠ 2):

ᴠ 1 = k [ΝΟ] 2 [Ο 2 ] și

ᴠ 2 = k·(2·[ΝΟ]) 2 ·2·[Ο 2 ] = k·4[ΝΟ] 2 ·2[Ο 2 ].

ᴠ 1 / ᴠ 2 = (k 4[ΝΟ] 2 2[Ο 2 ]) / (k ・[ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

ᴠ 2 / ᴠ 1 = 4 2/1 = 8.

Răspuns: a crescut de 8 ori.

Efectul temperaturii

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură a fost determinată experimental de omul de știință olandez J. H. Van't Hoff. El a descoperit că rata multor reacții crește de 2-4 ori cu o creștere a temperaturii la fiecare 10 grade. Pentru această regulă, există o expresie matematică care arată astfel:

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1)/10 , unde

ᴠ 1 și ᴠ 2 - viteze corespunzătoare la temperaturile Τ 1 și Τ 2;

γ - coeficient de temperatură, egal cu 2-4.

În același timp, această regulă nu explică mecanismul influenței temperaturii asupra valorii vitezei unei anumite reacții și nu descrie întregul set de regularități. Este logic să concluzionam că odată cu creșterea temperaturii, mișcarea haotică a particulelor crește și acest lucru provoacă un număr mai mare de ciocniri ale acestora. Cu toate acestea, acest lucru nu afectează în mod special eficiența coliziunilor moleculare, deoarece depinde în principal de energia de activare. De asemenea, un rol semnificativ în eficiența ciocnirii particulelor îl joacă corespondența spațială între ele.

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură, ținând cont de natura reactivilor, respectă ecuația Arrhenius:

k \u003d A 0 e -Ea / RΤ, unde

A o este un multiplicator;

E a - energia de activare.

Un exemplu de sarcină pe legea van't Hoff

Cum ar trebui modificată temperatura astfel încât viteza unei reacții chimice, al cărei coeficient de temperatură este numeric egal cu 3, să crească de 27 de ori?

Soluţie. Să folosim formula

ᴠ 2 = ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1)/10 .

Din condiția ᴠ 2 / ᴠ 1 = 27 și γ = 3. Trebuie să găsiți ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Transformând formula originală, obținem:

V 2 /V 1 \u003d γ ΔΤ / 10.

Inlocuim valorile: 27=3 ΔΤ/10.

Din aceasta este clar că ΔΤ/10 = 3 și ΔΤ = 30.

Răspuns: temperatura trebuie crescută cu 30 de grade.

Influența catalizatorilor

În chimia fizică, viteza reacțiilor chimice este, de asemenea, studiată activ printr-o secțiune numită cataliză. El este interesat de cum și de ce cantități relativ mici de anumite substanțe cresc semnificativ rata de interacțiune a altora. Substanțele care pot accelera o reacție, dar nu sunt ele însele consumate se numesc catalizatori.

S-a dovedit că catalizatorii modifică mecanismul interacțiunii chimice în sine, contribuie la apariția unor noi stări de tranziție, care se caracterizează prin înălțimi mai mici ale barierei energetice. Adică, ele contribuie la o scădere a energiei de activare și, prin urmare, la o creștere a numărului de impacturi efective ale particulelor. Un catalizator nu poate provoca o reacție imposibilă din punct de vedere energetic.

Deci, peroxidul de hidrogen este capabil să se descompună cu formarea de oxigen și apă:

H 2 Ο 2 \u003d H 2 Ο + Ο 2.

Dar această reacție este foarte lentă și în dulapurile noastre cu medicamente există neschimbată de destul de mult timp. Când deschideți doar fiole foarte vechi de peroxid, puteți vedea un mic pop cauzat de presiunea oxigenului pe pereții vasului. Adăugarea doar a câtorva boabe de oxid de magneziu va provoca o eliberare activă de gaz.

Aceeași reacție de descompunere a peroxidului, dar sub acțiunea catalazei, are loc în timpul tratamentului rănilor. Există multe substanțe diferite în organismele vii care cresc viteza reacțiilor biochimice. Se numesc enzime.

Inhibitorii au efectul opus asupra cursului reacțiilor. Cu toate acestea, acest lucru nu este întotdeauna rău. Inhibitorii sunt utilizați pentru a proteja produsele metalice de coroziune, pentru a prelungi durata de valabilitate a alimentelor, de exemplu, pentru a preveni oxidarea grăsimilor.

Zona de contact cu substanța

În cazul în care interacțiunea are loc între compuși cu stări agregate diferite sau între substanțe care nu sunt capabile să formeze un mediu omogen (lichide nemiscibile), atunci acest factor afectează semnificativ și viteza unei reacții chimice. Acest lucru se datorează faptului că reacțiile eterogene sunt efectuate direct la interfața dintre fazele substanțelor care interacționează. Evident, cu cât această limită este mai largă, cu atât mai multe particule au posibilitatea de a se ciocni și cu atât reacția este mai rapidă.

De exemplu, merge mult mai repede sub formă de chips-uri mici decât sub formă de buștean. În același scop, multe solide sunt măcinate într-o pulbere fină înainte de a fi adăugate la o soluție. Deci, creta sub formă de pudră (carbonat de calciu) acționează mai repede cu acidul clorhidric decât o bucată de aceeași masă. Cu toate acestea, pe lângă creșterea suprafeței, această tehnică duce și la o ruptură haotică a rețelei cristaline a substanței, ceea ce înseamnă că crește reactivitatea particulelor.

Din punct de vedere matematic, viteza unei reacții chimice eterogene se găsește ca o modificare a cantității de substanță (Δν) care apare pe unitatea de timp (Δt) pe unitatea de suprafață

(S): V = Δν/(S Δt).

Influența presiunii

O modificare a presiunii în sistem are efect numai atunci când gazele iau parte la reacție. O creștere a presiunii este însoțită de o creștere a moleculelor unei substanțe pe unitatea de volum, adică concentrația acesteia crește proporțional. În schimb, o scădere a presiunii duce la o scădere echivalentă a concentrației reactivului. În acest caz, formula corespunzătoare ZDM este potrivită pentru calcularea vitezei unei reacții chimice.

Sarcină. Cum va crește viteza reacției descrise de ecuație

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2 ,

dacă volumul unui sistem închis este redus cu un factor de trei (T=const)?

Soluţie. Pe măsură ce volumul scade, presiunea crește proporțional. Să notăm expresiile pentru vitezele de reacție inițiale (V 1) și finale (V 2):

V 1 = k 2 [Ο 2 ] și

V2 = k·(3·)2·3·[Ο2] = k·9[ΝΟ]2·3[Ο2].

Pentru a afla de câte ori noua viteză este mai mare decât cea inițială, ar trebui să împărțiți părțile din stânga și din dreapta ale expresiilor:

V 1 /V 2 = (k 9[ΝΟ] 2 3[Ο 2 ]) / (k ? [ΝΟ] 2 [Ο 2 ]).

Valorile concentrației și constantele vitezei sunt reduse și rămân:

V 2 /V 1 \u003d 9 3/1 \u003d 27.

Răspuns: viteza a crescut de 27 de ori.

În concluzie, trebuie remarcat faptul că rata de interacțiune a substanțelor, sau mai degrabă, numărul și calitatea ciocnirilor particulelor lor, este influențată de mulți factori. În primul rând, este vorba despre energia de activare și geometria moleculelor, care sunt aproape imposibil de corectat. În ceea ce privește condițiile rămase, pentru o creștere a vitezei de reacție urmează:

• crește temperatura mediului de reacție;
• crește concentrația compușilor inițiali;
• crește presiunea în sistem sau reduce volumul acestuia, dacă vorbim de gaze;
• aduce substanțe diferite la o stare de agregare (de exemplu, prin dizolvarea în apă) sau crește aria de contact a acestora.

Reacția rapidă este determinată de modificarea concentrației molare a unuia dintre reactanți:

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

Unde C 1 și C 2 sunt concentrațiile molare ale substanțelor în timpii t 1 și respectiv t 2 (semnul (+) - dacă viteza este determinată de produsul de reacție, semnul (-) - de substanța originală).

Reacțiile apar atunci când moleculele reactanților se ciocnesc. Viteza sa este determinată de numărul de ciocniri și de probabilitatea ca acestea să conducă la o transformare. Numărul de ciocniri este determinat de concentrațiile substanțelor care reacţionează, iar probabilitatea unei reacții este determinată de energia moleculelor care se ciocnesc.
Factori care afectează viteza reacțiilor chimice.
1. Natura reactanților. Un rol important îl joacă natura legăturilor chimice și structura moleculelor reactivilor. Reacțiile se desfășoară în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu legături mai puternice. Astfel, sunt necesare energii mari pentru a rupe legăturile din moleculele de H2 și N2; astfel de molecule nu sunt foarte reactive. Pentru a rupe legăturile în moleculele foarte polare (HCl, H 2 O), este necesară mai puțină energie, iar viteza de reacție este mult mai mare. Reacțiile dintre ionii din soluțiile de electroliți au loc aproape instantaneu.
Exemple
Fluorul reacționează exploziv cu hidrogenul la temperatura camerei; bromul reacționează lent cu hidrogenul chiar și atunci când este încălzit.
Oxidul de calciu reactioneaza energic cu apa, eliberand caldura; oxid de cupru - nu reacționează.

2. Concentrarea. Odată cu creșterea concentrației (numărul de particule pe unitate de volum), ciocnirile moleculelor reactante apar mai des - viteza de reacție crește.
Legea maselor active (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților, temperatură și catalizator, dar nu depinde de concentrațiile reactanților.
Sensul fizic al constantei de viteză este că este egală cu viteza de reacție la concentrațiile unitare ale reactanților.
Pentru reacțiile eterogene, concentrația fazei solide nu este inclusă în exprimarea vitezei de reacție.

3. Temperatura. Pentru fiecare creștere cu 10°C a temperaturii, viteza de reacție crește cu un factor de 2-4 (regula lui Van't Hoff). Cu o creștere a temperaturii de la t 1 la t 2, modificarea vitezei de reacție poate fi calculată prin formula:

(unde Vt 2 și Vt 1 sunt vitezele de reacție la temperaturile t 2 și, respectiv, t 1; g este coeficientul de temperatură al acestei reacții).
Regula lui Van't Hoff este aplicabilă numai într-un interval restrâns de temperatură. Mai precisă este ecuația lui Arrhenius:

• e-Ea/RT

Unde
A este o constantă în funcție de natura reactanților;
R este constanta universală a gazului;

Ea este energia de activare, i.e. energia pe care trebuie să o aibă moleculele care se ciocnesc pentru ca ciocnirea să aibă ca rezultat o transformare chimică.
Diagrama energetică a unei reacții chimice.

A - reactivi, B - complex activat (stare de tranziție), C - produse.
Cu cât energia de activare Ea este mai mare, cu atât viteza de reacție crește cu creșterea temperaturii.

4. Suprafața de contact a reactanților. Pentru sistemele eterogene (atunci când substanțele sunt în diferite stări de agregare), cu cât suprafața de contact este mai mare, cu atât reacția are loc mai rapid. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora.

5. Cataliza. Substanțele care participă la reacții și cresc viteza acesteia, rămânând neschimbate până la sfârșitul reacției, se numesc catalizatori. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor este asociat cu o scădere a energiei de activare a reacției datorită formării de compuși intermediari. La cataliză omogenă reactivii si catalizatorul constituie o singura faza (sunt in aceeasi stare de agregare), cu cataliză eterogenă- diferite faze (sunt în diferite stări de agregare). În unele cazuri, cursul proceselor chimice nedorite poate fi încetinit drastic prin adăugarea de inhibitori în mediul de reacție (fenomenul cataliză negativă").

Viteza reacțiilor chimice. Echilibru chimic

Plan:

1. Conceptul de viteză a unei reacții chimice.

2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice.

3. Echilibrul chimic. Factori care afectează echilibrul deplasant. Principiul lui Le Chatelier.

Reacțiile chimice au loc cu viteze diferite. Reacțiile în soluții apoase au loc foarte repede. De exemplu, dacă soluțiile de clorură de bariu și sulfat de sodiu sunt scurse, atunci un precipitat alb de sulfat de bariu precipită imediat. Etilena decolorează apa cu brom rapid, dar nu instantaneu. Rugina se formează încet pe obiectele de fier, placa apare pe produsele din cupru și bronz, frunzele putrezesc.

Știința este angajată în studiul vitezei unei reacții chimice, precum și în identificarea dependenței acesteia de condițiile procesului - cinetica chimică.

Dacă reacțiile au loc într-un mediu omogen, de exemplu, într-o fază de soluție sau gaz, atunci interacțiunea substanțelor care reacţionează are loc în întregul volum. Astfel de reacții se numesc omogen.

Dacă are loc o reacție între substanțe care se află în stări diferite de agregare (de exemplu, între un solid și un gaz sau lichid) sau între substanțe care nu sunt capabile să formeze un mediu omogen (de exemplu, între două lichide nemiscibile), atunci are loc numai pe suprafata de contact a substantelor. Astfel de reacții se numesc eterogen.

υ al unei reacții omogene este determinată de modificarea cantității de substanță pe unitate pe unitate de volum:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

unde Δ n este modificarea numărului de moli ai uneia dintre substanțe (cel mai adesea inițial, dar poate fi și produsul de reacție), (mol);

V - volumul de gaz sau soluție (l)

Deoarece Δ ​​n / V = ​​​​ΔC (modificarea concentrației), atunci

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ a unei reacții eterogene este determinată de modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață de contact a substanțelor.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

unde Δ n este modificarea cantității de substanță (reactiv sau produs), (mol);

Δt este intervalul de timp (s, min);

S - suprafața de contact a substanțelor (cm 2, m 2)

De ce ratele diferitelor reacții nu sunt aceleași?

Pentru a începe o reacție chimică, moleculele reactanților trebuie să se ciocnească. Dar nu orice coliziune are ca rezultat o reacție chimică. Pentru ca o coliziune să ducă la o reacție chimică, moleculele trebuie să aibă o energie suficient de mare. Se numesc particulele care se ciocnesc între ele pentru a suferi o reacție chimică activ. Au un exces de energie în comparație cu energia medie a majorității particulelor - energia de activare E act. Există mult mai puține particule active într-o substanță decât cu o energie medie, prin urmare, pentru a declanșa multe reacții, sistemul trebuie să fie alimentat cu ceva energie (un fulger de lumină, încălzire, șoc mecanic).

Bariera energetică (valoare E act) a diferitelor reacții este diferită, cu cât este mai mică, cu atât reacția are loc mai ușor și mai rapid.

2. Factori care afectează υ(numărul de ciocniri de particule și eficiența acestora).

1) Natura reactanților: compozitia lor, structura => energia de activare

▪ cu atât mai puţin E act, cu atât mai mult υ;

Dacă E act < 40 кДж/моль, то это значит, 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, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Dacă E act> 120 kJ/mol, aceasta înseamnă că doar o parte neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la reacție. Rata unor astfel de reacții este foarte scăzută. De exemplu, ruginirea fierului sau

cursul reacției de sinteză a amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă E act au valori intermediare (40 - 120 kJ/mol), atunci viteza unor astfel de reacții va fi medie. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau etanolul, decolorarea apei de brom cu etilena etc.

2) Temperatura: la t la fiecare 10 0 C, υ de 2-4 ori (regula van't Hoff).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

La t, numărul de particule active (s E act) și coliziunile lor active.

Sarcina 1. Viteza unei anumite reacții la 0 0 C este 1 mol/l ∙ h, coeficientul de temperatură al reacției este 3. Care va fi viteza acestei reacții la 30 0 C?

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 3 3 \u003d 27 mol / l ∙ h

3) Concentraţie: cu atât mai des, cu atât apar mai des ciocniri și υ. La o temperatură constantă pentru reacția mA + nB = C conform legii acțiunii masei:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

unde k este constanta vitezei;

С – concentrație (mol/l)

Legea maselor care actioneaza:

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții acestora din ecuația reacției.

W.d.m. nu ţine cont de concentraţia substanţelor care reacţionează în stare solidă, deoarece reacţionează pe suprafeţe şi concentraţiile lor rămân de obicei constante.

Sarcina 2. Reacția se desfășoară conform ecuației A + 2B → C. De câte ori și cum se va schimba viteza de reacție cu o creștere a concentrației substanței B de 3 ori?

Rezolvare: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ în 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 în 2

υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ în 2 / a ∙ 9 în 2 \u003d 1/9

Răspuns: crește de 9 ori

Pentru substanțele gazoase, viteza de reacție depinde de presiune

Cu cât presiunea este mai mare, cu atât viteza este mai mare.

4) Catalizatori Substanțe care modifică mecanismul unei reacții E act => υ .

▪ Catalizatorii rămân neschimbați la sfârșitul reacției

▪ Enzimele sunt catalizatori biologici, proteine ​​prin natura lor.

▪ Inhibitori - substanţe care ↓ υ

5) Pentru reacțiile eterogene, υ depinde și de:

▪ asupra stării suprafeţei de contact a reactanţilor.

Comparați: volume egale de soluție de acid sulfuric au fost turnate în 2 eprubete și simultan coborate într-una - un cui de fier, în cealaltă - pilitură de fier. Măcinarea unui solid duce la creșterea numărului de molecule ale acestuia care pot reacționa simultan. Prin urmare, viteza de reacție în a doua eprubetă va fi mai mare decât în ​​prima.

Cinetica- știința vitezei reacțiilor chimice.

Viteza unei reacții chimice- numărul de acte elementare de interacțiune chimică care au loc pe unitatea de timp pe unitatea de volum (omogen) sau pe unitatea de suprafață (eterogen).

Viteza reală de reacție:

Pentru reacții omogene, eterogene:

1) concentrația substanțelor care reacţionează;

2) temperatura;

3) catalizator;

4) inhibitor.

Doar pentru eterogene:

1) rata de alimentare cu reactanți la interfață;

2) suprafata.

Factorul principal - natura substanțelor care reacţionează - natura legăturii dintre atomi din moleculele reactivilor.

NO 2 - oxid nitric (IV) - coada de vulpe, CO - monoxid de carbon, monoxid de carbon.

Dacă sunt oxidați cu oxigen, atunci în primul caz reacția va merge instantaneu, merită să deschideți dopul vasului, în al doilea caz reacția este prelungită în timp.

Concentrația reactanților va fi discutată mai jos.

Opalescența albastră indică momentul precipitării sulfului, cu cât concentrația este mai mare, cu atât rata este mai mare.

Orez. 10

Cu cât concentrația de Na 2 S 2 O 3 este mai mare, cu atât reacția durează mai puțin. Graficul (Fig. 10) arată o relație direct proporțională. Dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrația reactanților este exprimată prin MMA (legea acțiunii masei), care spune: viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

Asa de, legea de bază a cineticii este o lege stabilită experimental: viteza de reacție este proporțională cu concentrația reactanților, exemplu: (adică pentru reacție)

Pentru această reacție H 2 + J 2 = 2HJ - viteza poate fi exprimată în termeni de modificare a concentrației oricăreia dintre substanțe. Dacă reacția se desfășoară de la stânga la dreapta, atunci concentrația de H2 și J2 va scădea, concentrația de HJ va crește în cursul reacției. Pentru viteza instantanee a reacțiilor, puteți scrie expresia:

parantezele pătrate indică concentrarea.

sens fizic k– moleculele sunt în mișcare continuă, se ciocnesc, se împrăștie, lovesc pereții vasului. Pentru ca reacția chimică de formare a HJ să aibă loc, moleculele H 2 și J 2 trebuie să se ciocnească. Numărul de astfel de ciocniri va fi cu atât mai mare, cu cât mai multe molecule de H 2 și J 2 sunt conținute în volum, adică, cu atât vor fi mai mari valorile [Н 2 ] și . Dar moleculele se mișcă cu viteze diferite, iar energia cinetică totală a celor două molecule care se ciocnesc va fi diferită. Dacă cele mai rapide molecule de H 2 și J 2 se ciocnesc, energia lor poate fi atât de mare încât moleculele se descompun în atomi de iod și hidrogen, care zboară separat și apoi interacționează cu alte molecule de H 2 + J 2 > 2H+2J, apoi H + J 2 > HJ + J. Dacă energia moleculelor care se ciocnesc este mai mică, dar suficient de mare pentru a slăbi legăturile H - H și J - J, va avea loc reacția de formare a iodului de hidrogen:

Pentru majoritatea moleculelor care se ciocnesc, energia este mai mică decât este necesară pentru a slăbi legăturile din H2 și J2. Astfel de molecule se ciocnesc „liniștit” și, de asemenea, se dispersează „liniștit”, rămânând ceea ce erau, H2 și J2. Astfel, nu toate, ci doar o parte din ciocniri duc la o reacție chimică. Coeficientul de proporționalitate (k) arată numărul de ciocniri efective care duc la reacția la concentrații [H 2 ] = = 1 mol. Valoare k–viteza const. Cum poate fi viteza constantă? Da, viteza mișcării rectilinie uniforme se numește mărime vectorială constantă egală cu raportul dintre mișcarea corpului pentru orice perioadă de timp și valoarea acestui interval. Dar moleculele se mișcă aleatoriu, deci cum poate fi constantă viteza? Dar o viteză constantă poate fi doar la o temperatură constantă. Pe măsură ce temperatura crește, proporția de molecule rapide ale căror ciocniri conduc la o reacție crește, adică constanta de viteză crește. Dar creșterea constantă a ratei nu este nelimitată. La o anumită temperatură, energia moleculelor va deveni atât de mare încât aproape toate ciocnirile reactanților vor fi eficiente. Când două molecule rapide se ciocnesc, va avea loc o reacție inversă.

Va veni un moment în care ratele de formare a 2HJ din H 2 și J 2 și de descompunere vor fi egale, dar acesta este deja un echilibru chimic. Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților poate fi urmărită folosind reacția tradițională de interacțiune a unei soluții de tiosulfat de sodiu cu o soluție de acid sulfuric.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d Sv + H 2 O + SO 2 ^. (2)

Reacția (1) are loc aproape instantaneu. Viteza de reacție (2) depinde la o temperatură constantă de concentrația reactantului H2S2O3. Este această reacție pe care am observat-o - în acest caz, viteza este măsurată în timpul de la începutul turnării soluțiilor până la apariția opalescenței. In articol L. M. Kuznetsova este descrisă reacția de interacțiune a tiosulfatului de sodiu cu acidul clorhidric. Ea scrie că atunci când soluțiile sunt scurse, apare opalescența (turbiditatea). Dar această afirmație a lui L. M. Kuznetsova este eronată, deoarece opalescența și întunecarea sunt lucruri diferite. Opalescență (din opal și latină escentia- sufix care înseamnă acțiune slabă) - împrăștierea luminii de către mediile tulburi din cauza neomogenității lor optice. difuzia luminii- abaterea razelor de lumină care se propagă în mediu în toate direcțiile de la direcția inițială. Particulele coloidale sunt capabile să împrăștie lumina (efectul Tyndall-Faraday) - aceasta explică opalescența, ușoară turbiditate a soluției coloidale. La efectuarea acestui experiment, este necesar să se țină cont de opalescența albastră și apoi de coagularea suspensiei coloidale de sulf. Aceeași densitate a suspensiei se remarcă prin dispariția aparentă a oricărui model (de exemplu, o grilă în fundul cupei), observată de sus prin stratul de soluție. Timpul este numărat de un cronometru din momentul golirii.

Soluții Na2S2O3x 5H2O și H2SO4.

Primul se prepară prin dizolvarea a 7,5 g de sare în 100 ml de H 2 O, ceea ce corespunde unei concentrații de 0,3 M. Pentru a prepara o soluție de H 2 SO 4 de aceeași concentrație, este necesar să se măsoare 1,8 ml de H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 și se dizolvă în 120 ml de H 2 O. Se toarnă soluția preparată de Na 2 S 2 O 3 în trei pahare: în primul - 60 ml, în al doilea - 30 ml, în al treilea - 10 ml. Se adaugă 30 ml de H2O distilat în al doilea pahar și 50 ml în al treilea. Astfel, în toate cele trei pahare vor fi 60 ml de lichid, dar în primul concentrația de sare este condiționată = 1, în al doilea - ½, iar în al treilea - 1/6. După prepararea soluțiilor, se toarnă 60 ml de soluție de H 2 SO 4 în primul pahar cu o soluție de sare și se pornește cronometrul etc. Având în vedere că viteza de reacție scade odată cu diluarea soluției de Na 2 S 2 O 3, se poate fi determinată ca o valoare invers proporţională cu timpul v= 1/? și construiți un grafic prin reprezentarea grafică a concentrației pe abscisă și a vitezei de reacție pe ordonată. Din această concluzie - viteza de reacție depinde de concentrația substanțelor. Datele obținute sunt enumerate în Tabelul 3. Acest experiment poate fi efectuat folosind biurete, dar acest lucru necesită multă practică din partea executantului, deoarece programul este uneori incorect.

Tabelul 3

Viteza si timpul de reactie

Se confirmă legea Guldberg-Waage - profesor de chimie Gulderg și tânărul om de știință Waage).

Luați în considerare următorul factor - temperatura.

Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește. Această dependență este descrisă de regula van't Hoff: „Când temperatura crește la fiecare 10 ° C, viteza reacțiilor chimice crește de 2-4 ori”.

Unde ? – coeficient de temperatură, care arată de câte ori crește viteza de reacție cu o creștere a temperaturii cu 10 ° C;

v 1 - viteza de reacție la temperatură t1;

v 2 - viteza de reacție la temperatură t2.

De exemplu, reacția la 50 °C are loc în două minute, cât timp se va termina procesul la 70 °C dacă coeficientul de temperatură ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °С; t2 = 70 °C.

Chiar și o ușoară creștere a temperaturii determină o creștere bruscă a vitezei de reacție a ciocnirilor moleculare active. Conform teoriei activării, doar acele molecule participă la proces, a căror energie este mai mare decât energia medie a moleculelor cu o anumită cantitate. Această energie în exces este energia de activare. Sensul său fizic este energia necesară pentru ciocnirea activă a moleculelor (rearanjarea orbitalilor). Numărul de particule active și, prin urmare, viteza de reacție, crește cu temperatura conform unei legi exponențiale, conform ecuației Arrhenius, care reflectă dependența constantei de viteză de temperatură.

Unde A - factorul de proporționalitate Arrhenius;

k– constanta lui Boltzmann;

E A - energie activatoare;

R- constanta de gaz;

T- temperatura.

Un catalizator este o substanță care accelerează viteza unei reacții, dar nu este consumată în sine.

Cataliză- fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența unui catalizator. Distingeți între cataliza omogenă și eterogenă. Omogen- dacă reactanţii şi catalizatorul sunt în aceeaşi stare de agregare. Eterogen– dacă reactanţii şi catalizatorul sunt în stări diferite de agregare. Despre cataliză vezi separat (mai departe).

Inhibitor O substanță care încetinește viteza unei reacții.

Următorul factor este suprafața. Cu cât suprafața reactantului este mai mare, cu atât viteza este mai mare. Luați în considerare, de exemplu, influența gradului de dispersie asupra vitezei de reacție.

CaCO 3 - marmură. Coborâm marmura cu gresie în acid clorhidric HCl, așteptăm cinci minute, se va dizolva complet.

Marmură pulbere - vom face aceeași procedură cu ea, s-a dizolvat în treizeci de secunde.

Ecuația pentru ambele procese este aceeași.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Deci, la adăugarea de marmură pudră, timpul este mai mic decât la adăugarea de marmură de plăci, cu aceeași masă.

Odată cu creșterea interfeței dintre faze, crește viteza reacțiilor eterogene.