ქიმიური რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია შემდეგ ფაქტორებზე:

1) რეაგენტების ბუნება.

2) რეაგენტების საკონტაქტო ზედაპირი.

3) რეაგენტების კონცენტრაცია.

4) ტემპერატურა.

5) კატალიზატორების არსებობა.

ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე ასევე დამოკიდებულია:

ა) ფაზის გამიჯვნის ზედაპირის ზომა (ფაზის გამოყოფის ზედაპირის მატებასთან ერთად იზრდება ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე);

ბ) ინტერფეისში რეაქტიული ნივთიერებების მიწოდების სიჩქარე და მისგან რეაქციის პროდუქტების მოცილების სიჩქარე.

ფაქტორები, რომლებიც გავლენას ახდენენ ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე:

1. რეაგენტების ბუნება. მნიშვნელოვან როლს ასრულებს ნაერთებში ქიმიური ბმების ბუნება, მათი მოლეკულების სტრუქტურა. მაგალითად, თუთიის მიერ წყალბადის გამოყოფა მარილმჟავას ხსნარიდან ხდება ბევრად უფრო სწრაფად, ვიდრე ძმარმჟავას ხსნარიდან, ვინაიდან H-C1 ბმის პოლარობა უფრო მეტია ვიდრე O-H ბმა CH 3 COOH მოლეკულაში, სხვა სიტყვებით, იმის გამო, რომ Hcl - ძლიერი ელექტროლიტი, და CH 3 COOH არის სუსტი ელექტროლიტი წყალხსნარში.

2. რეაგენტის საკონტაქტო ზედაპირი. რაც უფრო დიდია რეაგენტების საკონტაქტო ზედაპირი, მით უფრო სწრაფად მიმდინარეობს რეაქცია. მყარი ნივთიერებების ზედაპირი შეიძლება გაიზარდოს მათი დაფქვით, ხოლო ხსნადი ნივთიერებებისთვის მათი დაშლით. ხსნარებში რეაქციები თითქმის მყისიერად მიმდინარეობს.

3. რეაგენტების კონცენტრაცია. ურთიერთქმედება რომ მოხდეს, რეაგენტების ნაწილაკები ერთგვაროვან სისტემაში უნდა შეეჯახონ. მატებასთან ერთად რეაგენტების კონცენტრაციარეაქციების სიჩქარე იზრდება. ეს აიხსნება იმით, რომ ნივთიერების მოცულობის ერთეულზე მატებასთან ერთად, რეაქტიული ნივთიერებების ნაწილაკებს შორის შეჯახების რაოდენობა იზრდება. შეჯახების რაოდენობა პროპორციულია რეაქტორის მოცულობაში რეაქტორების ნაწილაკების რაოდენობის, ანუ მათი მოლარული კონცენტრაციისა.

რაოდენობრივად გამოიხატება რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება რეაგენტების კონცენტრაციაზე მოქმედი მასების კანონი (Guldberg and Waage, ნორვეგია, 1867): ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პროპორციულია რეაგენტების კონცენტრაციის პროდუქტის.

რეაქციისთვის:

aA + bB ↔ cC + dD

რეაქციის სიჩქარე მასის მოქმედების კანონის შესაბამისად უდრის:

υ = k[ა]υ ა[ბ]υ b ,(9)

სადაც [A] და [B] არის საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაციები;

კ-რეაქციის სიჩქარის მუდმივი, რომელიც უდრის რეაქციის სიჩქარეს რეაგენტების კონცენტრაციებში [A] = [B] = 1 მოლ/ლ.

რეაქციის სიჩქარის მუდმივი დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე, ტემპერატურაზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული ნივთიერებების კონცენტრაციაზე.

გამოთქმა (9) ეწოდება რეაქციის კინეტიკური განტოლება. კინეტიკური განტოლებები მოიცავს აირისებრი და გახსნილი ნივთიერებების კონცენტრაციებს, მაგრამ არ მოიცავს მყარი ნივთიერებების კონცენტრაციებს:

2SO 2 (გ) + O 2 (გ) \u003d 2SO 3 (გ); υ = კ 2 · [O 2];

CuO (ტვ.) + H 2 (გ) \u003d Cu (ტვ) + H 2 O (გ); υ = k.

კინეტიკური განტოლებების მიხედვით შესაძლებელია გამოვთვალოთ, თუ როგორ იცვლება რეაქციის სიჩქარე რეაგენტების კონცენტრაციის ცვლილებით.

კატალიზატორის გავლენა.

5. რეაქციის ტემპერატურა.აქტიური შეჯახების თეორია

ქიმიური ურთიერთქმედების ელემენტარული აქტი რომ განხორციელდეს, რეაგირების ნაწილაკები ერთმანეთს უნდა შეეჯახონ. თუმცა, ყოველი შეჯახება არ იწვევს ქიმიურ ურთიერთქმედებას. ქიმიური ურთიერთქმედება ხდება მაშინ, როდესაც ნაწილაკები უახლოვდებიან დისტანციებს, რომლებზეც შესაძლებელია ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილება და ახალი ქიმიური ბმების გაჩენა. ურთიერთქმედება ნაწილაკებს უნდა ჰქონდეთ საკმარისი ენერგია იმისათვის, რომ გადალახონ მომგერიებელი ძალები, რომლებიც წარმოიქმნება მათ ელექტრონულ გარსებს შორის.

გარდამავალი მდგომარეობა- სისტემის მდგომარეობა, რომელშიც განადგურება და კავშირის შექმნა დაბალანსებულია. სისტემა არის გარდამავალ მდგომარეობაში მოკლე (10 -15 წმ) დროით. სისტემას გარდამავალ მდგომარეობაში მოსაყვანად საჭირო ენერგია ეწოდება აქტივაციის ენერგია. მრავალსაფეხურიან რეაქციებში, რომლებიც მოიცავს რამდენიმე გარდამავალ მდგომარეობას, აქტივაციის ენერგია შეესაბამება ენერგიის უმაღლეს მნიშვნელობას. გარდამავალი მდგომარეობის გადალახვის შემდეგ, მოლეკულები კვლავ იშლება ძველი ბმების განადგურებით და ახლის წარმოქმნით ან თავდაპირველი ობლიგაციების გარდაქმნით. ორივე ვარიანტი შესაძლებელია, რადგან ისინი წარმოიქმნება ენერგიის განთავისუფლებით. არსებობს ნივთიერებები, რომლებსაც შეუძლიათ შეამცირონ აქტივაციის ენერგია მოცემული რეაქციისთვის.

აქტიური მოლეკულები A 2 და B 2 შეჯახებისას გაერთიანდება შუალედურ აქტიურ კომპლექსში A 2 ... B 2 A-A და B-B ბმების შესუსტებით და შემდეგ რღვევით და A-B ობლიგაციების გაძლიერებით.

HI წარმოქმნის რეაქციის „აქტივაციის ენერგია“ (168 კჯ/მოლი) გაცილებით ნაკლებია ვიდრე ენერგია, რომელიც საჭიროა საწყის H 2 და I 2 მოლეკულებში ბმის სრულად გაწყვეტისთვის (571 კჯ/მოლი). ამიტომ, რეაქციის გზა ფორმირების გზით აქტიური (გააქტიურებული) კომპლექსიენერგიულად უფრო ხელსაყრელი, ვიდრე გზა ორიგინალური მოლეკულების ობლიგაციების სრული გაწყვეტის გზით. რეაქციების უმეტესი ნაწილი ხდება შუალედური აქტიური კომპლექსების წარმოქმნით. აქტიური კომპლექსების თეორიის დებულებები შეიმუშავეს გ.ეირინგმა და მ.პოლიანიმ XX საუკუნის 30-იან წლებში.

აქტივაციის ენერგიაწარმოადგენს ნაწილაკების კინეტიკური ენერგიის სიჭარბეს შეჯახებული ნაწილაკების ქიმიური გარდაქმნისთვის საჭირო საშუალო ენერგიასთან შედარებით. რეაქციები ხასიათდება აქტივაციის ენერგიის სხვადასხვა მნიშვნელობით (E ა).უმეტეს შემთხვევაში, ნეიტრალურ მოლეკულებს შორის ქიმიური რეაქციების აქტივაციის ენერგია 80-დან 240 კჯ/მოლ-მდე მერყეობს. ბიოქიმიური პროცესების ღირებულებებისთვის ე ახშირად ქვედა - 20 კჯ / მოლ-მდე. ეს შეიძლება აიხსნას იმით, რომ ბიოქიმიური პროცესების დიდი უმრავლესობა მიმდინარეობს ფერმენტ-სუბსტრატის კომპლექსების სტადიაზე. ენერგეტიკული ბარიერები ზღუდავს რეაქციას. ამის გამო, პრინციპში, შესაძლო რეაქციები (ზე ქ< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

იმისათვის, რომ რეაქცია მოხდეს, მოლეკულები უნდა იყოს ორიენტირებული გარკვეული გზით და ჰქონდეს საკმარისი ენერგია შეჯახებისას. შეჯახებისას სწორი ორიენტაციის ალბათობა ხასიათდება გააქტიურების ენტროპია ∆ს ა. ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილებას აქტიურ კომპლექსში ხელს უწყობს ის პირობა, რომ შეჯახებისას მოლეკულები A 2 და B 2 ორიენტირებულია, როგორც ნაჩვენებია ნახ. 3a, ხოლო ნახ. 3b, რეაქციის ალბათობა ჯერ კიდევ გაცილებით ნაკლებია - ნახ. 3c.

ბრინჯი. ნახ. 3. A 2 და B 2 მოლეკულების ხელსაყრელი (a) და არახელსაყრელი (b, c) ორიენტაცია შეჯახებისას

განტოლებას, რომელიც ახასიათებს სიჩქარისა და რეაქციის დამოკიდებულებას ტემპერატურაზე, აქტივაციის ენერგიასა და აქტივაციის ენტროპიაზე, აქვს ფორმა:

(10)

სადაც კ-რეაქციის სიჩქარის მუდმივი;

მაგრამ- პირველ მიახლოებაში, მოლეკულებს შორის შეჯახების ჯამური რაოდენობა ერთეულ დროს (მეორე) ერთეულ მოცულობაზე;

ე- ბუნებრივი ლოგარითმების საფუძველი;

რ- უნივერსალური გაზის მუდმივი;

თ- აბსოლუტური ტემპერატურა;

ე ა- აქტივაციის ენერგია;

∆ს ა- აქტივაციის ენტროპიის ცვლილება.

განტოლება (11) მიღებული იქნა არენიუსის მიერ 1889 წელს. პრეექსპონენციალური მულტიპლიკატორი მაგრამპროპორციულია მოლეკულებს შორის შეჯახების საერთო რაოდენობის ერთეულ დროში. მისი განზომილება ემთხვევა სიჩქარის მუდმივის განზომილებას და დამოკიდებულია რეაქციის მთლიან თანმიმდევრობაზე.

გამოფენაუდრის აქტიური შეჯახების წილადს მათი საერთო რიცხვიდან, ე.ი. შეჯახებულ მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ საკმარისი ურთიერთქმედების ენერგია. მათი სასურველი ორიენტაციის ალბათობა ზემოქმედების მომენტში პროპორციულია.

სიჩქარის მასის მოქმედების კანონის განხილვისას (9), სპეციალურად იყო განსაზღვრული, რომ სიჩქარის მუდმივი არის მუდმივი მნიშვნელობა, რომელიც არ არის დამოკიდებული რეაგენტების კონცენტრაციაზე. ითვლებოდა, რომ ყველა ქიმიური ტრანსფორმაცია მიმდინარეობს მუდმივ ტემპერატურაზე. ამავდროულად, ქიმიური ტრანსფორმაციის სიჩქარე შეიძლება მნიშვნელოვნად შეიცვალოს ტემპერატურის შემცირებით ან მატებით. მასის მოქმედების კანონის თვალსაზრისით, სიჩქარის ეს ცვლილება განპირობებულია სიჩქარის მუდმივის ტემპერატურული დამოკიდებულებით, რადგან რეაქტორების კონცენტრაცია მხოლოდ ოდნავ იცვლება სითხის თერმული გაფართოების ან შეკუმშვის გამო.

ყველაზე ცნობილი ფაქტია, რომ ტემპერატურის მატებასთან ერთად რეაქციის სიჩქარე იზრდება. სიჩქარის ტემპერატურულ დამოკიდებულებას ამ ტიპის ეწოდება ნორმალური (ნახ. 3ა). ამ ტიპის დამოკიდებულება დამახასიათებელია ყველა მარტივი რეაქციისთვის.

ბრინჯი. 3. ქიმიური რეაქციების სიჩქარის ტემპერატურული დამოკიდებულების სახეები: ა - ნორმალური;

ბ - არანორმალური; გ - ფერმენტული

თუმცა, დღეისათვის ცნობილია ქიმიური გარდაქმნები, რომელთა სიჩქარე მცირდება ტემპერატურის მატებასთან ერთად; სიჩქარის ტემპერატურულ დამოკიდებულებას ე.წ. ანომალიური . ამის მაგალითია აზოტის (II) ოქსიდის გაზის ფაზა რეაქცია ბრომთან (ნახ. 3ბ).

ექიმებისთვის განსაკუთრებით საინტერესოა ფერმენტული რეაქციების სიჩქარის ტემპერატურული დამოკიდებულება, ე.ი. რეაქციები ფერმენტების მონაწილეობით. ამ კლასს მიეკუთვნება ორგანიზმში მომხდარი თითქმის ყველა რეაქცია. მაგალითად, წყალბადის ზეჟანგის დაშლისას ფერმენტ კატალაზას თანდასწრებით, დაშლის სიჩქარე დამოკიდებულია ტემპერატურაზე. 273-320 დიაპაზონში რომტემპერატურაზე დამოკიდებულება ნორმალურია. ტემპერატურის მატებასთან ერთად სიჩქარე მატულობს და ტემპერატურის კლებასთან ერთად იკლებს. როდესაც ტემპერატურა 320-ზე მაღლა აიწევს რომაღინიშნება პეროქსიდის დაშლის სიჩქარის მკვეთრი ანომალიური ვარდნა. ანალოგიური სურათია სხვა ფერმენტული რეაქციების შემთხვევაში (ნახ. 3c).

არენიუსის განტოლებიდან ამისთვის კცხადია, რომ მას შემდეგ თექსპონენტში შედის, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე ძალიან მგრძნობიარეა ტემპერატურის ცვლილებების მიმართ. ერთგვაროვანი რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე შეიძლება გამოიხატოს ვან ჰოფის წესით, რომლის მიხედვითაც ყოველ 10 ° -ზე ტემპერატურის მატებასთან ერთად, რეაქციის სიჩქარე იზრდება 2-4-ჯერ;რიცხვი, რომელიც გვიჩვენებს, რამდენჯერ იზრდება მოცემული რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურის 10 °-ით მატებასთან ერთად, ეწოდება რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი -γ.

ეს წესი მათემატიკურად გამოიხატება შემდეგი ფორმულით:

(12)

სადაც γ არის ტემპერატურული კოეფიციენტი, რომელიც გვიჩვენებს რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურის 10 0-ით გაზრდისას; υ 1 -t 1; υ 2 -რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურაზე t2.

როდესაც ტემპერატურა იზრდება არითმეტიკული პროგრესიით, სიჩქარე ექსპონენტურად იზრდება.

მაგალითად, თუ γ = 2.9, მაშინ ტემპერატურის მატებასთან ერთად 100 ° -ით რეაქციის სიჩქარე იზრდება 2.9 10-ით, ე.ი. 40 ათასჯერ. ამ წესიდან გადახრები არის ბიოქიმიური რეაქციები, რომელთა სიჩქარე ათჯერ იზრდება ტემპერატურის უმნიშვნელო მატებით. ეს წესი მოქმედებს მხოლოდ უხეში მიახლოებით. დიდი მოლეკულების (ცილების) შემცველი რეაქციები ხასიათდება დიდი ტემპერატურის კოეფიციენტით. ცილის დენატურაციის სიჩქარე (ოვალბუმინი) იზრდება 50-ჯერ ტემპერატურის მატებით 10 °C-ით. გარკვეული მაქსიმუმის მიღწევის შემდეგ (50-60 °C), რეაქციის სიჩქარე მკვეთრად მცირდება ცილის თერმული დენატურაციის შედეგად.

მრავალი ქიმიური რეაქციისთვის, სიჩქარის მასის მოქმედების კანონი უცნობია. ასეთ შემთხვევებში, შემდეგი გამოხატულება შეიძლება გამოყენებულ იქნას კონვერტაციის სიჩქარის ტემპერატურული დამოკიდებულების აღსაწერად:

წინასწარი ექსპონენტი ა ერთადარ არის დამოკიდებული ტემპერატურაზე, მაგრამ დამოკიდებულია კონცენტრაციაზე. საზომი ერთეულია mol/l∙s.

თეორიული დამოკიდებულება შესაძლებელს ხდის სიჩქარის წინასწარ გამოთვლას ნებისმიერ ტემპერატურაზე, თუ ცნობილია აქტივაციის ენერგია და წინასწარი ექსპონენცია. ამდენად, ტემპერატურის ეფექტი პროგნოზირებულია ქიმიური ტრანსფორმაციის სიჩქარეზე.

კომპლექსური რეაქციები

დამოუკიდებლობის პრინციპი.ყველაფერი, რაც ზემოთ იყო განხილული, ეხება შედარებით მარტივ რეაქციებს, მაგრამ ეგრეთ წოდებული რთული რეაქციები ხშირად გვხვდება ქიმიაში. ეს რეაქციები მოიცავს ქვემოთ განხილულ რეაქციებს. ამ რეაქციების კინეტიკური განტოლებების გამოყვანისას გამოიყენება დამოუკიდებლობის პრინციპი: თუ სისტემაში ხდება რამდენიმე რეაქცია, მაშინ თითოეული მათგანი დამოუკიდებელია სხვებისგან და მისი სიჩქარე პროპორციულია მისი რეაქტორების კონცენტრაციის პროდუქტის.

პარალელური რეაქციებიარის რეაქციები, რომლებიც ერთდროულად მიმდინარეობს რამდენიმე მიმართულებით.

კალიუმის ქლორატის თერმული დაშლა ერთდროულად ხდება ორ რეაქციაში:

თანმიმდევრული რეაქციებიარის რეაქციები, რომლებიც მიმდინარეობს რამდენიმე ეტაპად. ქიმიაში ბევრი ასეთი რეაქციაა.

.

ასოცირებული რეაქციები.თუ სისტემაში რამდენიმე რეაქცია მიმდინარეობს და ერთი მათგანი მეორის გარეშე ვერ მოხდება, მაშინ ეს რეაქციები ეწოდება კონიუგირებული და თავად ფენომენი ინდუქციით .

2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.

ეს რეაქცია პრაქტიკულად არ შეინიშნება ნორმალურ პირობებში, მაგრამ თუ სისტემას დაემატება FeO, მაშინ ხდება შემდეგი რეაქცია:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

და პირველი რეაქციაც თან მიდის. ამის მიზეზია პირველ რეაქციაში ჩართული შუალედური პროდუქტების მეორე რეაქციაში წარმოქმნა:

FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

ქიმიური ინდუქცია- ფენომენი, რომელშიც ერთი ქიმიური რეაქცია (მეორადი) დამოკიდებულია მეორეზე (პირველადი).

A+ AT- პირველადირეაქცია,

A + C- მეორადირეაქცია,

მაშინ A არის აქტივატორი, AT- ინდუქტორი, C - მიმღები.

ქიმიური ინდუქციის დროს, კატალიზისაგან განსხვავებით, რეაქციის ყველა მონაწილის კონცენტრაცია მცირდება.

ინდუქციური ფაქტორიგანისაზღვრება შემდეგი განტოლებიდან:

.

ინდუქციური ფაქტორის მნიშვნელობიდან გამომდინარე, შესაძლებელია შემდეგი შემთხვევები.

მე> 0 - გაქრობის პროცესი. რეაქციის სიჩქარე დროთა განმავლობაში მცირდება.

მე < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

ინდუქციის ფენომენი მნიშვნელოვანია, რადგან ზოგიერთ შემთხვევაში პირველადი რეაქციის ენერგიას შეუძლია მეორად რეაქციაში დახარჯული ენერგიის კომპენსირება. ამ მიზეზით, მაგალითად, თერმოდინამიკურად შესაძლებელია ცილების სინთეზირება ამინომჟავების პოლიკონდენსაციის გზით.

ჯაჭვური რეაქციები.თუ ქიმიური რეაქცია მიმდინარეობს აქტიური ნაწილაკების (იონების, რადიკალების) წარმოქმნით, რომლებიც შემდგომ რეაქციებში შეყვანისას იწვევს ახალი აქტიური ნაწილაკების წარმოქმნას, მაშინ რეაქციების ასეთი თანმიმდევრობა ე.წ. ჯაჭვური რეაქცია.

თავისუფალი რადიკალების ფორმირება დაკავშირებულია ენერგიის ხარჯვასთან მოლეკულაში ობლიგაციების გაწყვეტისთვის. ეს ენერგია შეიძლება გადაეცეს მოლეკულებს განათებით, ელექტრული გამონადენით, გათბობით, ნეიტრონებით დასხივებით, α- და β-ნაწილაკებით. დაბალ ტემპერატურაზე ჯაჭვური რეაქციების განსახორციელებლად, სარეაქციო ნარევში შეჰყავთ ინიციატორები - ნივთიერებები, რომლებიც ადვილად წარმოქმნიან რადიკალებს: ნატრიუმის ორთქლი, ორგანული პეროქსიდები, იოდი და ა.შ.

წყალბადის ქლორიდის წარმოქმნის რეაქცია მარტივი ნაერთებისგან, გააქტიურებული შუქით.

სრული რეაქცია:

H 2 + C1 2 2HC1.

ცალკეული ეტაპები:

Сl 2 2Сl∙ ქლორის ფოტოაქტივაცია (დაწყება)

Cl ∙ + H 2 \u003d Hcl + H ∙ ჯაჭვის განვითარება

H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl ∙ და ა.შ.

H ∙ + Cl ∙ \u003d Hcl ღია წრე

აქ H∙ და Сl∙ არის აქტიური ნაწილაკები (რადიკალები).

ამ რეაქციის მექანიზმში შეიძლება გამოიყოს ელემენტარული საფეხურების სამი ჯგუფი. პირველი არის ფოტოქიმიური რეაქცია ჯაჭვის წარმოშობა. ქლორის მოლეკულები, რომლებიც შთანთქავენ სინათლის კვანტს, იშლება თავისუფალ ატომებად მაღალი რეაქტიულობით. ამრიგად, როდესაც ჯაჭვი არის ბირთვული, თავისუფალი ატომები ან რადიკალები წარმოიქმნება ვალენტობით გაჯერებული მოლეკულებისგან. ჯაჭვის წარმოქმნის პროცესს ასევე უწოდებენ ინიცირება. ქლორის ატომებს, რომლებსაც აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები, შეუძლიათ რეაგირება მოლეკულურ წყალბადთან, ქმნიან წყალბადის ქლორიდის და ატომური წყალბადის მოლეკულებს. ატომური წყალბადი, თავის მხრივ, ურთიერთქმედებს ქლორის მოლეკულასთან, რის შედეგადაც კვლავ წარმოიქმნება წყალბადის ქლორიდის მოლეკულა და ატომური ქლორი და ა.შ.

ეს პროცესები, რომლებიც ხასიათდება იგივე ელემენტარული ეტაპების (ბმულების) განმეორებით და მიმდინარეობს თავისუფალი რადიკალების შენარჩუნებით, იწვევს საწყისი ნივთიერებების მოხმარებას და რეაქციის პროდუქტების წარმოქმნას. რეაქციების ამ ჯგუფებს ე.წ ჯაჭვის განვითარების (ან გაგრძელების) რეაქციები.

ჯაჭვური რეაქციის საფეხურს, რომელშიც ნადგურდება თავისუფალი რადიკალები, ეწოდება ჯაჭვის გაწყვეტა. ჯაჭვის შეწყვეტა შეიძლება მოხდეს თავისუფალი რადიკალების რეკომბინაციის შედეგად, თუ ამ შემთხვევაში გამოთავისუფლებული ენერგია შეიძლება მიეცეს რომელიმე მესამე სხეულს: ჭურჭლის კედელს ან ინერტული მინარევების მოლეკულებს (ეტაპები 4, 5). სწორედ ამიტომ, ჯაჭვური რეაქციების სიჩქარე ძალიან მგრძნობიარეა მინარევების არსებობის, ჭურჭლის ფორმისა და ზომების მიმართ, განსაკუთრებით დაბალი წნევის დროს.

ელემენტარული რგოლების რაოდენობას ჯაჭვის გაჩენის მომენტიდან მის გაწყვეტამდე ეწოდება ჯაჭვის სიგრძე. განხილულ მაგალითში 105-მდე HCl მოლეკულა იქმნება თითოეული მსუბუქი კვანტურისთვის.

ჯაჭვურ რეაქციებს, რომლის დროსაც არ ხდება თავისუფალი რადიკალების რაოდენობის „გამრავლება“, ეწოდება დაუტოტილი ან მარტივი ჯაჭვური რეაქციები . განშტოებული ჯაჭვის პროცესის ყოველ ელემენტარულ ეტაპზე ერთი რადიკალი „შობს“ რეაქციის პროდუქტის ერთ მოლეკულას და მხოლოდ ახალ რადიკალს (სურ. 41).

მარტივი ჯაჭვური რეაქციების სხვა მაგალითები: ა) პარაფინური ნახშირწყალბადების ქლორირება Cl ∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ და ა.შ.; ბ) რადიკალური პოლიმერიზაციის რეაქციები, მაგალითად, ვინილის აცეტატის პოლიმერიზაცია ბენზოილ პეროქსიდის თანდასწრებით, რომელიც ადვილად იშლება რადიკალებად; გ) წყალბადის ურთიერთქმედება ბრომთან, რომელიც მიმდინარეობს ქლორის წყალბადთან რეაქციის მსგავსი მექანიზმით, მხოლოდ უფრო მოკლე ჯაჭვის სიგრძით მისი ენდოთერმიულობის გამო.

თუ ზრდის აქტის შედეგად ჩნდება ორი ან მეტი აქტიური ნაწილაკი, მაშინ ეს ჯაჭვური რეაქცია განშტოებულია.

1925 წელს ნ.ნ. სემენოვმა და მისმა თანამშრომლებმა აღმოაჩინეს რეაქციები, რომლებიც შეიცავს ელემენტარულ ეტაპებს, რის შედეგადაც წარმოიქმნება არა ერთი, არამედ რამდენიმე ქიმიურად აქტიური ნაწილაკი, ატომი ან რადიკალი. რამდენიმე ახალი თავისუფალი რადიკალის გამოჩენა იწვევს რამდენიმე ახალი ჯაჭვის გაჩენას, ე.ი. ერთი ჯაჭვის ჩანგლები. ასეთ პროცესებს ეწოდება განშტოებული ჯაჭვის რეაქციები (სურ. 42).

ძალიან განშტოებული ჯაჭვის პროცესის მაგალითია წყალბადის დაჟანგვა დაბალ წნევაზე და დაახლოებით 900°C ტემპერატურაზე. რეაქციის მექანიზმი შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ ჯაჭვის დაწყება

2. OH ​​∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ ჯაჭვის განვითარება

3. H ∙ + O 2 → OH ∙ + O: ჯაჭვის განშტოება

4. O: + H 2 → OH ∙ + H ∙

5. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ ჯაჭვის გაგრძელება

6. H∙ + H∙ + კედელი → H 2 ღია წრე გემის კედელზე

7. H ∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M ჯაჭვის შეწყვეტა ნაყარი.

M არის ინერტული მოლეკულა. HO 2 ∙ რადიკალი, რომელიც წარმოიქმნება სამმაგი შეჯახების დროს, უმოქმედოა და ვერ აგრძელებს ჯაჭვს.

პროცესის პირველ ეტაპზე წარმოიქმნება ჰიდროქსილის რადიკალები, რომლებიც უზრუნველყოფენ მარტივი ჯაჭვის განვითარებას. მესამე ეტაპზე, ერთი რადიკალის საწყის მოლეკულასთან ურთიერთქმედების შედეგად წარმოიქმნება ორი რადიკალი, ხოლო ჟანგბადის ატომს აქვს ორი თავისუფალი ვალენტობა. ეს უზრუნველყოფს ჯაჭვის განშტოებას.

ჯაჭვის განშტოების შედეგად რეაქციის სიჩქარე საწყის პერიოდში სწრაფად იზრდება და პროცესი ჯაჭვის აალება-აფეთქებით სრულდება. თუმცა, განშტოებული ჯაჭვის რეაქციები მთავრდება აფეთქებით მხოლოდ მაშინ, როდესაც განშტოების სიჩქარე აღემატება ჯაჭვის შეწყვეტის სიჩქარეს. წინააღმდეგ შემთხვევაში, პროცესი ნელია.

როდესაც რეაქციის პირობები იცვლება (ცვალებად წნევა, ტემპერატურა, ნარევის შემადგენლობა, რეაქციის ჭურჭლის კედლების ზომა და მდგომარეობა და ა.შ.), შეიძლება მოხდეს ნელი რეაქციიდან აფეთქებაზე გადასვლა და პირიქით. ამრიგად, ჯაჭვურ რეაქციებში არის შეზღუდვა (კრიტიკული) მდგომარეობები, რომლებშიც ხდება ჯაჭვის აალება, საიდანაც უნდა განვასხვავოთ თერმული აალება, რომელიც ხდება ეგზოთერმულ რეაქციებში რეაქტიული ნარევის მუდმივად მზარდი გათბობის შედეგად სითბოს ცუდი მოცილებით.

განშტოებული ჯაჭვის მექანიზმის მიხედვით წარმოიქმნება გოგირდის, ფოსფორის, ნახშირბადის მონოქსიდის (II), ნახშირბადის დისულფიდის და ა.შ.

ჯაჭვური პროცესების თანამედროვე თეორია შეიმუშავეს ნობელის პრემიის ლაურეატებმა (1956) საბჭოთა აკადემიკოსმა ნ.ნ. სემენოვმა და ინგლისელმა მეცნიერმა ჰინშელვუდმა.

ჯაჭვური რეაქციები უნდა განვასხვავოთ კატალიზური რეაქციებისგან, თუმცა ეს უკანასკნელი ასევე ციკლური ხასიათისაა. ყველაზე მნიშვნელოვანი განსხვავება ჯაჭვურ რეაქციებსა და კატალიტიკურ რეაქციებს შორის არის ის, რომ ჯაჭვის მექანიზმით რეაქცია შეიძლება მიმდინარეობდეს სისტემის ენერგიის გაზრდის მიმართულებით სპონტანური რეაქციების გამო. კატალიზატორი არ იწვევს თერმოდინამიკურად შეუძლებელ რეაქციას. გარდა ამისა, კატალიზურ რეაქციებში არ არსებობს პროცესის ისეთი საფეხურები, როგორიცაა ჯაჭვის ნუკლეაცია და ჯაჭვის შეწყვეტა.

პოლიმერიზაციის რეაქციები.ჯაჭვური რეაქციის განსაკუთრებული შემთხვევაა პოლიმერიზაციის რეაქცია.

პოლიმერიზაციაარის პროცესი, რომლის დროსაც აქტიური ნაწილაკების (რადიკალები, იონები) რეაქციას დაბალი მოლეკულური წონის ნაერთებთან (მონომერებთან) თან ახლავს ამ უკანასკნელის თანმიმდევრული დამატება მატერიალური ჯაჭვის სიგრძის მატებით (მოლეკულის სიგრძე). ანუ პოლიმერის წარმოქმნით.

მონომერებიარის ორგანული ნაერთები, როგორც წესი, შეიცავს მოლეკულის შემადგენლობაში უჯერი (ორმაგი, სამმაგი) ბმებს.

პოლიმერიზაციის პროცესის ძირითადი ეტაპები:

1. ინიციაცია(შუქის, სითბოს და ა.შ. მოქმედების ქვეშ):

ᲐᲐ→A" + A"- ჰომოლიზური დაშლა რადიკალების წარმოქმნით (აქტიური ვალენტურ-უჯერი ნაწილაკები).

ა: ბ→ A - + B +- ჰეტეროლიზური დაშლა იონების წარმოქმნით.

2. ჯაჭვის ზრდა: A "+ M→ ᲕᲐᲠ"

(ან A - + M→ ᲕᲐᲠ",ან AT + + მ→ VM +).

3. ღია წრე: AM" + AM"→ პოლიმერი

(ან AM" + B +→ პოლიმერი, VM + + A"→ პოლიმერი).

ჯაჭვის პროცესის სიჩქარე ყოველთვის უფრო მეტია, ვიდრე არაჯაჭვური პროცესის.

მიზანი:ქიმიური რეაქციის სიჩქარის და მისი დამოკიდებულების შესწავლა სხვადასხვა ფაქტორებზე: რეაგენტების ბუნება, კონცენტრაცია, ტემპერატურა.

ქიმიური რეაქციები სხვადასხვა სიჩქარით მიმდინარეობს. ქიმიური რეაქციის სიჩქარეეწოდება რეაგენტის კონცენტრაციის ცვლილებას დროის ერთეულზე. ეს უდრის ურთიერთქმედების მოქმედებების რაოდენობას დროის ერთეულზე მოცულობის ერთეულზე რეაქციისთვის, რომელიც ხდება ჰომოგენურ სისტემაში (ერთგვაროვანი რეაქციებისთვის), ან ერთეულ ინტერფეისზე ჰეტეროგენულ სისტემაში მიმდინარე რეაქციებისთვის (ჰეტეროგენული რეაქციებისთვის).

რეაქციის საშუალო სიჩქარე v იხ. დან დროის ინტერვალში t1ადრე t2განისაზღვრება მიმართებით:

სადაც 1-დანდა 2-დანარის რეაქციაში ნებისმიერი მონაწილის მოლური კონცენტრაცია დროის მომენტებში t1და t2შესაბამისად.

„–“ ნიშანი წილადის წინ მიუთითებს საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაციაზე, Δ FROM < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔFROM > 0.

ძირითადი ფაქტორები, რომლებიც გავლენას ახდენენ ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე, არის: რეაგენტების ბუნება, მათი კონცენტრაცია, წნევა (თუ რეაქციაში მონაწილეობს აირები), ტემპერატურა, კატალიზატორი, ჰეტეროგენული რეაქციების ინტერფეისის ფართობი.

ქიმიური რეაქციების უმეტესობა რთული პროცესებია, რომლებიც მიმდინარეობს რამდენიმე ეტაპად, ე.ი. შედგება რამდენიმე ელემენტარული პროცესისგან. ელემენტარული ან მარტივი რეაქციები არის რეაქციები, რომლებიც წარმოიქმნება ერთ ეტაპზე.

ელემენტარული რეაქციებისთვის რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე გამოიხატება მასის მოქმედების კანონით.

მუდმივ ტემპერატურაზე, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია რეაგენტების კონცენტრაციის პროდუქტის, მიღებული სიმძლავრეებით, რომლებიც ტოლია სტოქიომეტრული კოეფიციენტების.

ზოგადი რეაქციისთვის

a A + b B ... → c C,

მასობრივი მოქმედების კანონის მიხედვით ვგამოიხატება მიმართებით

v = K∙s(A) a ∙ c(B) b,

სადაც c(A)და c(B)არის A და B რეაქტიული ნივთიერებების მოლური კონცენტრაციები;

რომარის ამ რეაქციის სიჩქარის მუდმივი, ტოლი ვ, თუ გ(ა) ა=1 და გ(ბ) ბ=1 და დამოკიდებულია რეაქტიული ნივთიერებების ბუნებაზე, ტემპერატურაზე, კატალიზატორზე, ინტერფეისის ზედაპირის ფართობზე ჰეტეროგენული რეაქციებისთვის.

რეაქციის სიჩქარის კონცენტრაციაზე დამოკიდებულების გამოხატვას კინეტიკური განტოლება ეწოდება.

რთული რეაქციების შემთხვევაში, მასობრივი მოქმედების კანონი მოქმედებს თითოეულ ცალკეულ საფეხურზე.

ჰეტეროგენული რეაქციებისთვის კინეტიკური განტოლება მოიცავს მხოლოდ აირისებრი და გახსნილი ნივთიერებების კონცენტრაციებს; დიახ, ნახშირის დასაწვავად

C (c) + O 2 (გ) → CO 2 (გ)

სიჩქარის განტოლებას აქვს ფორმა

v \u003d K s (O 2)

რამდენიმე სიტყვა რეაქციის მოლეკულურობისა და კინეტიკური რიგის შესახებ.

შინაარსი "რეაქციის მოლეკულურობა"ვრცელდება მხოლოდ მარტივ რეაქციებზე. რეაქციის მოლეკულურობა ახასიათებს ელემენტარულ ურთიერთქმედებაში მონაწილე ნაწილაკების რაოდენობას.

არსებობს მონო-, ბი- და ტრიმოლეკულური რეაქციები, რომლებშიც მონაწილეობს, შესაბამისად, ერთი, ორი და სამი ნაწილაკი. სამი ნაწილაკების ერთდროული შეჯახების ალბათობა მცირეა. სამზე მეტი ნაწილაკების ურთიერთქმედების ელემენტარული პროცესი უცნობია. ელემენტარული რეაქციების მაგალითები:

N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (მონოლეკულური)

H 2 + I 2 → 2HI (ბიმოლეკულური)

2NO + Cl 2 → 2NOCl (ტრიმოლეკულური)

მარტივი რეაქციების მოლეკულურობა ემთხვევა რეაქციის საერთო კინეტიკურ თანმიმდევრობას. რეაქციის თანმიმდევრობა განსაზღვრავს სიჩქარის კონცენტრაციაზე დამოკიდებულების ბუნებას.

რეაქციის საერთო (ჯამური) კინეტიკური რიგი არის ექსპერიმენტულად განსაზღვრული რეაქციის სიჩქარის განტოლებაში რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციების ექსპონენტების ჯამი.

ტემპერატურის მატებასთან ერთად, უმეტესი ქიმიური რეაქციების სიჩქარე იზრდება. რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე დაახლოებით განისაზღვრება van't Hoff-ის წესით.

ტემპერატურის ყოველი 10 გრადუსიანი მატებაზე, უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იზრდება 2-4-ჯერ.

სადაც და არის რეაქციის სიჩქარეები, შესაბამისად, ტემპერატურაზე t2და t1 (t2>t1);

γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი, ეს არის რიცხვი, რომელიც გვიჩვენებს რამდენჯერ იზრდება ქიმიური რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურის 100-ით მატებასთან ერთად.

van't Hoff წესის გამოყენებით, შესაძლებელია მხოლოდ დაახლოებით შეფასდეს ტემპერატურის გავლენა რეაქციის სიჩქარეზე. ტემპერატურული რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულების უფრო ზუსტი აღწერა შესაძლებელია არენიუსის აქტივაციის თეორიის ფარგლებში.

ქიმიური რეაქციის დაჩქარების ერთ-ერთი მეთოდია კატალიზი, რომელიც ხორციელდება ნივთიერებების (კატალიზატორების) დახმარებით.

კატალიზატორები- ეს არის ნივთიერებები, რომლებიც ცვლის ქიმიური რეაქციის სიჩქარეს რეაქციის რეაგენტებთან შუალედურ ქიმიურ ურთიერთქმედებაში განმეორებითი მონაწილეობის გამო, მაგრამ შუალედური ურთიერთქმედების ყოველი ციკლის შემდეგ ისინი აღადგენს მათ ქიმიურ შემადგენლობას.

კატალიზატორის მოქმედების მექანიზმი მცირდება რეაქციის აქტივაციის ენერგიის შემცირებამდე, ე.ი. სხვაობის შემცირება აქტიური მოლეკულების (აქტიური კომპლექსი) საშუალო ენერგიასა და საწყისი ნივთიერებების მოლეკულების საშუალო ენერგიას შორის. ეს ზრდის ქიმიური რეაქციის სიჩქარეს.

ქიმიური რეაქციები მიმდინარეობს სხვადასხვა სიჩქარით: დაბალი სიჩქარით - სტალაქტიტებისა და სტალაგმიტების წარმოქმნის დროს, საშუალო სიჩქარით - საჭმლის მომზადებისას, მყისიერად - აფეთქების დროს. წყალხსნარებში რეაქციები ძალიან სწრაფია.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის განსაზღვრა, ისევე როგორც მისი დამოკიდებულების გარკვევა პროცესის პირობებზე, არის ქიმიური კინეტიკური ამოცანა - მეცნიერება კანონების შესახებ, რომლებიც არეგულირებენ დროში ქიმიური რეაქციების მიმდინარეობას.

თუ ქიმიური რეაქციები ხდება ერთგვაროვან გარემოში, მაგალითად, ხსნარში ან გაზის ფაზაში, მაშინ რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების ურთიერთქმედება ხდება მთელ მოცულობაში. ასეთ რეაქციებს ე.წ ერთგვაროვანი.

(v homog) განისაზღვრება, როგორც ნივთიერების ოდენობის ცვლილება დროის ერთეულზე ერთეულ მოცულობაზე:

სადაც Δn არის ერთი ნივთიერების მოლების რაოდენობის ცვლილება (ყველაზე ხშირად საწყისი, მაგრამ ეს შეიძლება იყოს რეაქციის პროდუქტიც); Δt - დროის ინტერვალი (s, min); V არის გაზის ან ხსნარის მოცულობა (ლ).

ვინაიდან ნივთიერების რაოდენობისა და მოცულობის თანაფარდობა არის მოლური კონცენტრაცია C, მაშინ

ამრიგად, ერთგვაროვანი რეაქციის სიჩქარე განისაზღვრება, როგორც ერთი ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილება ერთეულ დროში:

თუ სისტემის მოცულობა არ იცვლება.

თუ რეაქცია ხდება აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაში მყოფ ნივთიერებებს შორის (მაგალითად, მყარ და გაზს ან სითხეს შორის), ან ნივთიერებებს შორის, რომლებსაც არ შეუძლიათ ერთგვაროვანი გარემოს შექმნა (მაგალითად, შეურევ სითხეებს შორის), მაშინ ეს ხდება მხოლოდ. ნივთიერებების კონტაქტურ ზედაპირზე. ასეთ რეაქციებს ე.წ ჰეტეროგენული.

იგი განისაზღვრება, როგორც ნივთიერების რაოდენობის ცვლილება დროის ერთეულზე ზედაპირის ერთეულზე.

სადაც S არის ნივთიერებების კონტაქტის ზედაპირის ფართობი (მ 2, სმ 2).

ნივთიერების რაოდენობის ცვლილება, რომლითაც რეაქციის სიჩქარე განისაზღვრება, არის მკვლევარის მიერ დაკვირვებული გარე ფაქტორი. ფაქტობრივად, ყველა პროცესი მიკრო დონეზე მიმდინარეობს. ცხადია, რომ ზოგიერთმა ნაწილაკმა რეაგირება მოახდინოს, პირველ რიგში, ისინი უნდა შეეჯახონ და ეფექტურად შეეჯახონ: ბურთებივით არ გაიფანტონ სხვადასხვა მიმართულებით, არამედ ისე, რომ ნაწილაკებში არსებული „ძველი ბმები“ დაინგრა ან დასუსტდეს და „ შეიძლება შეიქმნას ახლები. ”და ამისთვის ნაწილაკებს საკმარისი ენერგია უნდა ჰქონდეთ.

გამოთვლილი მონაცემები აჩვენებს, რომ, მაგალითად, აირებში მოლეკულების შეჯახება ატმოსფერულ წნევაზე არის მილიარდი წამში, ანუ ყველა რეაქცია მყისიერად უნდა წასულიყო. მაგრამ ეს არ არის. გამოდის, რომ მოლეკულების მხოლოდ ძალიან მცირე ნაწილს აქვს საჭირო ენერგია ეფექტური შეჯახების შესაქმნელად.

მინიმალური ჭარბი ენერგია, რომელიც უნდა ჰქონდეს ნაწილაკს (ან ნაწილაკთა წყვილს), რათა მოხდეს ეფექტური შეჯახება, ე.წ. აქტივაციის ენერგიაეა.

ამრიგად, ყველა ნაწილაკების რეაქციაში შესვლის გზაზე არის ენერგეტიკული ბარიერი, რომელიც ტოლია აქტივაციის ენერგიის E a . როდესაც ის პატარაა, არსებობს მრავალი ნაწილაკი, რომელსაც შეუძლია მისი გადალახვა და რეაქციის სიჩქარე მაღალია. წინააღმდეგ შემთხვევაში, "ბიძგი" არის საჭირო. როდესაც ასანთს მოაქვთ სპირტიანი ნათურის გასანათებლად, თქვენ უზრუნველყოფთ დამატებით ენერგიას E, რომელიც საჭიროა ალკოჰოლის მოლეკულების ჟანგბადის მოლეკულებთან ეფექტური შეჯახებისთვის (ბარიერის გადალახვა).

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია ბევრ ფაქტორზე. მთავარია: რეაგენტების ბუნება და კონცენტრაცია, წნევა (რეაქციებში აირებთან ერთად), ტემპერატურა, კატალიზატორების მოქმედება და რეაგენტების ზედაპირი ჰეტეროგენული რეაქციების შემთხვევაში.

ტემპერატურა

ტემპერატურის მატებასთან ერთად, უმეტეს შემთხვევაში, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე მნიშვნელოვნად იზრდება. მე-19 საუკუნეში ჰოლანდიელმა ქიმიკოსმა J. X. Van't Hoff-მა ჩამოაყალიბა წესი:

ტემპერატურის ზრდა ყოველ 10 ° C-ზე იწვევს მატებასრეაქციის სიჩქარე 2-4 ჯერ(ამ მნიშვნელობას ეწოდება რეაქციის ტემპერატურული კოეფიციენტი).

ტემპერატურის მატებასთან ერთად, მოლეკულების საშუალო სიჩქარე, მათი ენერგია და შეჯახების რაოდენობა ოდნავ იზრდება, მაგრამ მკვეთრად იზრდება ეფექტურ შეჯახებაში მონაწილე "აქტიური" მოლეკულების წილი, რომლებიც გადალახავენ რეაქციის ენერგეტიკულ ბარიერს. მათემატიკურად, ეს დამოკიდებულება გამოიხატება მიმართებით:

სადაც v t 1 და v t 2 არის რეაქციის სიჩქარე საბოლოო t 2 და საწყისი t 1 ტემპერატურაზე, შესაბამისად, და γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი, რომელიც გვიჩვენებს რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე ყოველ 10 °C მატებასთან ერთად. ტემპერატურა.

თუმცა, რეაქციის სიჩქარის გასაზრდელად, ტემპერატურის მატება ყოველთვის არ გამოიყენება, რადგან საწყისმა მასალებმა შეიძლება დაიწყოს დაშლა, გამხსნელები ან თავად ნივთიერებები შეიძლება აორთქლდეს და ა.შ.

ენდოთერმული და ეგზოთერმული რეაქციები

ცნობილია, რომ მეთანის რეაქციას ატმოსფერულ ჟანგბადთან თან ახლავს დიდი რაოდენობით სითბოს გამოყოფა. ამიტომ მას ყოველდღიურ ცხოვრებაში იყენებენ სამზარეულოს, წყლის გასათბობად და გასათბობად. ბუნებრივი აირი, რომელიც სახლებს მილებით მიეწოდება, 98% მეთანია. კალციუმის ოქსიდის (CaO) რეაქცია წყალთან ასევე თან ახლავს დიდი რაოდენობით სითბოს გამოყოფას.

რა შეიძლება ითქვას ამ ფაქტებმა? როდესაც რეაქციის პროდუქტებში წარმოიქმნება ახალი ქიმიური ბმები, მეტიენერგია, ვიდრე საჭიროა რეაგენტებში ქიმიური ბმების გასატეხად. ჭარბი ენერგია გამოიყოფა სითბოს და ზოგჯერ სინათლის სახით.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (ენერგია (სინათლე, სითბო));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (ენერგია (სითბო)).

ასეთი რეაქციები ადვილად უნდა მიმდინარეობდეს (როგორც ქვა ადვილად გორავს დაღმართზე).

რეაქციებს, რომლებშიც ენერგია გამოიყოფა, ეწოდება ეგზოთერმული(ლათინური "exo"-დან - გარეთ).

მაგალითად, ბევრი რედოქსული რეაქცია ეგზოთერმულია. ერთ-ერთი ასეთი ლამაზი რეაქციაა ინტრამოლეკულური ჟანგვის შემცირება, რომელიც ხდება იმავე მარილის შიგნით - ამონიუმის დიქრომატი (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 (ენერგია).

სხვა რამ არის საპასუხო რეაქცია. ისინი ქვის აღმართზე გორების მსგავსია. CO 2-დან და წყლისგან მეთანის მიღება ჯერ კიდევ შეუძლებელია, ხოლო კალციუმის ჰიდროქსიდის Ca (OH) 2-დან ცოცხალი კირის CaO-ს მისაღებად საჭიროა ძლიერი გათბობა. ასეთი რეაქცია ხდება მხოლოდ გარედან ენერგიის მუდმივი შემოდინებით:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (ენერგია (სითბო))

ეს გვაფიქრებინებს, რომ Ca(OH) 2-ში ქიმიური ობლიგაციების გაწყვეტა უფრო მეტ ენერგიას მოითხოვს, ვიდრე შეიძლება გამოთავისუფლდეს CaO და H 2 O მოლეკულებში ახალი ქიმიური ბმების წარმოქმნის დროს.

რეაქციებს, რომლებშიც ენერგია შეიწოვება, ეწოდება ენდოთერმული("ენდოდან" - შიგნიდან).

რეაგენტის კონცენტრაცია

წნევის ცვლილება რეაქციაში აირისებრი ნივთიერებების მონაწილეობით ასევე იწვევს ამ ნივთიერებების კონცენტრაციის ცვლილებას.

იმისთვის, რომ ნაწილაკებს შორის ქიმიური ურთიერთქმედება მოხდეს, ისინი ეფექტურად უნდა შეეჯახონ. რაც უფრო დიდია რეაგენტების კონცენტრაცია, მით მეტია შეჯახება და, შესაბამისად, უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე. მაგალითად, აცეტილენი ძალიან სწრაფად იწვის სუფთა ჟანგბადში. ეს ავითარებს ტემპერატურას, რომელიც საკმარისია ლითონის დნობისთვის. დიდი რაოდენობით ექსპერიმენტული მასალის საფუძველზე 1867 წელს ნორვეგიელებმა კ. გულდენბერგმა და პ. ვააგმა და მათგან დამოუკიდებლად 1865 წელს რუსმა მეცნიერმა ნ.ი. ბეკეტოვმა ჩამოაყალიბა ქიმიური კინეტიკის ძირითადი კანონი, რომელიც ადგენს რეაქციის დამოკიდებულებას. რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციის მაჩვენებელი.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პროპორციულია რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციების პროდუქტის, მიღებული სიმძლავრით, რომელიც ტოლია მათი კოეფიციენტების რეაქციის განტოლებაში.

ამ კანონსაც ეძახიან მასობრივი მოქმედების კანონი.

რეაქციისთვის A + B \u003d D, ეს კანონი გამოისახება შემდეგნაირად:

2A + B = D რეაქციისთვის ეს კანონი გამოიხატება შემდეგნაირად:

აქ C A, C B არის A და B ნივთიერებების კონცენტრაციები (მოლ/ლ); k 1 და k 2 - პროპორციულობის კოეფიციენტები, რომელსაც ეწოდება რეაქციის სიჩქარის მუდმივები.

რეაქციის სიჩქარის მუდმივის ფიზიკური მნიშვნელობის დადგენა რთული არ არის - ის რიცხობრივად უდრის რეაქციის სიჩქარეს, რომელშიც რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაცია არის 1 მოლ/ლ ან მათი პროდუქტი ერთის ტოლია. ამ შემთხვევაში, ცხადია, რომ რეაქციის სიჩქარის მუდმივი დამოკიდებულია მხოლოდ ტემპერატურაზე და არ არის დამოკიდებული ნივთიერებების კონცენტრაციაზე.

მოქმედი მასების კანონი არ ითვალისწინებს რეაგენტების კონცენტრაციას მყარ მდგომარეობაში, რადგან ისინი რეაგირებენ ზედაპირებზე და მათი კონცენტრაცია ჩვეულებრივ მუდმივია.

მაგალითად, ნახშირის წვის რეაქციისთვის, რეაქციის სიჩქარის გამოხატულება უნდა დაიწეროს შემდეგნაირად:

ანუ, რეაქციის სიჩქარე მხოლოდ ჟანგბადის კონცენტრაციის პროპორციულია.

თუ რეაქციის განტოლება აღწერს მხოლოდ მთლიან ქიმიურ რეაქციას, რომელიც მიმდინარეობს რამდენიმე ეტაპად, მაშინ ასეთი რეაქციის სიჩქარე შეიძლება კომპლექსურად იყოს დამოკიდებული საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაციაზე. ეს დამოკიდებულება განისაზღვრება ექსპერიმენტულად ან თეორიულად შემოთავაზებული რეაქციის მექანიზმის საფუძველზე.

კატალიზატორების მოქმედება

შესაძლებელია რეაქციის სიჩქარის გაზრდა სპეციალური ნივთიერებების გამოყენებით, რომლებიც ცვლიან რეაქციის მექანიზმს და მიმართავენ მას ენერგიულად უფრო ხელსაყრელ გზაზე დაბალი აქტივაციის ენერგიით. მათ კატალიზატორებს უწოდებენ (ლათინურიდან katalysis - განადგურება).

კატალიზატორი მოქმედებს როგორც გამოცდილი გიდი, ხელმძღვანელობს ტურისტების ჯგუფს არა მთებში მაღალ უღელტეხილზე (მისი გადალახვა მოითხოვს დიდ ძალისხმევას და დროს და ყველასთვის მიუწვდომელია), არამედ მისთვის ცნობილი შემოვლითი ბილიკების გასწვრივ, რომლის გასწვრივაც თქვენ შეგიძლიათ მთის გადალახვა ბევრად უფრო მარტივად და სწრაფად.

მართალია, შემოვლით გზაზე ვერ მოხვდებით იქ, სადაც მთავარი უღელტეხილი მიდის. მაგრამ ზოგჯერ ეს არის ზუსტად ის, რაც გჭირდებათ! ასე მუშაობენ კატალიზატორები, რომლებსაც სელექციურს უწოდებენ. ნათელია, რომ არ არის საჭირო ამიაკის და აზოტის დაწვა, მაგრამ აზოტის ოქსიდი (II) გამოიყენება აზოტის მჟავას წარმოებაში.

კატალიზატორები- ეს არის ნივთიერებები, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიურ რეაქციაში და ცვლიან მის სიჩქარეს ან მიმართულებას, მაგრამ რეაქციის ბოლოს რაოდენობრივად და ხარისხობრივად უცვლელი რჩება.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის ან მისი მიმართულების შეცვლას კატალიზატორის დახმარებით ეწოდება კატალიზი. კატალიზატორები ფართოდ გამოიყენება სხვადასხვა ინდუსტრიაში და ტრანსპორტში (კატალიზური გადამყვანები, რომლებიც ავტომობილის გამონაბოლქვი აირებში აზოტის ოქსიდებს უვნებელ აზოტად გარდაქმნიან).

არსებობს ორი სახის კატალიზი.

ერთგვაროვანი კატალიზი, რომელშიც კატალიზატორიც და რეაქტანტებიც აგრეგაციის ერთსა და იმავე მდგომარეობაში არიან (ფაზა).

ჰეტეროგენული კატალიზისადაც კატალიზატორი და რეაქტანტები სხვადასხვა ფაზაშია. მაგალითად, წყალბადის ზეჟანგის დაშლა მყარი მანგანუმის (IV) ოქსიდის კატალიზატორის თანდასწრებით:

თავად კატალიზატორი რეაქციის შედეგად არ მოიხმარება, მაგრამ თუ მის ზედაპირზე სხვა ნივთიერებები შეიწოვება (მათ კატალიზურ შხამებს უწოდებენ), მაშინ ზედაპირი უმოქმედო ხდება და საჭიროა კატალიზატორის რეგენერაცია. ამიტომ, კატალიზური რეაქციის განხორციელებამდე, საწყისი მასალები საფუძვლიანად იწმინდება.

მაგალითად, გოგირდმჟავას კონტაქტური მეთოდით წარმოებისას გამოიყენება მყარი კატალიზატორი - ვანადიუმის (V) ოქსიდი V 2 O 5:

მეთანოლის წარმოებაში გამოიყენება მყარი "თუთია-ქრომის" კატალიზატორი (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

ბიოლოგიური კატალიზატორები - ფერმენტები - ძალიან ეფექტურად მუშაობენ. ქიმიური ბუნებით, ეს არის ცილები. მათი წყალობით რთული ქიმიური რეაქციები ცოცხალ ორგანიზმებში დაბალ ტემპერატურაზე დიდი სიჩქარით მიმდინარეობს.

ცნობილია სხვა საინტერესო ნივთიერებები - ინჰიბიტორები (ლათინური inhibere-დან - დაგვიანებამდე). ისინი რეაგირებენ აქტიურ ნაწილაკებთან მაღალი სიჩქარით და წარმოქმნიან არააქტიურ ნაერთებს. შედეგად, რეაქცია მკვეთრად შენელდება და შემდეგ ჩერდება. ინჰიბიტორები ხშირად სპეციალურად ემატება სხვადასხვა ნივთიერებებს არასასურველი პროცესების თავიდან ასაცილებლად.

მაგალითად, წყალბადის ზეჟანგის ხსნარები სტაბილიზირებულია ინჰიბიტორებით.

რეაგენტების ბუნება (მათი შემადგენლობა, სტრუქტურა)

მნიშვნელობა აქტივაციის ენერგიაარის ფაქტორი, რომლის მეშვეობითაც ხდება რეაქტიული ნივთიერებების ბუნების გავლენა რეაქციის სიჩქარეზე.

თუ აქტივაციის ენერგია დაბალია (< 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.

თუ აქტივაციის ენერგია მაღალია(> 120 კჯ/მოლი), ეს ნიშნავს, რომ ურთიერთმოქმედ ნაწილაკებს შორის შეჯახების მხოლოდ უმნიშვნელო ნაწილი იწვევს რეაქციას. ამიტომ ასეთი რეაქციის სიჩქარე ძალიან ნელია. მაგალითად, ამიაკის სინთეზის რეაქციის პროგრესი ჩვეულებრივ ტემპერატურაზე თითქმის შეუძლებელია.

თუ ქიმიური რეაქციების აქტივაციის ენერგიებს აქვთ შუალედური მნიშვნელობები (40120 კჯ/მოლი), მაშინ ასეთი რეაქციების სიჩქარე იქნება საშუალო. ასეთ რეაქციებში შედის ნატრიუმის წყალთან ან ეთილის სპირტთან ურთიერთქმედება, ბრომის წყლის გაუფერულება ეთილენთან, თუთიის ურთიერთქმედება მარილმჟავასთან და ა.შ.

რეაგენტების საკონტაქტო ზედაპირი

ნივთიერებების ზედაპირზე მიმდინარე რეაქციების სიჩქარე, ანუ ჰეტეროგენული, დამოკიდებულია ამ ზედაპირის თვისებებზე, სხვა თანაბარ პირობებში. ცნობილია, რომ ფხვნილი ცარცი მარილმჟავაში ბევრად უფრო სწრაფად იხსნება, ვიდრე ცარცის თანაბარი მასის ნაჭერი.

რეაქციის სიჩქარის ზრდა, პირველ რიგში, განპირობებულია საწყისი ნივთიერებების საკონტაქტო ზედაპირის გაზრდა, ისევე როგორც რიგი სხვა მიზეზები, მაგალითად, "სწორი" ბროლის გისოსის სტრუქტურის დარღვევა. ეს იწვევს იმ ფაქტს, რომ წარმოქმნილი მიკროკრისტალების ზედაპირზე არსებული ნაწილაკები ბევრად უფრო რეაქტიულია, ვიდრე იგივე ნაწილაკები "გლუვ" ზედაპირზე.

მრეწველობაში, ჰეტეროგენული რეაქციების განსახორციელებლად, გამოიყენება "თხევადი საწოლი" რეაგენტების საკონტაქტო ზედაპირის გასაზრდელად, საწყისი მასალების მიწოდებასა და პროდუქტების მოცილებისთვის. მაგალითად, გოგირდმჟავას წარმოებისას, „თხევადი კალაპოტის“ გამოყენებით, პირიტებს აწვება.

ტესტის ჩაბარების საცნობარო მასალა:

პერიოდული ცხრილი

ხსნადობის ცხრილი

ცნების განსაზღვრისას ქიმიური რეაქციის სიჩქარეაუცილებელია განვასხვავოთ ერთგვაროვანი და ჰეტეროგენული რეაქციები. თუ რეაქცია მიმდინარეობს ერთგვაროვან სისტემაში, მაგალითად, ხსნარში ან აირების ნარევში, მაშინ ის ხდება სისტემის მთელ მოცულობაში. ერთგვაროვანი რეაქციის სიჩქარეეწოდება ნივთიერების რაოდენობას, რომელიც შედის რეაქციაში ან წარმოიქმნება რეაქციის შედეგად დროის ერთეულზე სისტემის ერთეულ მოცულობაში. ვინაიდან ნივთიერების მოლების რაოდენობის თანაფარდობა მოცულობასთან, რომელშიც ის არის განაწილებული, არის ნივთიერების მოლური კონცენტრაცია, ჰომოგენური რეაქციის სიჩქარე ასევე შეიძლება განისაზღვროს როგორც ნებისმიერი ნივთიერების: საწყისი რეაგენტის ან რეაქციის პროდუქტის კონცენტრაციის ცვლილება ერთეულ დროში. იმის უზრუნველსაყოფად, რომ გაანგარიშების შედეგი ყოველთვის დადებითია, მიუხედავად იმისა, წარმოებულია თუ არა იგი რეაგენტის ან პროდუქტის მიერ, "±" ნიშანი გამოიყენება ფორმულაში:

რეაქციის ბუნებიდან გამომდინარე, დრო შეიძლება გამოისახოს არა მხოლოდ წამებში, როგორც ამას მოითხოვს SI სისტემა, არამედ წუთებში ან საათებში. რეაქციის დროს მისი სიჩქარის მნიშვნელობა არ არის მუდმივი, მაგრამ მუდმივად იცვლება: ის მცირდება, ვინაიდან საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაცია მცირდება. ზემოაღნიშნული გაანგარიშება იძლევა რეაქციის სიჩქარის საშუალო მნიშვნელობას გარკვეული დროის ინტერვალზე Δτ = τ 2 – τ 1 . ჭეშმარიტი (მყისიერი) სიჩქარე განისაზღვრება, როგორც ზღვარი, რომლის მიმართაც არის Δ FROM/ Δτ Δτ → 0-ზე, ანუ ჭეშმარიტი სიჩქარე ტოლია კონცენტრაციის დროის წარმოებულის.

რეაქციისთვის, რომლის განტოლება შეიცავს სტოქიომეტრულ კოეფიციენტებს, რომლებიც განსხვავდებიან ერთიანისგან, სხვადასხვა ნივთიერებისთვის გამოხატული სიჩქარის მნიშვნელობები არ არის იგივე. მაგალითად, A + 3B \u003d D + 2E რეაქციისთვის, A ნივთიერების მოხმარება არის ერთი მოლი, ნივთიერება B არის სამი მოლი, ნივთიერების E ჩამოსვლა არის ორი მოლი. Ამიტომაც υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) ან υ (E) . = ⅔ υ (AT) .

თუ რეაქცია მიმდინარეობს ნივთიერებებს შორის, რომლებიც არიან ჰეტეროგენული სისტემის სხვადასხვა ფაზაში, მაშინ ის შეიძლება მოხდეს მხოლოდ ამ ფაზების ინტერფეისზე. მაგალითად, მჟავას ხსნარისა და ლითონის ნაჭრის ურთიერთქმედება ხდება მხოლოდ ლითონის ზედაპირზე. ჰეტეროგენული რეაქციის სიჩქარეეწოდება ნივთიერების რაოდენობას, რომელიც შედის რეაქციაში ან წარმოიქმნება რეაქციის შედეგად დროის ერთეულზე ფაზებს შორის ინტერფეისის ერთეულზე:

.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება რეაგენტების კონცენტრაციაზე გამოიხატება მასის მოქმედების კანონით: მუდმივ ტემპერატურაზე, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია რეაქციის განტოლებაში ამ ნივთიერებების ფორმულების კოეფიციენტების ტოლი რეაქტიული ნივთიერებების მოლური კონცენტრაციების პროდუქტის მიმართ.. შემდეგ რეაქციისთვის

2A + B → პროდუქტები

თანაფარდობა υ ~ · FROM A 2 FROM B და თანასწორობაზე გადასვლისთვის შემოღებულია პროპორციულობის კოეფიციენტი კ, დაურეკა რეაქციის სიჩქარის მუდმივი:

υ = კ· FROM A 2 FROM B = კ[A] 2 [V]

(მოლარული კონცენტრაციები ფორმულებში შეიძლება აღინიშნოს ასოებით FROMშესაბამისი ინდექსით და კვადრატულ ფრჩხილებში ჩასმული ნივთიერების ფორმულით). რეაქციის სიჩქარის მუდმივის ფიზიკური მნიშვნელობა არის რეაქციის სიჩქარე ყველა რეაქტანტის კონცენტრაციაზე, რომელიც უდრის 1 მოლ/ლ. რეაქციის სიჩქარის მუდმივის განზომილება დამოკიდებულია განტოლების მარჯვენა მხარეს ფაქტორების რაოდენობაზე და შეიძლება იყოს -1-დან; s –1 (ლ/მოლი); s –1 (l 2 / mol 2) და ა.შ., ანუ ისეთი, რომ ნებისმიერ შემთხვევაში, გამოთვლებში, რეაქციის სიჩქარე გამოიხატება mol l –1 s –1.

ჰეტეროგენული რეაქციებისთვის, მასის მოქმედების კანონის განტოლება მოიცავს მხოლოდ იმ ნივთიერებების კონცენტრაციებს, რომლებიც არიან აირის ფაზაში ან ხსნარში. ნივთიერების კონცენტრაცია მყარ ფაზაში არის მუდმივი მნიშვნელობა და შედის სიჩქარის მუდმივში, მაგალითად, ნახშირის წვის პროცესისთვის C + O 2 = CO 2, მასის მოქმედების კანონი იწერება:

υ = kI const = კ·,

სადაც კ= kIკონსტ.

სისტემებში, სადაც ერთი ან მეტი ნივთიერება არის აირები, რეაქციის სიჩქარე ასევე დამოკიდებულია წნევაზე. მაგალითად, როდესაც წყალბადი ურთიერთქმედებს იოდის ორთქლთან H 2 + I 2 \u003d 2HI, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე განისაზღვრება გამოხატვით:

υ = კ··.

თუ წნევა გაიზარდა, მაგალითად, 3-ჯერ, მაშინ სისტემის მიერ დაკავებული მოცულობა იგივე რაოდენობით შემცირდება და, შესაბამისად, თითოეული რეაქტიული ნივთიერების კონცენტრაცია გაიზრდება იმავე რაოდენობით. რეაქციის სიჩქარე ამ შემთხვევაში გაიზრდება 9-ჯერ

რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურაზე დამოკიდებულებააღწერილია ვან ჰოფის წესით: ტემპერატურის ყოველი 10 გრადუსიანი მატებაზე რეაქციის სიჩქარე 2-4-ჯერ იზრდება. ეს ნიშნავს, რომ ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე ექსპონენტურად იზრდება. პროგრესირების ფორმულაში საფუძველია რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურის კოეფიციენტიγ, რომელიც აჩვენებს რამდენჯერ იზრდება მოცემული რეაქციის სიჩქარე (ან, რაც იგივეა, სიჩქარის მუდმივი) ტემპერატურის 10 გრადუსით მატებით. მათემატიკურად, ვან ჰოფის წესი გამოიხატება ფორმულებით:

ან

სადაც და არის რეაქციის სიჩქარე, შესაბამისად, საწყისში ტ 1 და ბოლო ტ 2 ტემპერატურა. ვანტ ჰოფის წესი ასევე შეიძლება გამოიხატოს შემდეგნაირად:

; ; ; ,

სადაც და არის, შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე და სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურაზე ტ; და იგივე მნიშვნელობებია ტემპერატურაზე ტ +10ნ; ნარის "ათ გრადუსიანი" ინტერვალების რაოდენობა ( ნ =(ტ 2 –ტ 1)/10), რომლითაც შეიცვალა ტემპერატურა (შეიძლება იყოს მთელი ან წილადი რიცხვი, დადებითი ან უარყოფითი).

პრობლემის გადაჭრის მაგალითები

მაგალითი 1როგორ შეიცვლება დახურულ ჭურჭელში მიმდინარე 2СО + О 2 = 2СО 2 რეაქციის სიჩქარე, თუ წნევა გაორმაგდება?

გამოსავალი:

მითითებული ქიმიური რეაქციის სიჩქარე განისაზღვრება გამოხატულებით:

υ დაწყება = კ· [CO] 2 · [O 2].

წნევის მატება იწვევს ორივე რეაგენტის კონცენტრაციის ზრდას 2-ჯერ. ამის გათვალისწინებით, ჩვენ ხელახლა ვწერთ მასობრივი მოქმედების კანონის გამოთქმას:

υ 1 = კ 2 = კ 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 კ[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ ადრე

პასუხი:რეაქციის სიჩქარე გაიზრდება 8-ჯერ.

მაგალითი 2გამოთვალეთ რამდენჯერ გაიზრდება რეაქციის სიჩქარე, თუ სისტემის ტემპერატურა 20 °C-დან 100 °C-მდე გაიზრდება, თუ დავუშვებთ რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტის მნიშვნელობას 3.

გამოსავალი:

რეაქციის სიჩქარის თანაფარდობა ორ სხვადასხვა ტემპერატურაზე დაკავშირებულია ტემპერატურის კოეფიციენტთან და ტემპერატურის ცვლილებასთან ფორმულით:

Გაანგარიშება:

პასუხი:რეაქციის სიჩქარე გაიზრდება 6561-ჯერ.

მაგალითი 3 A + 2B = 3D ერთგვაროვანი რეაქციის შესწავლისას დადგინდა, რომ რეაქციის შემდეგ 8 წუთში A ნივთიერების რაოდენობა რეაქტორში 5,6 მოლიდან 4,4 მოლამდე შემცირდა. რეაქციის მასის მოცულობა იყო 56 ლიტრი. გამოთვალეთ ქიმიური რეაქციის საშუალო სიჩქარე შესწავლილი დროის განმავლობაში A, B და D ნივთიერებებისთვის.

გამოსავალი:

ჩვენ ვიყენებთ ფორმულას "ქიმიური რეაქციის საშუალო სიჩქარის" კონცეფციის განმარტების შესაბამისად და ვანაცვლებთ რიცხვით მნიშვნელობებს, ვიღებთ საშუალო სიჩქარეს A რეაგენტისთვის:

რეაქციის განტოლებიდან გამომდინარეობს, რომ A ნივთიერების დაკარგვის სიჩქარესთან შედარებით, B ნივთიერების დაკარგვის სიჩქარე ორჯერ მეტია, ხოლო D პროდუქტის რაოდენობის ზრდის სიჩქარე სამჯერ მეტია. შესაბამისად:

υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)

და მერე υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2.68 10 -3 \u003d 6. 36 10 -3 მოლ ლ -1 წთ -1;

υ (D)=3 υ (A) = 3 2.68 10 -3 = 8.04 10 -3 მოლ ლ -1 წთ -1

პასუხი: u(A) = 2,68 10 -3 მოლ ლ -1 წთ -1; υ (B) = 6,36 10-3 მოლი ლ-1 წთ-1; υ (D) = 8,04 10-3 მოლი ლ-1 წთ-1.

მაგალითი 4ერთგვაროვანი რეაქციის A + 2B → პროდუქტების სიჩქარის მუდმივის დასადგენად ჩატარდა ორი ექსპერიმენტი B ნივთიერების სხვადასხვა კონცენტრაციაზე და გაზომეს რეაქციის სიჩქარე.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე გაგებულია, როგორც ერთ-ერთი მოძრავი ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილება სისტემის მუდმივი მოცულობით.

როგორც წესი, კონცენტრაცია გამოიხატება მოლ/ლ-ში და დრო წამებში ან წუთებში. თუ, მაგალითად, ერთ-ერთი რეაქტანტის საწყისი კონცენტრაცია იყო 1 მოლ/ლ, ხოლო რეაქციის დაწყებიდან 4 წამის შემდეგ გახდა 0,6 მოლ/ლ, მაშინ რეაქციის საშუალო სიჩქარე ტოლი იქნება (1-0,6) /4=0, 1 მოლი/(ლ*ს).

რეაქციის საშუალო სიჩქარე გამოითვლება ფორმულით:

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია:

რეაგენტების ბუნება.

ხსნარებში პოლარული ბმის მქონე ნივთიერებები უფრო სწრაფად ურთიერთქმედებენ, ეს გამოწვეულია იმით, რომ ხსნარებში ასეთი ნივთიერებები ქმნიან იონებს, რომლებიც ადვილად ურთიერთობენ ერთმანეთთან.

არაპოლარული და დაბალპოლარული კოვალენტური ბმების მქონე ნივთიერებები რეაგირებენ სხვადასხვა სიჩქარით, ეს დამოკიდებულია მათ ქიმიურ აქტივობაზე.

H 2 + F 2 = 2HF (ძალიან სწრაფად მიდის აფეთქებით ოთახის ტემპერატურაზე)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (მიდის ნელა, გაცხელების დროსაც კი)

რეაგენტების ზედაპირული კონტაქტის მნიშვნელობები (ჰეტეროგენისთვის)

რეაგენტების კონცენტრაცია

რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია რეაგენტების კონცენტრაციის პროდუქტის, მათი სტოქიომეტრიული კოეფიციენტების სიძლიერემდე.

ტემპერატურები

რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე განისაზღვრება ვან ჰოფის წესით:

ყოველ 10-ზე ტემპერატურის მატებით 0 უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იზრდება 2-4-ჯერ.

კატალიზატორის არსებობა

კატალიზატორები არის ნივთიერებები, რომლებიც ცვლის ქიმიური რეაქციების სიჩქარეს.

რეაქციის სიჩქარის ცვლილებას კატალიზატორის თანდასწრებით ეწოდება კატალიზი.

წნევა

წნევის მატებასთან ერთად, რეაქციის სიჩქარე იზრდება (ერთგვაროვანი)

კითხვა ნომერი 26. მასობრივი ქმედების კანონი. სიჩქარე მუდმივი. აქტივაციის ენერგია.

მასობრივი ქმედების კანონი.

ნივთიერებების ურთიერთქმედების სიჩქარე დამოკიდებულია მათ კონცენტრაციაზე

სიჩქარე მუდმივი.

პროპორციულობის კოეფიციენტი ქიმიური რეაქციის კინეტიკურ განტოლებაში, რომელიც გამოხატავს რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულებას კონცენტრაციაზე

სიჩქარის მუდმივი დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე და ტემპერატურაზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული მათ კონცენტრაციაზე.

აქტივაციის ენერგია.

ენერგია, რომელიც უნდა გადაეცეს რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების მოლეკულებს (ნაწილაკებს), რათა ისინი იქცეს აქტიურად

აქტივაციის ენერგია დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე და კატალიზატორის არსებობის ცვლილებებზე.

კონცენტრაციის მატება ზრდის მოლეკულების მთლიან რაოდენობას და, შესაბამისად, აქტიურ ნაწილაკებს.

კითხვა ნომერი 27. შექცევადი და შეუქცევადი რეაქციები. ქიმიური წონასწორობა, წონასწორობის მუდმივი. ლე შატელიეს პრინციპი.

რეაქციებს, რომლებიც მიმდინარეობს მხოლოდ ერთი მიმართულებით და მთავრდება საწყისი მასალების საბოლოო გარდაქმნით, შეუქცევადს უწოდებენ.

შექცევადი რეაქციები არის ის, რაც ერთდროულად მიმდინარეობს ორი ერთმანეთის საპირისპირო მიმართულებით.

შექცევადი რეაქციების განტოლებებში, ორი საპირისპირო მიმართულებით მიმართული ისარი მოთავსებულია მარცხენა და მარჯვენა მხარეს შორის. ასეთი რეაქციის მაგალითია ამიაკის სინთეზი წყალბადისა და აზოტისგან:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

შეუქცევადია ისეთი რეაქციები, რომლის დროსაც:

შედეგად მიღებული პროდუქტები ნალექი ან გაზის სახით გამოიყოფა, მაგალითად:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

წყლის ფორმირება:

HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

შექცევადი რეაქციები ბოლომდე არ აღწევს და მთავრდება დამკვიდრებით ქიმიური წონასწორობა.

ქიმიური წონასწორობა არის რეაქტიული ნივთიერებების სისტემის მდგომარეობა, რომელშიც წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარე თანაბარია.

ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობაზე გავლენას ახდენს რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაცია, ტემპერატურა, ხოლო აირებისთვის - წნევა. როდესაც ერთ-ერთი ამ პარამეტრი იცვლება, ქიმიური წონასწორობა ირღვევა.

წონასწორობის მუდმივი.

შექცევადი ქიმიური რეაქციის დამახასიათებელი უმნიშვნელოვანესი პარამეტრია წონასწორობის მუდმივი K. თუ განხილულ შექცევად რეაქციას დავწერთ A + D C + D წონასწორულ მდგომარეობაში მყოფი და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარის ტოლობის პირობას - k1[A] ტოლია[B]ტოლი = k2[C]ტოლი[D] უდრის, საიდანაც [C] უდრის [D] უდრის / [A] უდრის [B] უდრის = k1/k2 = K, მაშინ K-ის მნიშვნელობას წონასწორობა ეწოდება. ქიმიური რეაქციის მუდმივი.

ასე რომ, წონასწორობისას, რეაქციის პროდუქტების კონცენტრაციის შეფარდება რეაგენტების კონცენტრაციის პროდუქტთან მუდმივია, თუ ტემპერატურა მუდმივია (სიჩქარის მუდმივები k1 და k2 და, შესაბამისად, წონასწორობის მუდმივი K დამოკიდებულია ტემპერატურაზე, მაგრამ არა დამოკიდებულია რეაგენტების კონცენტრაციაზე). თუ რეაქციაში მონაწილეობს საწყისი ნივთიერების რამდენიმე მოლეკულა და წარმოიქმნება პროდუქტის (ან პროდუქტების) რამდენიმე მოლეკულა, წონასწორობის მუდმივობის გამოხატულებაში ნივთიერებების კონცენტრაცია იზრდება მათი სტექიომეტრიული კოეფიციენტების შესაბამის ხარისხებამდე. ასე რომ, 3H2 + N2 2NH3 რეაქციისთვის, წონასწორობის მუდმივის გამოხატულება იწერება K = 2 ტოლი / 3 ტოლი. წონასწორობის მუდმივის გამოყვანის აღწერილი მეთოდი, რომელიც ეფუძნება წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარეს, არ შეიძლება გამოყენებულ იქნას ზოგად შემთხვევაში, რადგან რთული რეაქციებისთვის სიჩქარის დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე ჩვეულებრივ არ არის გამოხატული მარტივი განტოლებით ან უცნობია. საერთოდ. მიუხედავად ამისა, თერმოდინამიკაში დადასტურებულია, რომ წონასწორობის მუდმივის საბოლოო ფორმულა სწორი აღმოჩნდება.

აირისებრი ნაერთებისთვის წონასწორობის მუდმივის ჩაწერისას კონცენტრაციების ნაცვლად შეიძლება გამოვიყენოთ წნევა; ცხადია, მუდმივის რიცხვითი მნიშვნელობა შეიძლება შეიცვალოს ამ შემთხვევაში, თუ განტოლების მარჯვენა და მარცხენა მხარეს აირისებრი მოლეკულების რაოდენობა ერთნაირი არ არის.

Le Chatelier-ის პრინციპი.

თუ წონასწორობის სისტემაზე გარეგანი ზემოქმედება ხდება, მაშინ წონასწორობა გადაინაცვლებს იმ რეაქციის მიმართულებით, რომელიც ეწინააღმდეგება ამ გავლენას.

ქიმიურ ბალანსზე გავლენას ახდენს:

ტემპერატურის ცვლილება. ტემპერატურის მატებასთან ერთად წონასწორობა გადადის ენდოთერმული რეაქციისკენ. ტემპერატურის კლებასთან ერთად წონასწორობა გადადის ეგზოთერმული რეაქციისკენ.

წნევის ცვლილება. წნევის მატებასთან ერთად წონასწორობა იცვლება მოლეკულების რაოდენობის შემცირების მიმართულებით. წნევის კლებასთან ერთად წონასწორობა იცვლება მოლეკულების რაოდენობის გაზრდის მიმართულებით.