რა არის რეაგენტების ბუნება. ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე მოქმედი ფაქტორები

ქიმიური მეთოდები

ფიზიკური მეთოდები

რეაქციის სიჩქარის გაზომვის მეთოდები

ზემოთ მოყვანილ მაგალითში, კალციუმის კარბონატსა და მჟავას შორის რეაქციის სიჩქარე გაზომილი იყო დროის ფუნქციის მიხედვით წარმოქმნილი აირის მოცულობის შესწავლით. რეაქციის სიჩქარის შესახებ ექსპერიმენტული მონაცემების მიღება შესაძლებელია სხვა რაოდენობების გაზომვით.

თუ რეაქციის დროს იცვლება აირისებრი ნივთიერებების მთლიანი რაოდენობა, მაშინ მისი მიმდინარეობის დაკვირვება შესაძლებელია აირის წნევის მუდმივ მოცულობაზე გაზომვით. იმ შემთხვევებში, როდესაც ერთ-ერთი საწყისი მასალა ან რეაქციის ერთ-ერთი პროდუქტი შეღებილია, რეაქციის მიმდინარეობის მონიტორინგი შესაძლებელია ხსნარის ფერის ცვლილების დაკვირვებით. კიდევ ერთი ოპტიკური მეთოდია სინათლის პოლარიზაციის სიბრტყის ბრუნვის გაზომვა (თუ საწყის ნივთიერებებს და რეაქციის პროდუქტებს აქვთ განსხვავებული ბრუნვის უნარი).

ზოგიერთ რეაქციას თან ახლავს ხსნარში იონების რაოდენობის ცვლილება. ასეთ შემთხვევებში რეაქციის სიჩქარის შესწავლა შესაძლებელია ხსნარის ელექტრული გამტარობის გაზომვით. შემდეგ თავში განხილული იქნება რამდენიმე სხვა ელექტროქიმიური მეთოდი, რომლებიც შეიძლება გამოყენებულ იქნას რეაქციის სიჩქარის გასაზომად.

რეაქციის პროგრესის მონიტორინგი შესაძლებელია რეაქციაში ერთ-ერთი მონაწილის კონცენტრაციის გაზომვით დროთა განმავლობაში ქიმიური ანალიზის სხვადასხვა მეთოდის გამოყენებით. რეაქცია ტარდება თერმოსტატირებულ ჭურჭელში. გარკვეული ინტერვალებით ჭურჭლიდან იღებენ ხსნარის (ან აირის) სინჯს და ადგენენ ერთ-ერთი კომპონენტის კონცენტრაციას. სანდო შედეგების მისაღებად მნიშვნელოვანია, რომ ანალიზისთვის აღებულ ნიმუშში რეაქცია არ მოხდეს. ეს მიიღწევა ერთ-ერთი რეაგენტის ქიმიური შებოჭვით, ხსნარის სწრაფი გაგრილებით ან განზავებით.

ექსპერიმენტული კვლევები აჩვენებს, რომ რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია რამდენიმე ფაქტორზე. ჯერ განვიხილოთ ამ ფაქტორების გავლენა ხარისხობრივ დონეზე.

1.რეაგენტების ბუნება.ლაბორატორიული პრაქტიკიდან ვიცით, რომ მჟავის ნეიტრალიზაცია ფუძით

H + + OH - ® H 2 O

მარილების ურთიერთქმედება ნაკლებად ხსნადი ნაერთის წარმოქმნასთან

Ag + + Cl – ® AgCl

და სხვა რეაქციები ელექტროლიტების ხსნარებში ძალიან სწრაფად ხდება. ასეთი რეაქციების დასასრულებლად საჭირო დრო იზომება მილიწამებში და მიკროწამებშიც კი. ეს სავსებით გასაგებია, რადგან ასეთი რეაქციების არსი არის დამუხტული ნაწილაკების მიდგომა და კომბინაცია საპირისპირო ნიშნის მუხტებთან.

იონური რეაქციებისგან განსხვავებით, კოვალენტურად შეკრულ მოლეკულებს შორის ურთიერთქმედება ჩვეულებრივ გაცილებით ნელა მიმდინარეობს. მართლაც, ასეთ ნაწილაკებს შორის რეაქციის დროს, საწყისი ნივთიერებების მოლეკულებში ბმები უნდა დაირღვეს. ამისათვის შეჯახებულ მოლეკულებს გარკვეული რაოდენობის ენერგია უნდა ჰქონდეთ. გარდა ამისა, თუ მოლეკულები საკმარისად რთულია, იმისთვის, რომ მათ შორის რეაქცია მოხდეს, ისინი სივრცეში გარკვეული გზით უნდა იყოს ორიენტირებული.

2. რეაგენტის კონცენტრაცია. ქიმიური რეაქციის სიჩქარე, ceteris paribus, დამოკიდებულია რეაქტიული ნაწილაკების შეჯახების რაოდენობაზე დროის ერთეულზე. შეჯახების ალბათობა დამოკიდებულია მოცულობის ერთეულზე ნაწილაკების რაოდენობაზე, ე.ი. კონცენტრაციისგან. ამიტომ, რეაქციის სიჩქარე იზრდება კონცენტრაციის მატებასთან ერთად.

3. ნივთიერებების ფიზიკური მდგომარეობა. ერთგვაროვან სისტემებში რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია ნაწილაკების შეჯახების რაოდენობაზე ხსნარის მოცულობა(ან გაზი). ჰეტეროგენულ სისტემებში ხდება ქიმიური ურთიერთქმედება ინტერფეისში. მყარი ნივთიერების ზედაპირის ფართობის ზრდა მისი დაფქვის დროს ხელს უწყობს რეაქტიული ნაწილაკების წვდომას მყარი ნაწილაკებისკენ, რაც იწვევს რეაქციის მნიშვნელოვან აჩქარებას.

4. ტემპერატურამნიშვნელოვან გავლენას ახდენს სხვადასხვა ქიმიური და ბიოლოგიური პროცესების სიჩქარეზე. ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება ნაწილაკების კინეტიკური ენერგია და, შესაბამისად, იზრდება ნაწილაკების ის ნაწილი, რომელთა ენერგიაც საკმარისია ქიმიური ურთიერთქმედებისთვის.

5. სტერული ფაქტორიახასიათებს რეაქციაში მყოფი ნაწილაკების ორმხრივი ორიენტაციის საჭიროებას. რაც უფრო რთულია მოლეკულები, მით ნაკლებია მათი სწორი ორიენტაციის ალბათობა, მით უფრო დაბალია შეჯახების ეფექტურობა.

6. კატალიზატორების ხელმისაწვდომობა.კატალიზატორები არის ნივთიერებები, რომლებიც ცვლის ქიმიური რეაქციის სიჩქარეს.რეაქციის სისტემაში მცირე რაოდენობით შეყვანილი და რეაქციის შემდეგ უცვლელი რჩება, მათ შეუძლიათ უკიდურესად შეცვალონ პროცესის სიჩქარე.

ძირითადი ფაქტორები, რომლებზეც დამოკიდებულია რეაქციის სიჩქარე, უფრო დეტალურად იქნება განხილული ქვემოთ.

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 სიდიდე (ფაზის გამოყოფის ზედაპირის მატებასთან ერთად იზრდება ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე);

ბ) რეაქტიული ნივთიერებების ინტერფეისში 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

იმისათვის, რომ მოხდეს ქიმიური ურთიერთქმედების ელემენტარული აქტი, მოპასუხე 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 გარდამავალ მდგომარეობაშია 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 დაძლევის 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 ობლიგაციების შესუსტებით და შემდეგ რღვევით და A-B ობლიგაციების გაძლიერებით.

NI ფორმირების 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 ორიგინალურ მოლეკულებში ობლიგაციების სრული გაწყვეტის გზით. რეაქციების დიდი უმრავლესობა 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 დაბალია - 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) ორიენტაციები შეჯახებისას

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

(10)

სად კ-რეაქციის სიჩქარის მუდმივი;

ა- 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 აპროპორციულია 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 რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაცია მხოლოდ ოდნავ იცვლება სითხის თერმული გაფართოების ან შეკუმშვის გამო.

ყველაზე ცნობილი ფაქტია, რომ რეაქციების სიჩქარე იზრდება ტემპერატურის მატებასთან ერთად. 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, ამჟამად 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 TOტემპერატურაზე დამოკიდებულება ნორმალურია. ტემპერატურის მატებასთან ერთად სიჩქარე იზრდება და ტემპერატურის კლებასთან ერთად მცირდება. როდესაც ტემპერატურა 320-ზე მაღლა აიწევს TOაღინიშნება პეროქსიდის დაშლის სიჩქარის მკვეთრი ანომალიური ვარდნა. ანალოგიური სურათია სხვა ფერმენტული რეაქციებისთვის (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 მატებასთან ერთად; 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 მატება 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. ამგვარად, ტემპერატურის გავლენა ქიმიური ტრანსფორმაციის სიჩქარეზეა პროგნოზირებული.

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 ამ რეაქციებს უწოდებენ 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 FeO დაემატება სისტემას, 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 ფორმირება:

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+ IN- პირველადირეაქცია,

A + C- მეორადირეაქცია,

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

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

ინდუქციის 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 შეყვანით 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 ქმნიან რადიკალებს: ნატრიუმის ორთქლი, ორგანული პეროქსიდები, იოდი და ა.შ.

მარტივი ნაერთებისგან წყალბადის ქლორიდის წარმოქმნის რეაქცია, რომელიც გააქტიურებულია 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 საფეხურების (ბმულების) განმეორებით და მიმდინარეობს თავისუფალი რადიკალების შენარჩუნებით, იწვევს საწყისი მასალების 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 განშტოებული 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, არააქტიურია 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 მეტია ჯაჭვის შეწყვეტის სიჩქარეზე. წინააღმდეგ შემთხვევაში, პროცესი ნელია.

როდესაც იცვლება რეაქციის პირობები (ცვალებად წნევა, ტემპერატურა, ნარევის შემადგენლობა, რეაქციის ჭურჭლის კედლების ზომა და მდგომარეობა და ა.შ.), შეიძლება მოხდეს ნელი რეაქციის აფეთქებაზე გადასვლა და პირიქით. ამრიგად, ჯაჭვურ რეაქციებში არის შეზღუდული (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 კატალიზურ რეაქციებს შორის არის ის, რომ ჯაჭვური 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. ინიცირება(შუქის, სითბოს და ა.შ. მოქმედების ქვეშ):

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

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

2. ჯაჭვის ზრდა: A "+ M→ ᲕᲐᲠ"

(ან A - + M→ ᲕᲐᲠ",ან IN + + მ→ VM +).

3. ღია წრე: AM" + AM"→ პოლიმერი

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

ჯაჭვური პროცესის სიჩქარე ყოველთვის მეტია, ვიდრე არაჯაჭვური პროცესის.

ცხოვრებაში ჩვენ ვაწყდებით სხვადასხვა ქიმიურ რეაქციას. ზოგიერთი მათგანი, ისევე როგორც რკინის ჟანგი, შეიძლება გაგრძელდეს რამდენიმე წლის განმავლობაში. სხვებს, როგორიცაა შაქრის ალკოჰოლში დუღილი, რამდენიმე კვირა სჭირდება. ღუმელში შეშა იწვის რამდენიმე საათში, ხოლო ძრავში ბენზინი წამის მეასედში იწვის.

აღჭურვილობის ხარჯების შესამცირებლად, ქიმიური ქარხნები ზრდის რეაქციების სიჩქარეს. და ზოგიერთი პროცესი, როგორიცაა საკვების გაფუჭება, ლითონის კოროზია, უნდა შენელდეს.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარეშეიძლება გამოიხატოს როგორც მატერიის რაოდენობის ცვლილება (n, მოდული) დროის ერთეულზე (t) - შეადარეთ მოძრავი სხეულის სიჩქარე ფიზიკაში კოორდინატების ცვლილებად დროის ერთეულზე: υ = Δx/Δt . ისე, რომ სიჩქარე არ იყოს დამოკიდებული ჭურჭლის მოცულობაზე, რომელშიც ხდება რეაქცია, ჩვენ ვყოფთ გამონათქვამს რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების მოცულობაზე (v), ანუ ვიღებთ.ნივთიერების რაოდენობის ცვლილება დროის ერთეულზე ერთეულ მოცულობაზე, ან ერთი ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილება ერთეულ დროში:

n 2 − n 1
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

სადაც c = n/v არის ნივთიერების კონცენტრაცია,

Δ (გამოითქმის "დელტა") არის ზოგადად მიღებული აღნიშვნა სიდიდის ცვლილებისთვის.

თუ ნივთიერებებს განსხვავებული კოეფიციენტები აქვთ განტოლებაში, თითოეული მათგანის რეაქციის სიჩქარე, რომელიც გამოითვლება ამ ფორმულით, განსხვავებული იქნება. მაგალითად, 2 მოლი გოგირდის დიოქსიდი სრულად რეაგირებდა 1 მოლ ჟანგბადთან 10 წამში 1 ლიტრში:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

ჟანგბადის სიჩქარე იქნება: υ \u003d 1: (10 1) \u003d 0,1 მოლ/ლ წმ

მჟავე გაზის სიჩქარე: υ \u003d 2: (10 1) \u003d 0,2 მოლ/ლ წმ- ამას გამოცდაზე დამახსოვრება და ლაპარაკი არ სჭირდება, მოყვანილია მაგალითი, რომ არ დაიბნე, თუ ეს კითხვა გაჩნდება.

ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე (მყარ ნივთიერებებთან ერთად) ხშირად გამოიხატება კონტაქტის ზედაპირების ფართობის ერთეულზე:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

რეაქციებს უწოდებენ ჰეტეროგენულს, როდესაც რეაქტორები სხვადასხვა ფაზაშია:

• მყარი სხვა მყარი, თხევადი ან აირით,
• ორი შეურევადი სითხე
• გაზის სითხე.

ერთგვაროვანი რეაქციები ხდება ნივთიერებებს შორის იმავე ფაზაში:

• კარგად შერევად სითხეებს შორის,
• გაზები,
• ნივთიერებები ხსნარებში.

პირობები, რომლებიც გავლენას ახდენენ ქიმიური რეაქციების სიჩქარეზე

1) რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნება. მარტივად რომ ვთქვათ, სხვადასხვა ნივთიერებები რეაგირებენ სხვადასხვა სიჩქარით. მაგალითად, თუთია მძაფრად რეაგირებს მარილმჟავასთან, ხოლო რკინა საკმაოდ ნელა.

2) რეაქციის სიჩქარე უფრო დიდია, მით უფრო მაღალია კონცენტრაციანივთიერებები. უაღრესად განზავებული მჟავით, თუთიას საგრძნობლად მეტი დრო დასჭირდება რეაგირებისთვის.

3) რეაქციის სიჩქარე მნიშვნელოვნად იზრდება მატებასთან ერთად ტემპერატურა. მაგალითად, საწვავის დასაწვავად აუცილებელია მისი დაკიდება, ანუ ტემპერატურის გაზრდა. მრავალი რეაქციისთვის ტემპერატურის მატებას 10°C-ით თან ახლავს სიჩქარის მატება 2-4-ით.

4) სიჩქარე ჰეტეროგენულირეაქციები იზრდება მატებასთან ერთად რეაგენტების ზედაპირები. ამისათვის მყარი ნივთიერებები ჩვეულებრივ დამსხვრეულია. მაგალითად, რკინისა და გოგირდის ფხვნილების გაცხელებისას რეაქცია რომ მოხდეს, რკინა უნდა იყოს პატარა ნახერხის სახით.

გაითვალისწინეთ, რომ ფორმულა (1) იგულისხმება ამ შემთხვევაში! ფორმულა (2) გამოხატავს სიჩქარეს ფართობის ერთეულზე, ამიტომ არ შეიძლება იყოს დამოკიდებული ფართობზე.

5) რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია კატალიზატორების ან ინჰიბიტორების არსებობაზე.

კატალიზატორებინივთიერებები, რომლებიც აჩქარებენ ქიმიურ რეაქციებს, მაგრამ თავად არ მოიხმარენ. მაგალითია წყალბადის ზეჟანგის სწრაფი დაშლა კატალიზატორის - მანგანუმის (IV) ოქსიდის დამატებით:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

მანგანუმის (IV) ოქსიდი რჩება ფსკერზე და მისი ხელახლა გამოყენება შესაძლებელია.

ინჰიბიტორები- ნივთიერებები, რომლებიც ანელებენ რეაქციას. მაგალითად, მილების და ბატარეების სიცოცხლის გახანგრძლივების მიზნით, წყლის გათბობის სისტემას ემატება კოროზიის ინჰიბიტორები. მანქანებში, კოროზიის ინჰიბიტორები ემატება სამუხრუჭე სითხეს.

კიდევ რამდენიმე მაგალითი.

ქიმიური რეაქციების სიჩქარის ცოდნას დიდი თეორიული და პრაქტიკული მნიშვნელობა აქვს. მაგალითად, ქიმიურ მრეწველობაში, ნივთიერების წარმოებაში, აღჭურვილობის ზომა და პროდუქტიულობა, მიღებული პროდუქტის რაოდენობა დამოკიდებულია რეაქციის სიჩქარეზე.

სხვადასხვა ქიმიურ რეაქციას განსხვავებული სიჩქარე აქვს. ზოგიერთი რეაქცია წამის ნაწილებში ხდება, ზოგს თვეები ან წლებიც კი სჭირდება. შესწავლილია ქიმიური რეაქციების სიჩქარე ქიმიური კინეტიკა.

ძირითადი ცნებები, რომლითაც მოქმედებს ქიმიური კინეტიკა, არის ქიმიური სისტემადა ფაზა:

• ქიმიური სისტემა- ნივთიერება (ნივთიერებათა ნაკრები);
• ქიმიური ფაზასისტემის ნაწილი, რომელიც განცალკევებულია სხვა ნაწილებისგან ინტერფეისი.

ერთფაზიან სისტემებს ე.წ ერთგვაროვანიან ერთგვაროვანიმაგალითად, გაზის ნარევები ან ხსნარები. რეაქციები, რომლებიც მიმდინარეობს ერთგვაროვან სისტემებში, ეწოდება ერთგვაროვანი რეაქციები, ასეთი რეაქციები მიმდინარეობს ნარევის მთელ მოცულობაში.

რამდენიმე ფაზისგან შემდგარ სისტემას უწოდებენ ჰეტეროგენულიან ჰეტეროგენულიმაგ: თხევადი+მყარი. ჰეტეროგენულ სისტემებში წარმოქმნილ რეაქციებს უწოდებენ ჰეტეროგენული რეაქციები, ასეთი რეაქციები ხდება მხოლოდ ინტერფეისზე.

ჰომოგენური რეაქციის სიჩქარე

ერთგვაროვანი რეაქციის სიჩქარე არის ნივთიერების რაოდენობა (ν), რომელიც წარმოიქმნება რეაქციის შედეგად დროის ერთეულზე (t) სისტემის ერთეული მოცულობისთვის (V):

• ν 1 - ნივთიერების მოლების რაოდენობა t 1 დროს;
• ν 2 - ნივთიერების მოლების რაოდენობა t 2 დროს;

მოლური მოცულობის კონცენტრაციანივთიერებები (C, მოლ / ლ) - ნივთიერების მოლების რაოდენობის თანაფარდობა (ν) სარეაქციო ნარევის მთელ მოცულობასთან (V): C=v/V.

ერთგვაროვანი რეაქციის სიჩქარე უდრის რეაგენტის კონცენტრაციის ცვლილებას დროის ერთეულზე.

იმ შემთხვევაში, თუ ჩვენ ვსაუბრობთ ერთ-ერთი რეაქციის პროდუქტის კონცენტრაციაზე, გამოსახულებაში იდება პლუს ნიშანი, თუ ერთ-ერთი ორიგინალური ნივთიერების კონცენტრაცია არის მინუს ნიშანი.

ჰეტეროგენული რეაქციის სიჩქარე

როგორც ზემოთ აღინიშნა, მთავარი განსხვავება ჰეტეროგენულ და ერთგვაროვან რეაქციებს შორის არის ის, რომ რეაქცია ხდება ინტერფეისზე.

ჰეტეროგენული რეაქციის სიჩქარე (v het) არის ნივთიერების რაოდენობა (ν), რომელიც წარმოიქმნება დროის ერთეულზე (t) ერთეულ ინტერფეისზე (S).

ძირითადი ფაქტორები, რომლებიც გავლენას ახდენენ რეაქციების სიჩქარეზე:

• რეაგენტების ბუნება;
• კონცენტრაცია;
• ტემპერატურა;
• კატალიზატორები;
• რეაგენტების ნაწილაკების ზომები;
• წნევა.

ბოლო ორი პუნქტი ეხება ჰეტეროგენულ რეაქციებს.

რეაგენტების ბუნება

ნივთიერებების მოლეკულებს შორის ქიმიური ურთიერთქმედების აუცილებელი პირობაა მათი ერთმანეთთან შეჯახება მოლეკულის „სასურველ“ ადგილზე, ე.წ. ფართობი მაღალი რეაქტიულობით. კრივშიც ასეა: თუ მოკრივე მოწინააღმდეგის ხელთათმანებს ურტყამს, მაშინ რეაქცია არ იქნება; მაგრამ თუ დარტყმა მოწინააღმდეგეს თავზე დაეცემა, მაშინ ნოკაუტის (რეაქციის) ალბათობა მნიშვნელოვნად იზრდება; და თუ ამავდროულად დარტყმის ძალა (მოლეკულების შეჯახების ძალა) დიდია, მაშინ ნოკაუტი (რეაქცია) გარდაუვალი ხდება.

ზემოაღნიშნულიდან გამომდინარე, შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ რაც უფრო რთულია მოლეკულა, მით უფრო მცირეა მისი უაღრესად რეაქტიული ადგილი. აქედან გამომდინარე, რაც უფრო დიდი და რთულია რეაქტიული ნივთიერებების მოლეკულები, მით უფრო დაბალია რეაქციის სიჩქარე.

რეაგენტის კონცენტრაცია

რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია მოლეკულური შეჯახების რაოდენობისა. რაც უფრო მაღალია რეაგენტების კონცენტრაცია, რაც უფრო მეტია შეჯახება, მით უფრო მაღალია ქიმიური რეაქციის სიჩქარე. მაგალითად, სუფთა ჟანგბადში წვა ხდება ბევრად უფრო სწრაფად, ვიდრე ჩვეულებრივ ჰაერში.

თუმცა, უნდა ითქვას, რომ რამდენიმე ეტაპად მიმდინარე კომპლექსურ რეაქციებში; ასეთი დამოკიდებულება არ შეინიშნება. ეს საშუალებას გაძლევთ განსაზღვროთ რომელი რეაგენტი არ არის ჩართული რეაქციის ყველაზე ნელ სტადიაში, რაც განსაზღვრავს რეაქციის სიჩქარეს.

რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება რეაგენტების კონცენტრაციაზე გამოიხატება როგორც მოქმედი მასების კანონი, რომელიც აღმოაჩინეს 1867 წელს ნორვეგიელმა მეცნიერებმა გულდბერგმა და ვააგემ.

განტოლებით აღწერილი პირობითი რეაქციის სიჩქარე (v). aA+bB=cC+dD, მასის მოქმედების კანონის შესაბამისად, გამოითვლება ფორმულით, რომელიც ე.წ რეაქციის კინეტიკური განტოლება:

V=k [A] a [B] ბ

• [A], [B] - საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაციები;
• k არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივი, რომელიც უდრის ამ რეაქციის სიჩქარეს რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციებში, რომლებიც უდრის თითოეულს 1 მოლი.

კარ არის დამოკიდებული რეაგენტების კონცენტრაციაზე, მაგრამ დამოკიდებულია მათ ბუნებასა და ტემპერატურაზე.

რეაქციის კინეტიკური განტოლების მიხედვით შესაძლებელია რეაქციის ცვლილების სიჩქარის დადგენა რეაგენტების კონცენტრაციის ცვლილების მიხედვით.

კინეტიკური განტოლებების მაგალითები:

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g) v \u003d k 2 CuO (t) + H 2 (g) \u003d Cu (t) + H 2 O (g) v \u003d k 2

გაითვალისწინეთ, რომ კინეტიკური განტოლებები არ შეიცავს მყარი ნივთიერებების კონცენტრაციას, მხოლოდ აირისებრ და გახსნილს.

რეაგენტის ტემპერატურა

ტემპერატურის მატებასთან ერთად მოლეკულები უფრო სწრაფად მოძრაობენ, შესაბამისად იზრდება მათი ერთმანეთთან შეჯახების რაოდენობა. გარდა ამისა, იზრდება მოლეკულების კინეტიკური ენერგია, რაც ზრდის შეჯახების ეფექტურობას, რაც საბოლოოდ განსაზღვრავს რეაქციის სიჩქარეს.

Მიხედვით გააქტიურების თეორიაქიმიურ რეაქციაში მონაწილეობის მიღება შეუძლიათ მხოლოდ მოლეკულებს, რომელთა ენერგია აღემატება გარკვეულ საშუალო მნიშვნელობას. მოლეკულების საშუალო ენერგიის ჭარბი მნიშვნელობა ეწოდება აქტივაციის ენერგია. ეს ენერგია აუცილებელია საწყისი ნივთიერებების მოლეკულებში ქიმიური ბმების შესუსტებისთვის. მოლეკულებს, რომლებსაც აქვთ საჭირო ჭარბი ენერგია, რათა მათ რეაგირება მოახდინონ, ეწოდებათ აქტიური მოლეკულები. რაც უფრო მაღალია ტემპერატურა, რაც უფრო აქტიურია მოლეკულები, მით უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე.

რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურულ დამოკიდებულებას ახასიათებს ვანტ ჰოფის წესი:

მათემატიკურად, van't Hoff-ის წესი გამოიხატება შემდეგი ფორმულით:

• γ - ტემპერატურული კოეფიციენტი, რომელიც აჩვენებს რეაქციის სიჩქარის ზრდას 10°C ტემპერატურის მატებით;
• v 1 - რეაქციის სიჩქარე t 1 ტემპერატურაზე;
• v 2 - რეაქციის სიჩქარე t 2 ტემპერატურაზე;

კატალიზატორები

კატალიზატორები- ეს არის ნივთიერებები, რომლებიც გავლენას ახდენენ რეაქციის სიჩქარეზე, მაგრამ თავად არ მოიხმარენ.

რეაქციებს, რომლებიც მოიცავს კატალიზატორებს ე.წ კატალიზური რეაქციები.

კატალიზატორის მთავარი მოქმედება არის რეაქციის აქტივაციის ენერგიის შემცირება, რის შედეგადაც იზრდება ეფექტური მოლეკულური შეჯახების რაოდენობა.

კატალიზატორებს შეუძლიათ მილიონჯერ დააჩქარონ რეაქცია!

კატალიზის ორი ტიპი არსებობს:

• ერთგვაროვანი (ერთგვაროვანი) კატალიზი- კატალიზატორი და რეაგენტები ქმნიან ერთ ფაზას: აირი ან ხსნარი;
• ჰეტეროგენული (არაერთგვაროვანი) კატალიზი- კატალიზატორი არის დამოუკიდებელი ფაზის სახით.

კატალიზური რეაქციების მექანიზმი ძალიან რთულია და ბოლომდე არ არის ცნობილი. ერთ-ერთი მეცნიერული ჰიპოთეზის თანახმად, კატალიზური რეაქციების დროს კატალიზატორი და რეაგენტი რეაგირებენ შუალედური ნაერთის წარმოქმნით, რომელიც ბევრად უფრო აქტიურად რეაგირებს სხვა საწყის მასალასთან საბოლოო რეაქციის პროდუქტის შესაქმნელად, ხოლო თავად კატალიზატორი გამოიყოფა თავისუფალი სახელმწიფო.

კატალიზატორებს ჩვეულებრივ ესმით, როგორც ნივთიერებებს, რომლებიც აჩქარებენ რეაქციას, მაგრამ არის ნივთიერებები, რომლებიც ანელებენ რეაქციის მიმდინარეობას - მათ ე.წ. ინჰიბიტორები.

ბიოლოგიურ კატალიზატორებს ე.წ ფერმენტები. ფერმენტები არის ცილები.

რეაგენტის ნაწილაკების ზომა

აიღეთ ასანთი და მიიტანეთ ნახშირის ნაჭერზე. ნაკლებად სავარაუდოა, რომ ქვანახშირს ასანთის გასვლამდე ცეცხლის გაჩენის დრო ექნება. დავფქვათ ქვანახშირი და გავიმეოროთ ექსპერიმენტი - ქვანახშირის მტვერი არა მხოლოდ ცეცხლს წაიღებს, არამედ ძალიან სწრაფად დაიწვება - მოხდება აფეთქება (ძირითადი საფრთხე ქვანახშირის მაღაროებში). Რა ხდება?

ნახშირის დამსხვრევით ჩვენ მკვეთრად ვზრდით მის ზედაპირს. რაც უფრო დიდია ზედაპირის ფართობი, რომელზეც ხდება მოლეკულების შეჯახება, მით უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე.

რეაგენტის წნევა

აირისებრი რეაგენტების წნევა მათი კონცენტრაციის მსგავსია - რაც უფრო მაღალია წნევა - მით უფრო მაღალია კონცენტრაცია - მით უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე, რადგან იზრდება მოლეკულური შეჯახების რაოდენობა. კონცენტრაციის მსგავსად, რეაქტიული წნევა არ "მუშაობს" რთულ რეაქციებში.