Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης και παράγοντες που την επηρεάζουν. Ρυθμός χημικής αντίδρασης: συνθήκες, παραδείγματα

Κινητική– η επιστήμη των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων.

Ταχύτητα χημική αντίδραση – ο αριθμός των στοιχειωδών πράξεων χημικής αλληλεπίδρασης που λαμβάνουν χώρα ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου (ομογενής) ή ανά μονάδα επιφάνειας (ετερογενής).

Αληθινή ταχύτητα αντίδρασης:

2. Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης

Για ομοιογενείς, ετερογενείς αντιδράσεις:

1) συγκέντρωση αντιδρώντων ουσιών.

2) θερμοκρασία?

3) καταλύτης?

4) αναστολέας.

Μόνο για ετερογενείς:

1) ο ρυθμός παροχής των αντιδρώντων ουσιών στη διεπαφή φάσης.

2) εμβαδόν επιφάνειας.

Ο κύριος παράγοντας είναι η φύση των αντιδρώντων - η φύση των δεσμών μεταξύ των ατόμων στα μόρια των αντιδρώντων.

NO 2 – οξείδιο του αζώτου (IV) – ουρά αλεπούς, CO – μονοξείδιο του άνθρακα, μονοξείδιο του άνθρακα.

Εάν οξειδωθούν με οξυγόνο, τότε στην πρώτη περίπτωση η αντίδραση θα συμβεί αμέσως, μόλις ανοίξετε το καπάκι του δοχείου, στη δεύτερη περίπτωση η αντίδραση παρατείνεται με την πάροδο του χρόνου.

Η συγκέντρωση των αντιδρώντων θα συζητηθεί παρακάτω.

Το μπλε ωχρότητα δείχνει τη στιγμή της καθίζησης του θείου, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα.

Ρύζι. 10

Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του Na 2 S 2 O 3, τόσο λιγότερος χρόνος διαρκεί η αντίδραση. Το γράφημα (Εικ. 10) δείχνει μια ευθέως αναλογική σχέση. Η ποσοτική εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών εκφράζεται από τον LMA (νόμος της δράσης μάζας), ο οποίος δηλώνει: ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών.

Ετσι, βασικός νόμος της κινητικήςείναι ένας πειραματικά καθιερωμένος νόμος: ο ρυθμός μιας αντίδρασης είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, για παράδειγμα: (δηλαδή για μια αντίδραση)

Για αυτήν την αντίδραση H 2 + J 2 = 2HJ - ο ρυθμός μπορεί να εκφραστεί ως αλλαγή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις ουσίες. Εάν η αντίδραση προχωρήσει από τα αριστερά προς τα δεξιά, τότε η συγκέντρωση των Η2 και J2 θα μειωθεί και η συγκέντρωση της HJ θα αυξηθεί καθώς προχωρά η αντίδραση. Για τον ρυθμό στιγμιαίας αντίδρασης, μπορούμε να γράψουμε την έκφραση:

Οι αγκύλες δείχνουν συγκέντρωση.

Φυσικό νόημα k–τα μόρια βρίσκονται σε συνεχή κίνηση, συγκρούονται, αποχωρίζονται και χτυπούν τα τοιχώματα του αγγείου. Προκειμένου η χημική αντίδραση να σχηματίσει HJ, πρέπει να συγκρουστούν τα μόρια H2 και J2. Ο αριθμός τέτοιων συγκρούσεων θα είναι μεγαλύτερος, τόσο περισσότερο περισσότερα μόριαΤα H 2 και J 2 περιέχονται στον όγκο, δηλαδή, τόσο μεγαλύτερες είναι οι τιμές [H 2 ] και . Αλλά τα μόρια κινούνται μαζί σε διαφορετικές ταχύτητες, και συνολικά κινητική ενέργειαδύο συγκρουόμενα μόρια θα είναι διαφορετικά. Εάν τα ταχύτερα μόρια H 2 και J 2 συγκρουστούν, η ενέργειά τους μπορεί να είναι τόσο υψηλή που τα μόρια διασπώνται σε άτομα ιωδίου και υδρογόνου, τα οποία διαχωρίζονται και στη συνέχεια αλληλεπιδρούν με άλλα μόρια H 2 + J 2 > 2H+2J, μετά H + J 2 > HJ + J. Εάν η ενέργεια των συγκρουόμενων μορίων είναι μικρότερη, αλλά αρκετά υψηλή για να αποδυναμώσει τους δεσμούς H – H και J – J, θα συμβεί η αντίδραση σχηματισμού υδροϊωδίου:

Για τα περισσότερα συγκρουόμενα μόρια, η ενέργεια είναι μικρότερη από αυτή που απαιτείται για την αποδυνάμωση των δεσμών στο H 2 και το J 2. Τέτοια μόρια θα συγκρουστούν «αθόρυβα» και επίσης «αθόρυβα» θα διασκορπιστούν, παραμένοντας αυτό που ήταν, H 2 και J 2. Έτσι, όχι όλες, αλλά μόνο μέρος των συγκρούσεων οδηγούν σε χημική αντίδραση. Ο συντελεστής αναλογικότητας (k) δείχνει τον αριθμό των αποτελεσματικών συγκρούσεων που οδηγούν σε αντίδραση σύγκρουσης σε συγκεντρώσεις [H 2 ] = 1 mol. Μέγεθος k–σταθερή ταχύτητα. Πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Ναι, ομοιόμορφη ταχύτητα ευθύγραμμη κίνησηονομάζεται σταθερά διανυσματική ποσότητα, ίσο με την αναλογίακίνηση ενός σώματος σε οποιαδήποτε χρονική περίοδο στην τιμή αυτού του διαστήματος. Αλλά τα μόρια κινούνται χαοτικά, τότε πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Αλλά μια σταθερή ταχύτητα μπορεί να είναι μόνο σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η αναλογία των γρήγορων μορίων των οποίων οι συγκρούσεις οδηγούν σε αντίδραση αυξάνεται, δηλ. αυξάνεται η σταθερά του ρυθμού. Αλλά η αύξηση της σταθεράς ρυθμού δεν είναι απεριόριστη. Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, η ενέργεια των μορίων θα γίνει τόσο υψηλή που σχεδόν όλες οι συγκρούσεις των αντιδρώντων θα είναι αποτελεσματικές. Όταν δύο γρήγορα μόρια συγκρούονται, θα συμβεί μια αντίστροφη αντίδραση.

Θα έρθει μια στιγμή που οι ρυθμοί σχηματισμού 2HJ από H 2 και J 2 και η αποσύνθεση θα είναι ίσοι, αλλά αυτό είναι ήδη χημική ισορροπία. Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων μπορεί να εντοπιστεί χρησιμοποιώντας την παραδοσιακή αντίδραση αλληλεπίδρασης ενός διαλύματος θειοθειικού νατρίου με ένα διάλυμα θειικού οξέος.

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

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

Η αντίδραση (1) εμφανίζεται σχεδόν αμέσως. Ο ρυθμός της αντίδρασης (2) εξαρτάται σε σταθερή θερμοκρασία από τη συγκέντρωση του αντιδρώντος H 2 S 2 O 3. Αυτή ακριβώς είναι η αντίδραση που παρατηρήσαμε - σε αυτή την περίπτωση, η ταχύτητα μετριέται με το χρόνο από την έναρξη των διαλυμάτων για τη συγχώνευση μέχρι την εμφάνιση του ωχρού. Στο άρθρο L. M. Kuznetsova Περιγράφεται η αντίδραση θειοθειικού νατρίου με υδροχλωρικό οξύ. Γράφει ότι όταν τα διαλύματα στραγγίζονται, εμφανίζεται ωχρότητα (θολότητα). Αλλά αυτή η δήλωση του L.M. Kuznetsova είναι λανθασμένη αφού η ωχρότητα και η θολότητα είναι διαφορετικά πράγματα. Opalescence (από opal και λατινικά escentia– επίθημα που σημαίνει αδύναμο αποτέλεσμα) – σκέδαση φωτός από θολά μέσα λόγω της οπτικής τους ανομοιογένειας. Σκέδαση φωτός– απόκλιση των ακτίνων φωτός που διαδίδονται σε ένα μέσο προς όλες τις κατευθύνσεις από την αρχική διεύθυνση. Τα κολλοειδή σωματίδια είναι ικανά να διασκορπίσουν το φως (φαινόμενο Tyndall-Faraday) - αυτό εξηγεί την αδιαφάνεια και την ελαφριά θολότητα κολλοειδές διάλυμα. Κατά τη διεξαγωγή αυτού του πειράματος, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η μπλε ωχρότητα, και στη συνέχεια η πήξη του κολλοειδούς εναιωρήματος του θείου. Η ίδια πυκνότητα του εναιωρήματος σημειώνεται από την ορατή εξαφάνιση οποιουδήποτε σχεδίου (για παράδειγμα, ενός πλέγματος στον πάτο ενός φλιτζανιού) που παρατηρείται από πάνω μέσω του στρώματος του διαλύματος. Ο χρόνος μετράται χρησιμοποιώντας ένα χρονόμετρο από τη στιγμή της αποστράγγισης.

Διαλύματα Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O και H 2 SO 4.

Το πρώτο παρασκευάζεται με διάλυση 7,5 g αλατιού σε 100 ml Η 2 Ο, που αντιστοιχεί σε συγκέντρωση 0,3 Μ. Για να παρασκευάσετε ένα διάλυμα H 2 SO 4 της ίδιας συγκέντρωσης, πρέπει να μετρήσετε 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 και διαλύστε το σε 120 ml H 2 O. Ρίξτε το παρασκευασμένο διάλυμα Na 2 S 2 O 3 σε τρία ποτήρια: 60 ml στο πρώτο, 30 ml στο δεύτερο, 10 ml στο τρίτο. Προσθέστε 30 ml απεσταγμένου H 2 O στο δεύτερο ποτήρι και 50 ml στο τρίτο ποτήρι. Έτσι, και στα τρία ποτήρια θα υπάρχουν 60 ml υγρού, αλλά στο πρώτο η συγκέντρωση αλατιού είναι υπό όρους = 1, στο δεύτερο - ½ και στο τρίτο - 1/6. Αφού παρασκευαστούν τα διαλύματα, ρίξτε 60 ml διαλύματος H 2 SO 4 στο πρώτο ποτήρι με διάλυμα άλατος και ενεργοποιήστε το χρονόμετρο κ.λπ. Λαμβάνοντας υπόψη ότι ο ρυθμός αντίδρασης πέφτει με την αραίωση του διαλύματος Na 2 S 2 O 3, μπορεί να προσδιοριστεί ως ποσότητα αντιστρόφως ανάλογη του χρόνου v = 1/? και κατασκευάστε ένα γράφημα, σχεδιάζοντας τη συγκέντρωση στον άξονα της τετμημένης και τον ρυθμό αντίδρασης στον άξονα των τεταγμένων. Το συμπέρασμα από αυτό είναι ότι ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών. Τα δεδομένα που ελήφθησαν παρατίθενται στον Πίνακα 3. Αυτό το πείραμα μπορεί να εκτελεστεί χρησιμοποιώντας προχοΐδες, αλλά αυτό απαιτεί πολλή εξάσκηση από τον ερμηνευτή, επειδή το γράφημα μπορεί να είναι λανθασμένο.

Πίνακας 3

Ταχύτητα και χρόνος αντίδρασης

Επιβεβαιώνεται ο νόμος Guldberg-Waage - καθηγητής χημείας Gulderg και νεαρός επιστήμονας Waage).

Ας εξετάσουμε τον επόμενο παράγοντα - τη θερμοκρασία.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται. Αυτή η εξάρτηση περιγράφεται από τον κανόνα του Van't Hoff: «Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2 έως 4 φορές».

Οπου ? – συντελεστής θερμοκρασίας, που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 °C.

v 1 – ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία t 1 ;

v 2 -ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία t2.

Για παράδειγμα, μια αντίδραση στους 50 °C διαρκεί δύο λεπτά, πόσος χρόνος θα χρειαστεί για να ολοκληρωθεί η διαδικασία στους 70 °C εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 λεπτά; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

Ακόμη και μια ελαφρά αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί απότομη αύξηση του ρυθμού αντίδρασης των ενεργών συγκρούσεων του μορίου. Σύμφωνα με τη θεωρία ενεργοποίησης, στη διαδικασία συμμετέχουν μόνο εκείνα τα μόρια των οποίων η ενέργεια είναι μεγαλύτερη από τη μέση ενέργεια των μορίων κατά ένα ορισμένο ποσό. Αυτή η περίσσεια ενέργειας είναι ενέργεια ενεργοποίησης. Η φυσική του σημασία είναι η ενέργεια που είναι απαραίτητη για την ενεργό σύγκρουση των μορίων (τροχιακή αναδιάταξη). Ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων, και επομένως ο ρυθμός αντίδρασης, αυξάνεται με τη θερμοκρασία σύμφωνα με έναν εκθετικό νόμο, σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius, ο οποίος αντανακλά την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας από τη θερμοκρασία

Οπου Α -Συντελεστής αναλογικότητας Arrhenius;

k–Η σταθερά του Boltzmann;

Ε Α –ενέργεια ενεργοποίησης?

R -σταθερά αερίου.

T-θερμοκρασία.

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που επιταχύνει τον ρυθμό μιας αντίδρασης χωρίς να καταναλωθεί.

Κατάλυση– το φαινόμενο της αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης παρουσία καταλύτη. Υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς κατάλυση. Ομοιογενής– εάν τα αντιδραστήρια και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης. Ετερογενής– εάν τα αντιδραστήρια και ο καταλύτης είναι διαφορετικοί καταστάσεις συνάθροισης. Σχετικά με την κατάλυση, βλέπε ξεχωριστά (περισσότερα).

Απαγορευτής– ουσία που επιβραδύνει τον ρυθμό αντίδρασης.

Ο επόμενος παράγοντας είναι η επιφάνεια. Όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια του αντιδραστηρίου, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα. Ας εξετάσουμε, χρησιμοποιώντας ένα παράδειγμα, την επίδραση του βαθμού διασποράς στον ρυθμό αντίδρασης.

CaCO 3 – μάρμαρο. Βουτήξτε το μάρμαρο με πλακάκια σε υδροχλωρικό οξύ HCl, περιμένετε πέντε λεπτά, θα διαλυθεί εντελώς.

Μάρμαρο σε σκόνη - θα κάνουμε την ίδια διαδικασία με αυτό, θα διαλυθεί σε τριάντα δευτερόλεπτα.

Η εξίσωση και για τις δύο διαδικασίες είναι η ίδια.

CaCO 3 (s) + HCl (g) = CaCl 2 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Έτσι, κατά την προσθήκη μαρμάρου σε σκόνη, ο χρόνος είναι μικρότερος από ό, τι όταν προσθέτετε μάρμαρο πλάκας, για την ίδια μάζα.

Με την αύξηση της επιφάνειας διεπαφής, ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων αυξάνεται.

Ένας από τους τομείς μελέτης είναι η μελέτη του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης και των συνθηκών που επηρεάζουν την αλλαγή της. φυσικοχημεία- χημική κινητική. Εξετάζει επίσης τους μηχανισμούς αυτών των αντιδράσεων και τη θερμοδυναμική τους εγκυρότητα. Αυτές οι μελέτες είναι σημαντικές όχι μόνο για επιστημονικούς σκοπούς, αλλά και για την παρακολούθηση της αλληλεπίδρασης των συστατικών σε αντιδραστήρες κατά την παραγωγή κάθε είδους ουσιών.

Η έννοια της ταχύτητας στη χημεία

Ο ρυθμός αντίδρασης ονομάζεται συνήθως μια ορισμένη μεταβολή στις συγκεντρώσεις των ενώσεων που εισήλθαν στην αντίδραση (ΔC) ανά μονάδα χρόνου (Δt). Ο μαθηματικός τύπος για την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης έχει ως εξής:

ᴠ = ±ΔC/Δt.

Ο ρυθμός αντίδρασης μετριέται σε mol/l∙s εάν συμβαίνει σε όλο τον όγκο (δηλαδή η αντίδραση είναι ομοιογενής) και σε mol/m 2 ∙s εάν η αλληλεπίδραση συμβαίνει στην επιφάνεια που χωρίζει τις φάσεις (δηλαδή η αντίδραση είναι ετερογενής). Το σύμβολο «-» στον τύπο αναφέρεται σε αλλαγές στις συγκεντρώσεις των αρχικών αντιδρώντων και το σύμβολο «+» αναφέρεται σε μεταβαλλόμενες συγκεντρώσεις των προϊόντων της ίδιας αντίδρασης.

Παραδείγματα αντιδράσεων με διαφορετικούς ρυθμούς

Αλληλεπιδράσεις χημικάμπορεί να πραγματοποιηθεί σε διαφορετικές ταχύτητες. Έτσι, ο ρυθμός ανάπτυξης των σταλακτιτών, δηλαδή ο σχηματισμός ανθρακικού ασβεστίου, είναι μόνο 0,5 mm ανά 100 χρόνια. Ορισμένες βιοχημικές αντιδράσεις συμβαίνουν αργά, όπως η φωτοσύνθεση και η πρωτεϊνοσύνθεση. Η διάβρωση των μετάλλων εμφανίζεται με αρκετά χαμηλό ρυθμό.

Η μέση ταχύτητα μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να περιγράψει αντιδράσεις που απαιτούν μία έως αρκετές ώρες. Ένα παράδειγμα είναι το μαγείρεμα, το οποίο περιλαμβάνει την αποσύνθεση και τον μετασχηματισμό των ενώσεων που περιέχονται στα τρόφιμα. Η σύνθεση μεμονωμένων πολυμερών απαιτεί θέρμανση του μίγματος αντίδρασης για ορισμένο χρόνο.

Ένα παράδειγμα χημικών αντιδράσεων των οποίων η ταχύτητα είναι αρκετά υψηλή είναι οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης, η αλληλεπίδραση διττανθρακικού νατρίου με διάλυμα οξικού οξέος, που συνοδεύεται από την απελευθέρωση διοξειδίου του άνθρακα. Μπορείτε επίσης να αναφέρετε την αλληλεπίδραση του νιτρικού βαρίου με το θειικό νάτριο, στην οποία παρατηρείται η απελευθέρωση ενός ιζήματος αδιάλυτου θειικού βαρίου.

Ένας μεγάλος αριθμός αντιδράσεων μπορεί να συμβεί με αστραπιαία ταχύτητα και συνοδεύονται από έκρηξη. Κλασικό παράδειγμα είναι η αλληλεπίδραση του καλίου με το νερό.

Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

Αξίζει να σημειωθεί ότι οι ίδιες ουσίες μπορούν να αντιδράσουν μεταξύ τους με διαφορετικούς ρυθμούς. Έτσι, για παράδειγμα, ένα μείγμα αέριο οξυγόνοκαι το υδρογόνο μπορεί να μην παρουσιάζει σημάδια αλληλεπίδρασης για πολύ μεγάλο χρονικό διάστημα, αλλά όταν το δοχείο ανακινείται ή χτυπιέται, η αντίδραση γίνεται εκρηκτική. Επομένως, η χημική κινητική προσδιορίζει ορισμένους παράγοντες που έχουν την ικανότητα να επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Αυτά περιλαμβάνουν:

• τη φύση των ουσιών που αλληλεπιδρούν·
• συγκέντρωση αντιδραστηρίων·
• αλλαγή θερμοκρασίας?
• παρουσία καταλύτη.
• αλλαγή πίεσης (για αέριες ουσίες).
• περιοχή επαφής ουσιών (αν μιλάμε για ετερογενείς αντιδράσεις).

Επιρροή της φύσης της ουσίας

Εξηγείται μια τόσο σημαντική διαφορά στους ρυθμούς των χημικών αντιδράσεων διαφορετικές έννοιεςενέργεια ενεργοποίησης (Ea). Εννοείται ως μια ορισμένη πλεονάζουσα ποσότητα ενέργειας σε σύγκριση με τη μέση τιμή της που απαιτείται από ένα μόριο κατά τη διάρκεια μιας σύγκρουσης για να συμβεί μια αντίδραση. Μετριέται σε kJ/mol και οι τιμές είναι συνήθως στην περιοχή 50-250.

Είναι γενικά αποδεκτό ότι εάν E a = 150 kJ/mol για οποιαδήποτε αντίδραση, τότε στο n. u. πρακτικά δεν διαρρέει. Αυτή η ενέργεια δαπανάται για την υπερνίκηση της απώθησης μεταξύ των μορίων των ουσιών και για την αποδυνάμωση των δεσμών στις αρχικές ουσίες. Με άλλα λόγια, η ενέργεια ενεργοποίησης χαρακτηρίζει τη δύναμη χημικούς δεσμούςσε ουσίες. Με βάση την τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης, μπορείτε να εκτιμήσετε προκαταρκτικά τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης:

• Ε α< 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, μόνο ένα πολύ μικρό μέρος των συγκρούσεων σωματιδίων θα οδηγήσει σε αντίδραση και η ταχύτητά του θα είναι χαμηλή.

Επίδραση συγκέντρωσης

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση χαρακτηρίζεται με μεγαλύτερη ακρίβεια από τον νόμο της δράσης μάζας (LMA), ο οποίος δηλώνει:

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών, οι τιμές των οποίων λαμβάνονται σε δυνάμεις που αντιστοιχούν στους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.

Αυτός ο νόμος είναι κατάλληλος για στοιχειώδεις αντιδράσεις ενός σταδίου, ή οποιοδήποτε στάδιο της αλληλεπίδρασης ουσιών που χαρακτηρίζεται από έναν πολύπλοκο μηχανισμό.

Εάν χρειάζεται να προσδιορίσετε τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, η εξίσωση της οποίας μπορεί να γραφτεί υπό όρους ως:

αA+ bB = ϲС, τότε

σύμφωνα με την παραπάνω διατύπωση του νόμου, η ταχύτητα μπορεί να βρεθεί χρησιμοποιώντας την εξίσωση:

V=k·[A] a ·[B] b , όπου

Τα α και β είναι στοιχειομετρικοί συντελεστές,

[Α] και [Β] είναι οι συγκεντρώσεις των αρχικών ενώσεων,

k είναι η σταθερά ταχύτητας της υπό εξέταση αντίδρασης.

Η έννοια του συντελεστή ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης είναι ότι η τιμή της θα είναι ίση με την ταχύτητα εάν οι συγκεντρώσεις των ενώσεων είναι ίσες με μονάδες. Θα πρέπει να σημειωθεί ότι για τον σωστό υπολογισμό χρησιμοποιώντας αυτόν τον τύπο, αξίζει να ληφθεί υπόψη η κατάσταση συσσωμάτωσης των αντιδραστηρίων. Η συγκέντρωση του στερεού λαμβάνεται ως μονάδα και δεν περιλαμβάνεται στην εξίσωση επειδή παραμένει σταθερή κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Έτσι, μόνο οι συγκεντρώσεις υγρών και αέριων ουσιών περιλαμβάνονται στους υπολογισμούς σύμφωνα με το ZDM. Έτσι, για την αντίδραση παραγωγής διοξειδίου του πυριτίου από απλές ουσίες, που περιγράφεται από την εξίσωση

Si (tv) + Ο 2(g) = SiΟ 2(tv) ,

η ταχύτητα θα καθοριστεί από τον τύπο:

Τυπική εργασία

Πώς θα άλλαζε ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης του μονοξειδίου του αζώτου με το οξυγόνο εάν οι συγκεντρώσεις των αρχικών ενώσεων διπλασιάζονταν;

Λύση: Αυτή η διαδικασία αντιστοιχεί στην εξίσωση αντίδρασης:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

Ας γράψουμε τις εκφράσεις για τον αρχικό (ᴠ 1) και τον τελικό (ᴠ 2) ρυθμό αντίδρασης:

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] και

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.

Απάντηση: αυξήθηκε 8 φορές.

Επίδραση της θερμοκρασίας

Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία προσδιορίστηκε πειραματικά από τον Ολλανδό επιστήμονα J. H. van't Hoff. Βρήκε ότι ο ρυθμός πολλών αντιδράσεων αυξάνεται 2-4 φορές με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς. Υπάρχει μια μαθηματική έκφραση για αυτόν τον κανόνα που μοιάζει με:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10, όπου

ᴠ 1 και ᴠ 2 - αντίστοιχες ταχύτητες σε θερμοκρασίες Τ 1 και Τ 2.

γ - συντελεστής θερμοκρασίας, ίσος με 2-4.

Ταυτόχρονα, αυτός ο κανόνας δεν εξηγεί τον μηχανισμό της επίδρασης της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας συγκεκριμένης αντίδρασης και δεν περιγράφει ολόκληρο το σύνολο των μοτίβων. Είναι λογικό να συμπεράνουμε ότι με την αύξηση της θερμοκρασίας, η χαοτική κίνηση των σωματιδίων εντείνεται και αυτό προκαλεί μεγαλύτερο αριθμό συγκρούσεων. Ωστόσο, αυτό δεν επηρεάζει ιδιαίτερα την αποτελεσματικότητα των μοριακών συγκρούσεων, καθώς εξαρτάται κυρίως από την ενέργεια ενεργοποίησης. Επίσης, η χωρική αντιστοιχία μεταξύ τους παίζει σημαντικό ρόλο στην αποτελεσματικότητα των συγκρούσεων σωματιδίων.

Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία, λαμβάνοντας υπόψη τη φύση των αντιδραστηρίων, υπακούει στην εξίσωση Arrhenius:

k = A 0 e -Ea/RΤ, όπου

Το A o είναι πολλαπλασιαστής.

Ε α - ενέργεια ενεργοποίησης.

Ένα παράδειγμα προβλήματος που χρησιμοποιεί το νόμο του van't Hoff

Πώς πρέπει να αλλάξει η θερμοκρασία ώστε ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης, της οποίας ο συντελεστής θερμοκρασίας είναι αριθμητικά ίσος με 3, να αυξηθεί κατά 27 φορές;

Διάλυμα. Ας χρησιμοποιήσουμε τον τύπο

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10.

Από τη συνθήκη ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27, και γ = 3. Πρέπει να βρείτε ΔΤ = Τ 2 -Τ 1.

Μεταμορφώνοντας τον αρχικό τύπο παίρνουμε:

V 2 /V 1 =γ ΔΤ/10.

Αντικαθιστούμε τις τιμές: 27 = 3 ΔΤ/10.

Από αυτό είναι σαφές ότι ΔΤ/10 = 3 και ΔΤ = 30.

Απάντηση: η θερμοκρασία πρέπει να αυξηθεί κατά 30 βαθμούς.

Επίδραση καταλυτών

Στη φυσική χημεία, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων μελετάται επίσης ενεργά από ένα τμήμα που ονομάζεται κατάλυση. Τον ενδιαφέρει πώς και γιατί σχετικά μικρές ποσότητες ορισμένων ουσιών αυξάνουν σημαντικά τον ρυθμό αλληλεπίδρασης άλλων. Οι ουσίες που μπορούν να επιταχύνουν μια αντίδραση, αλλά δεν καταναλώνονται οι ίδιες σε αυτήν, ονομάζονται καταλύτες.

Έχει αποδειχθεί ότι οι καταλύτες αλλάζουν τον μηχανισμό της ίδιας της χημικής αλληλεπίδρασης και συμβάλλουν στην εμφάνιση νέων μεταβατικών καταστάσεων, οι οποίες χαρακτηρίζονται από χαμηλότερα ύψη ενεργειακού φραγμού. Δηλαδή, βοηθούν στη μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης και επομένως αυξάνουν τον αριθμό των αποτελεσματικών επιπτώσεων των σωματιδίων. Ένας καταλύτης δεν μπορεί να προκαλέσει μια αντίδραση που είναι ενεργειακά αδύνατη.

Έτσι, το υπεροξείδιο του υδρογόνου μπορεί να αποσυντεθεί για να σχηματίσει οξυγόνο και νερό:

N 2 Ο 2 = N 2 Ο + Ο 2.

Αλλά αυτή η αντίδραση είναι πολύ αργή και στα κιτ πρώτων βοηθειών μας υπάρχει αμετάβλητη για αρκετό καιρό. Όταν ανοίγετε μόνο πολύ παλιά μπουκάλια υπεροξειδίου, μπορεί να παρατηρήσετε έναν ελαφρύ ήχο που προκαλείται από την πίεση του οξυγόνου στα τοιχώματα του αγγείου. Η προσθήκη μόνο μερικών κόκκων οξειδίου του μαγνησίου θα προκαλέσει ενεργό απελευθέρωση αερίου.

Η ίδια αντίδραση αποσύνθεσης υπεροξειδίου, αλλά υπό την επίδραση της καταλάσης, εμφανίζεται κατά τη θεραπεία τραυμάτων. Οι ζωντανοί οργανισμοί περιέχουν πολλές διαφορετικές ουσίες που αυξάνουν τον ρυθμό των βιοχημικών αντιδράσεων. Συνήθως ονομάζονται ένζυμα.

Οι αναστολείς έχουν το αντίθετο αποτέλεσμα στην πορεία των αντιδράσεων. Ωστόσο, αυτό δεν είναι πάντα κακό. Οι αναστολείς χρησιμοποιούνται για την προστασία των μεταλλικών προϊόντων από τη διάβρωση, για την παράταση της διάρκειας ζωής των τροφίμων, για παράδειγμα, για την πρόληψη της οξείδωσης των λιπών.

Περιοχή επαφής με την ουσία

Σε περίπτωση που η αλληλεπίδραση συμβαίνει μεταξύ ενώσεων που έχουν διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης ή μεταξύ ουσιών που δεν είναι ικανές να σχηματίσουν ομοιογενές περιβάλλον (μη αναμίξιμα υγρά), τότε αυτός ο παράγοντας επηρεάζει επίσης σημαντικά τον ρυθμό της χημικής αντίδρασης. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ετερογενείς αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα απευθείας στη διεπιφάνεια μεταξύ των φάσεων των ουσιών που αλληλεπιδρούν. Προφανώς, όσο ευρύτερο αυτό το όριο, τόσο περισσότερα σωματίδια έχουν την ευκαιρία να συγκρουστούν και τόσο πιο γρήγορα συμβαίνει η αντίδραση.

Για παράδειγμα, πηγαίνει πολύ πιο γρήγορα με τη μορφή μικρών τσιπ παρά με τη μορφή κορμού. Για τον ίδιο σκοπό, πολλά στερεά αλέθονται σε λεπτή σκόνη πριν προστεθούν στο διάλυμα. Έτσι, η κιμωλία σε σκόνη (ανθρακικό ασβέστιο) δρα πιο γρήγορα με το υδροχλωρικό οξύ από ένα κομμάτι της ίδιας μάζας. Ωστόσο, εκτός από την αύξηση της επιφάνειας, αυτή η τεχνική οδηγεί και σε χαοτική ρήξη του κρυσταλλικού πλέγματος της ουσίας, και ως εκ τούτου αυξάνει την αντιδραστικότητα των σωματιδίων.

Μαθηματικά, ο ρυθμός μιας ετερογενούς χημικής αντίδρασης βρίσκεται ως η αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας (Δν) που συμβαίνει ανά μονάδα χρόνου (Δt) ανά μονάδα επιφάνειας

(S): V = Δν/(S·Δt).

Επίδραση της πίεσης

Μια αλλαγή στην πίεση στο σύστημα έχει αποτέλεσμα μόνο όταν στην αντίδραση συμμετέχουν αέρια. Η αύξηση της πίεσης συνοδεύεται από αύξηση των μορίων μιας ουσίας ανά μονάδα όγκου, δηλαδή η συγκέντρωσή της αυξάνεται αναλογικά. Αντίθετα, μια μείωση της πίεσης οδηγεί σε ισοδύναμη μείωση της συγκέντρωσης του αντιδραστηρίου. Σε αυτή την περίπτωση, ο τύπος που αντιστοιχεί στο ZDM είναι κατάλληλος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης.

Εργο. Πώς θα αυξηθεί ο ρυθμός της αντίδρασης που περιγράφεται από την εξίσωση;

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

αν ο όγκος ενός κλειστού συστήματος μειωθεί κατά τρεις φορές (T=const);

Διάλυμα. Καθώς ο όγκος μειώνεται, η πίεση αυξάνεται αναλογικά. Ας γράψουμε τις εκφράσεις για τον αρχικό (V 1) και τον τελικό (V 2) ρυθμό αντίδρασης:

V 1 = k 2 [Ο 2 ] και

V 2 = k·(3·) 2 ·3·[Ο 2 ] = k·9[ΝΟ] 2 ·3[Ο 2 ].

Για να βρείτε πόσες φορές η νέα ταχύτητα είναι μεγαλύτερη από την αρχική, θα πρέπει να διαχωρίσετε την αριστερή και τη δεξιά πλευρά των παραστάσεων:

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

Οι τιμές συγκέντρωσης και οι σταθερές ρυθμού μειώνονται και αυτό που μένει είναι:

V 2 /V 1 = 9 3/1 = 27.

Απάντηση: η ταχύτητα έχει αυξηθεί 27 φορές.

Συνοψίζοντας, πρέπει να σημειωθεί ότι η ταχύτητα αλληλεπίδρασης των ουσιών, ή ακριβέστερα, η ποσότητα και η ποιότητα των συγκρούσεων των σωματιδίων τους, επηρεάζεται από πολλούς παράγοντες. Πρώτα απ 'όλα, αυτές είναι η ενέργεια ενεργοποίησης και η γεωμετρία των μορίων, που είναι σχεδόν αδύνατο να διορθωθούν. Όσον αφορά τις υπόλοιπες συνθήκες, για να αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης θα πρέπει:

• αύξηση της θερμοκρασίας του μέσου αντίδρασης.
• αύξηση των συγκεντρώσεων των αρχικών ενώσεων.
• αυξήστε την πίεση στο σύστημα ή μειώστε τον όγκο του εάν μιλάμε για αέρια.
• φέρτε ανόμοιες ουσίες σε μια κατάσταση συσσωμάτωσης (για παράδειγμα, διαλύοντάς τις σε νερό) ή αυξήστε την περιοχή επαφής τους.

Στη ζωή συναντάμε διαφορετικές χημικές αντιδράσεις. Μερικά από αυτά, όπως η σκουριά του σιδήρου, μπορούν να διαρκέσουν αρκετά χρόνια. Άλλα, όπως η ζύμωση ζάχαρης σε αλκοόλ, χρειάζονται αρκετές εβδομάδες. Τα καυσόξυλα σε μια σόμπα καίγονται σε μερικές ώρες και η βενζίνη σε έναν κινητήρα καίγεται σε κλάσματα δευτερολέπτου.

Για να μειωθεί το κόστος του εξοπλισμού, τα χημικά εργοστάσια αυξάνουν την ταχύτητα των αντιδράσεων. Και ορισμένες διεργασίες, για παράδειγμα, η αλλοίωση των τροφίμων και η διάβρωση μετάλλων, πρέπει να επιβραδυνθούν.

Ρυθμός χημικής αντίδρασηςμπορεί να εκφραστεί ως μεταβολή της ποσότητας της ύλης (n, modulo) ανά μονάδα χρόνου (t) - συγκρίνετε την ταχύτητα ενός κινούμενου σώματος στη φυσική ως μεταβολή των συντεταγμένων ανά μονάδα χρόνου: υ = Δx/Δt. Για να μην εξαρτάται η ταχύτητα από τον όγκο του δοχείου στο οποίο γίνεται η αντίδραση, διαιρούμε την έκφραση με τον όγκο των αντιδρώντων ουσιών (v), δηλαδή παίρνουμεαλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου, ή αλλαγή στη συγκέντρωση μιας από τις ουσίες ανά μονάδα χρόνου:

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

όπου c = n / v είναι η συγκέντρωση της ουσίας,

Το Δ (διαβάστε "δέλτα") είναι ένας γενικά αποδεκτός προσδιορισμός για μια αλλαγή στην τιμή.

Εάν οι ουσίες έχουν διαφορετικούς συντελεστές στην εξίσωση, ο ρυθμός αντίδρασης για καθεμία από αυτές που υπολογίζεται χρησιμοποιώντας αυτόν τον τύπο θα είναι διαφορετικός. Για παράδειγμα, 2 mole διοξειδίου του θείου αντέδρασαν πλήρως με 1 mole οξυγόνου σε 10 δευτερόλεπτα σε 1 λίτρο:

2SO2 + O2 = 2SO3

Ο ρυθμός οξυγόνου θα είναι: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Ταχύτητα για το διοξείδιο του θείου: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- αυτό δεν χρειάζεται να απομνημονευτεί και να ειπωθεί κατά τη διάρκεια της εξέτασης, το παράδειγμα δίνεται για να μην μπερδευτούμε αν προκύψει αυτή η ερώτηση.

Ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων (που περιλαμβάνουν στερεά) εκφράζεται συχνά ανά μονάδα επιφάνειας επιφανειών που έρχονται σε επαφή:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Οι αντιδράσεις ονομάζονται ετερογενείς όταν τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις:

• ένα στερεό με ένα άλλο στερεό, υγρό ή αέριο,
• δύο μη αναμίξιμα υγρά
• υγρό με αέριο.

Οι ομοιογενείς αντιδράσεις συμβαίνουν μεταξύ ουσιών σε μία φάση:

• μεταξύ καλά αναμεμειγμένων υγρών,
• αέρια,
• ουσίες σε διαλύματα.

Συνθήκες που επηρεάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων

1) Η ταχύτητα αντίδρασης εξαρτάται από φύση των αντιδρώντων. Με απλά λόγια, διαφορετικές ουσίες αντιδρούν με διαφορετικούς ρυθμούς. Για παράδειγμα, ο ψευδάργυρος αντιδρά βίαια με το υδροχλωρικό οξύ, ενώ ο σίδηρος αντιδρά μάλλον αργά.

2) Όσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης, τόσο πιο γρήγορη συγκέντρωσηουσίες. Ο ψευδάργυρος θα αντιδράσει πολύ περισσότερο με ένα πολύ αραιό οξύ.

3) Η ταχύτητα αντίδρασης αυξάνεται σημαντικά με την αύξηση θερμοκρασία. Για παράδειγμα, για να καεί το καύσιμο, είναι απαραίτητο να το ανάψετε, δηλ. να αυξήσετε τη θερμοκρασία. Για πολλές αντιδράσεις, μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C συνοδεύεται από 2-4 φορές αύξηση του ρυθμού.

4) Ταχύτητα ετερογενήςοι αντιδράσεις αυξάνονται με την αύξηση επιφάνειες αντιδρώντων ουσιών. Τα στερεά συνήθως αλέθονται για το σκοπό αυτό. Για παράδειγμα, για να αντιδράσουν οι σκόνες σιδήρου και θείου όταν θερμαίνονται, ο σίδηρος πρέπει να έχει τη μορφή λεπτού πριονιδιού.

Σημειώστε ότι σε αυτή την περίπτωση υπονοείται ο τύπος (1)! Ο τύπος (2) εκφράζει την ταχύτητα ανά μονάδα επιφάνειας, επομένως δεν μπορεί να εξαρτάται από την περιοχή.

5) Ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από την παρουσία καταλυτών ή αναστολέων.

Καταλύτες- ουσίες που επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις, αλλά δεν καταναλώνονται. Ένα παράδειγμα είναι η ταχεία αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου με την προσθήκη ενός καταλύτη - οξειδίου του μαγγανίου (IV):

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Το οξείδιο του μαγγανίου (IV) παραμένει στο κάτω μέρος και μπορεί να επαναχρησιμοποιηθεί.

Αναστολείς- ουσίες που επιβραδύνουν την αντίδραση. Για παράδειγμα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται σε ένα σύστημα θέρμανσης νερού για να παρατείνουν τη διάρκεια ζωής των σωλήνων και των μπαταριών. Στα αυτοκίνητα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται στο υγρό φρένων και ψυκτικού υγρού.

Μερικά ακόμη παραδείγματα.

Η επίδραση της φύσης των σωματιδίων που αντιδρούν καθορίζεται από την ατομική τους σύνθεση, τη χωρική δομή και τις μοριακές τους ιδιότητες. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθορίζεται από το ρυθμό θραύσης ορισμένων χημικών δεσμών και το σχηματισμό άλλων. Αυτοί οι μετασχηματισμοί συμβαίνουν σε μια στοιχειώδη πράξη αντίδρασης. Είναι γνωστό ότι μια αλλαγή στο μήκος ενός χημικού δεσμού, στις γωνίες των δεσμών και σε άλλες γεωμετρικές παραμέτρους ενός μορίου συνοδεύεται από αλλαγή της δυναμικής του ενέργειας. Επομένως, η αλληλεπίδραση των σωματιδίων σε μια στοιχειώδη πράξη αντίδρασης θα πρέπει επίσης να χαρακτηρίζεται από μια αλλαγή στη δυναμική ενέργεια ολόκληρου του συστήματος. Δεδομένου ότι τα αντιδρώντα μόρια συνήθως περιέχουν πολλά άτομα, η στοιχειώδης δράση μιας χημικής αντίδρασης χαρακτηρίζεται από πολυδιάστατη επιφάνεια δυναμικής ενέργειας.Αυτή η επιφάνεια δυναμικής ενέργειας αντανακλά την επίδραση των αλλαγών σε κάθε γεωμετρική παράμετρο ενός μορίου στην ενέργεια της αλληλεπίδρασής του με ένα άλλο μόριο και αντίστροφα.

Ωστόσο, η αλληλεπίδραση συνήθως συμβαίνει σε ένα συγκεκριμένο σημείο του μορίου - του κέντρο αντίδρασης.Επομένως, είναι δυνατό να ανιχνευθεί η μεταβολή της δυναμικής ενέργειας ενός αντιδρώντος συστήματος λαμβάνοντας υπόψη έναν περιορισμένο αριθμό παραμέτρων που σχετίζονται μόνο με το κέντρο αντίδρασης. Αυτά μπορεί να είναι, για παράδειγμα, τα μήκη δύο δεσμών: ένας σχηματισμένος και ένας σπασμένος, και η γωνία δεσμού μεταξύ τους. Στη συνέχεια, αντί για την επιφάνεια δυναμικής ενέργειας, μπορούμε να εξετάσουμε την αλλαγή της δυναμικής ενέργειας του αντιδρώντος συστήματος σε σχέση με αυτό το περιορισμένο σύνολο συντεταγμένων του, που ονομάζεται συντεταγμένη αντίδρασης.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό των αντιδράσεων.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται. Στην εξίσωση της χημικής κινητικής  = C A C B η επίδραση της θερμοκρασίας επηρεάζει πρακτικά τη μεταβολή της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης . Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η τιμή της σταθεράς  αυξάνεται, επομένως, αυξάνεται και ο ίδιος ο ρυθμός αντίδρασης.

Αν συμβολίσουμε τη σταθερά ταχύτητας μιας δεδομένης αντίδρασης στη θερμοκρασία T με  T και τη σταθερά ταχύτητας της ίδιας αντίδρασης στη θερμοκρασία (T + 10K) με  T+10K, ο λόγος της δεύτερης ποσότητας προς την πρώτη θα δώσει το τα λεγόμενα συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας αντίδρασης ():

 =  T+10K /  T (22.)

Σύμφωνα με τον κατά προσέγγιση (εμπειρικό) κανόνα Van't Hoff, η τιμή του συντελεστή θερμοκρασίας  κυμαίνεται από 2 έως 4, δηλ. με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 Κ, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται δύο έως τέσσερις φορές.

Εικ.1. εξάρτηση του συντελεστή θερμοκρασίας των ρυθμών αντίδρασης από τη θερμοκρασία στις αντιδράσεις

σχηματισμός (1) και αποσύνθεση του HI (2).

Σύμφωνα με τον κανόνα του Van't Hoff, ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού  για κάθε χημική αντίδραση πρέπει να είναι μια σταθερή τιμή. Ωστόσο, στην πραγματικότητα μειώνεται πολύ με την αύξηση της θερμοκρασίας, κάτι που φαίνεται ξεκάθαρα από το Σχ. 1, που δείχνει τις καμπύλες  = f (T) για τις αντιδράσεις σχηματισμού και αποσύνθεσης υδροϊωδίου. Η αύξηση της θερμοκρασίας κατά 30 Κ (από 743 σε 773 Κ) συνεπάγεται μείωση του συντελεστή θερμοκρασίας της πρώτης αντίδρασης κατά 1,64 φορές, της δεύτερης κατά 1,71 φορές. Για αυτές τις αντιδράσεις, ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει μόνο σε ένα σχετικά στενό εύρος θερμοκρασίας.

Μια πιο ακριβής εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία βρέθηκε από τον Arrhenius (1889). Η εξίσωση Arrhenius έχει τη μορφή

ln  = B  A / T, (23.)

όπου  είναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης. Τα Α και Β είναι σταθερές χαρακτηριστικές μιας δεδομένης αντίδρασης. T – θερμοδυναμική θερμοκρασία.

Από την εξίσωση (6.) είναι σαφές ότι ο λογάριθμος της σταθεράς ρυθμού εξαρτάται γραμμικά από την αντίστροφη θερμοκρασία.

Ο ρυθμός οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων των μορίων που αντιδρούν, καθώς ο αριθμός των συγκρούσεων είναι ανάλογος με τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ουσιών. Ωστόσο, δεν συνοδεύονται όλες οι μοριακές συγκρούσεις από αλληλεπίδραση. Προφανώς, ο ρυθμός αντίδρασης δεν εξαρτάται μόνο από τον αριθμό των συγκρούσεων, αλλά και από ορισμένες ιδιότητες των συγκρουόμενων μορίων. Αυτό το φαινόμενο εξηγείται στη θεωρία ενεργοποίησης Arrhenius.

Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, μόνο εκείνα τα μόρια είναι δραστικά που έχουν το ενεργειακό απόθεμα που είναι απαραίτητο για τη διεξαγωγή μιας συγκεκριμένης αντίδρασης, δηλ. περίσσεια ενέργειας σε σύγκριση με τη μέση ενέργεια του μορίου. Τέτοια μόρια ονομάζονται ενεργόςμόρια. Αυτή η περίσσεια ενέργειας ενός ενεργού μορίου, που καθιστά δυνατή μια χημική αντίδραση, ονομάζεται ενέργειες ενεργοποίησης.Αυτή η ενέργεια συνήθως εκφράζεται σε kJ/kmol. Η ενέργεια ενεργοποίησης είναι μικρότερη από την ενέργεια της διάσπασης των δεσμών στο μόριο, αφού για να αντιδράσει το μόριο δεν είναι καθόλου απαραίτητο να σπάσει τελείως οι δεσμοί, αρκεί απλώς να τους αποδυναμώσει.

Το μέγεθος της ενέργειας ενεργοποίησης εξαρτάται από τη δομή του μορίου και από την αντίδραση στην οποία εισέρχεται αυτό το μόριο, δηλ. Κάθε χημική αντίδραση χαρακτηρίζεται από τη χαρακτηριστική ενέργεια ενεργοποίησής της. Μπορεί να μειωθεί υπό την επίδραση εξωτερικών παραγόντων: αυξημένη θερμοκρασία, ενέργεια ακτινοβολίας, καταλύτες κ.λπ. Η ενέργεια ενεργοποίησης εκδηλώνεται στα ενεργά μόρια με διάφορους τρόπους: τα ενεργά μόρια μπορούν να έχουν μεγαλύτερη ταχύτητα κίνησης, αυξημένη ενέργεια δόνησης των ατόμων στο μόριο κ.λπ.

Η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από την ενέργεια ενεργοποίησης: όσο υψηλότερη είναι, τόσο πιο αργή θα προχωρήσει η αντίδραση. Από την άλλη, όσο χαμηλότερο είναι το ενεργειακό φράγμα μιας αντίδρασης, τόσο μεγαλύτερος ο αριθμός των μορίων θα έχει την απαραίτητη περίσσεια ενέργειας και τόσο πιο γρήγορα θα προχωρήσει αυτή η αντίδραση. Έτσι, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται τελικά από την αναλογία μεταξύ του αριθμού των ενεργών και ανενεργών μορίων.

Στη θεωρία των ενεργών συγκρούσεων, ο Arrhenius έδειξε ότι ο αριθμός των ενεργών μορίων μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον νόμο Maxwell-Boltzmann:

N a = N σύνολο μι E/RT, (24.)

όπου N a είναι ο αριθμός των ενεργών μορίων. Ntot – συνολικός αριθμός μορίων. μι – βάση φυσικών λογαρίθμων. E – ενέργεια ενεργοποίησης. T - θερμοδυναμική θερμοκρασία. R – καθολική σταθερά αερίου.

Έτσι, η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας εξηγείται από το γεγονός ότι με την αύξηση της θερμοκρασίας όχι μόνο αυξάνεται η μέση κινητική ενέργεια των μορίων, αλλά ταυτόχρονα αυξάνεται απότομα η αναλογία των μορίων με ενέργεια πάνω από ένα ορισμένο επίπεδο, δηλ. την αναλογία των ενεργών μορίων ικανών να αντιδράσουν.

Ταχύτητα αντίδρασηςκαθορίζεται από μια αλλαγή στη μοριακή συγκέντρωση ενός από τα αντιδρώντα:

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

Όπου C 1 και C 2 είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των ουσιών στις στιγμές t 1 και t 2, αντίστοιχα (σύμβολο (+) - εάν ο ρυθμός προσδιορίζεται από το προϊόν της αντίδρασης, σύμβολο (-) - από την αρχική ουσία).

Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν τα μόρια των αντιδρώντων ουσιών συγκρούονται. Η ταχύτητά του καθορίζεται από τον αριθμό των συγκρούσεων και την πιθανότητα να οδηγήσουν σε μετασχηματισμό. Ο αριθμός των συγκρούσεων καθορίζεται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν και η πιθανότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από την ενέργεια των μορίων που συγκρούονται.
Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
1. Η φύση των αντιδρώντων ουσιών. Η φύση των χημικών δεσμών και η δομή των μορίων του αντιδραστηρίου παίζουν σημαντικό ρόλο. Οι αντιδράσεις προχωρούν προς την κατεύθυνση της καταστροφής λιγότερο ισχυρών δεσμών και του σχηματισμού ουσιών με ισχυρότερους δεσμούς. Έτσι, το σπάσιμο των δεσμών στα μόρια H 2 και N 2 απαιτεί υψηλές ενέργειες. τέτοια μόρια είναι ελαφρώς αντιδραστικά. Το σπάσιμο των δεσμών σε πολύ πολικά μόρια (HCl, H 2 O) απαιτεί λιγότερη ενέργεια και ο ρυθμός αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερος. Οι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών συμβαίνουν σχεδόν αμέσως.
Παραδείγματα
Το φθόριο αντιδρά με το υδρογόνο εκρηκτικά σε θερμοκρασία δωματίου Το βρώμιο αντιδρά με το υδρογόνο αργά όταν θερμαίνεται.
Το οξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με το νερό έντονα, απελευθερώνοντας θερμότητα. οξείδιο του χαλκού - δεν αντιδρά.

2. Συγκέντρωση. Με την αύξηση της συγκέντρωσης (ο αριθμός των σωματιδίων ανά μονάδα όγκου), οι συγκρούσεις των μορίων των αντιδρώντων ουσιών συμβαίνουν συχνότερα - ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.
Νόμος της μαζικής δράσης (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Η φυσική έννοια της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε μοναδιαίες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Για ετερογενείς αντιδράσεις, η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στην έκφραση του ρυθμού αντίδρασης.

3. Θερμοκρασία. Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές (κανόνας van't Hoff). Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται από t 1 σε t 2, η αλλαγή στην ταχύτητα αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= ζ

(όπου Vt 2 και Vt 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 2 και t 1, αντίστοιχα, g είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας αυτής της αντίδρασης).
Ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει μόνο σε στενό εύρος θερμοκρασίας. Πιο ακριβής είναι η εξίσωση Arrhenius:

• e -Ea/RT

Οπου
Το Α είναι μια σταθερά ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων.
R είναι η καθολική σταθερά αερίου.

Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, δηλ. την ενέργεια που πρέπει να έχουν τα συγκρουόμενα μόρια προκειμένου η σύγκρουση να οδηγήσει σε χημικό μετασχηματισμό.
Ενεργειακό διάγραμμα χημικής αντίδρασης.

Εξώθερμη αντίδραση	Ενδόθερμη αντίδραση

A - αντιδραστήρια, B - ενεργοποιημένο σύμπλοκο (κατάσταση μετάβασης), C - προϊόντα.
Όσο υψηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης Ea, τόσο περισσότερο αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας.

4. Επιφάνεια επαφής αντιδρώντων ουσιών. Για ετερογενή συστήματα (όταν οι ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια επαφής, τόσο πιο γρήγορα γίνεται η αντίδραση. Το εμβαδόν της επιφάνειας των στερεών μπορεί να αυξηθεί με την άλεση τους και για τις διαλυτές ουσίες με τη διάλυσή τους.

5. Κατάλυση. Οι ουσίες που συμμετέχουν στις αντιδράσεις και αυξάνουν την ταχύτητά της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, ονομάζονται καταλύτες. Ο μηχανισμός δράσης των καταλυτών σχετίζεται με μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης λόγω του σχηματισμού ενδιάμεσων ενώσεων. Στο ομοιογενής κατάλυσητα αντιδραστήρια και ο καταλύτης αποτελούν μία φάση (βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης), με ετερογενής κατάλυση- διαφορετικές φάσεις (βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συνάθροισης). Σε ορισμένες περιπτώσεις, η εμφάνιση ανεπιθύμητων χημικών διεργασιών μπορεί να επιβραδυνθεί απότομα με την προσθήκη αναστολέων στο μέσο αντίδρασης (το φαινόμενο " αρνητική κατάλυση").