อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีและปัจจัยที่มีอิทธิพล อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี: สภาวะตัวอย่าง

จลนศาสตร์– ศาสตร์แห่งอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

ความเร็ว ปฏิกิริยาเคมี – จำนวนการกระทำเบื้องต้นของอันตรกิริยาทางเคมีที่เกิดขึ้นต่อหน่วยเวลาต่อหน่วยปริมาตร (เนื้อเดียวกัน) หรือต่อหน่วยพื้นผิว (ต่างกัน)

ความเร็วปฏิกิริยาที่แท้จริง:

2. ปัจจัยที่ส่งผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

สำหรับปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันและต่างกัน:

1) ความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา

2) อุณหภูมิ;

3) ตัวเร่งปฏิกิริยา;

4) สารยับยั้ง

สำหรับความหลากหลายเท่านั้น:

1) อัตราการจัดหาสารที่ทำปฏิกิริยาไปยังส่วนต่อประสานเฟส

2) พื้นที่ผิว

ปัจจัยหลักคือธรรมชาติของสารตั้งต้น - ธรรมชาติของพันธะระหว่างอะตอมในโมเลกุลของสารตั้งต้น

NO 2 – ไนโตรเจนออกไซด์ (IV) – หางจิ้งจอก, CO – คาร์บอนมอนอกไซด์, คาร์บอนมอนอกไซด์

หากพวกมันถูกออกซิไดซ์ด้วยออกซิเจน ในกรณีแรกปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นทันทีทันทีที่คุณเปิดฝาถัง ในกรณีที่สองปฏิกิริยาจะขยายออกไปเมื่อเวลาผ่านไป

ความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะกล่าวถึงด้านล่าง

สีเหลือบสีน้ำเงินบ่งบอกถึงช่วงเวลาของการตกตะกอนของกำมะถัน ยิ่งความเข้มข้นสูง ความเร็วก็จะยิ่งสูงขึ้น

ข้าว. 10

ยิ่งความเข้มข้นของ Na 2 S 2 O 3 สูงเท่าไร เวลาในการทำปฏิกิริยาก็จะน้อยลงเท่านั้น กราฟ (รูปที่ 10) แสดงความสัมพันธ์ตามสัดส่วนโดยตรง การพึ่งพาเชิงปริมาณของอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาแสดงโดย LMA (กฎการออกฤทธิ์ของมวล) ซึ่งระบุว่า: อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา

ดังนั้น, กฎพื้นฐานของจลนศาสตร์เป็นกฎที่กำหนดขึ้นจากการทดลอง: อัตราของปฏิกิริยาจะแปรผันตามความเข้มข้นของสารตั้งต้น เช่น: (เช่น สำหรับปฏิกิริยา)

สำหรับปฏิกิริยานี้ H 2 + J 2 = 2HJ – อัตราสามารถแสดงในรูปของการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารใด ๆ หากปฏิกิริยาเกิดขึ้นจากซ้ายไปขวา ความเข้มข้นของ H 2 และ J 2 จะลดลง และความเข้มข้นของ HJ จะเพิ่มขึ้นเมื่อปฏิกิริยาดำเนินไป สำหรับอัตราการเกิดปฏิกิริยาทันที เราสามารถเขียนนิพจน์ได้:

วงเล็บเหลี่ยมบ่งบอกถึงความเข้มข้น

ความหมายทางกายภาพ เค–โมเลกุลมีการเคลื่อนที่อย่างต่อเนื่อง ชนกัน หลุดออกจากกัน และชนเข้ากับผนังของภาชนะ เพื่อให้ปฏิกิริยาเคมีเกิดเป็น HJ โมเลกุล H2 และ J2 จะต้องชนกัน จำนวนการชนกันดังกล่าวก็จะเพิ่มมากขึ้นเรื่อยๆ โมเลกุลมากขึ้น H 2 และ J 2 มีอยู่ในไดรฟ์ข้อมูลนั่นคือยิ่งค่า [H 2 ] และ . แต่โมเลกุลก็เคลื่อนที่ไปด้วย ด้วยความเร็วที่แตกต่างกันและยอดรวม พลังงานจลน์โมเลกุลสองอันที่ชนกันจะแตกต่างกัน หากโมเลกุลที่เร็วที่สุด H 2 และ J 2 ชนกัน พลังงานของพวกมันอาจสูงมากจนโมเลกุลแตกออกเป็นอะตอมของไอโอดีนและไฮโดรเจน ซึ่งแยกออกจากกันแล้วทำปฏิกิริยากับโมเลกุลอื่น H 2 + J 2 > 2H+2J จากนั้น H + J 2 > HJ + J หากพลังงานของโมเลกุลที่ชนกันน้อยลง แต่สูงพอที่จะทำให้พันธะ H - H และ J - J อ่อนลง ปฏิกิริยาการก่อตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์จะเกิดขึ้น:

สำหรับโมเลกุลที่ชนกันส่วนใหญ่ พลังงานจะน้อยกว่าที่จำเป็นเพื่อทำให้พันธะใน H 2 และ J 2 อ่อนลง โมเลกุลดังกล่าวจะชนกัน "อย่างเงียบ ๆ" และกระจายตัว "อย่างเงียบ ๆ" โดยคงไว้ซึ่งความเป็นอยู่ H 2 และ J 2 ดังนั้น ไม่ใช่ทั้งหมด แต่เพียงส่วนหนึ่งของการชนเท่านั้นที่ทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี ค่าสัมประสิทธิ์สัดส่วน (k) แสดงจำนวนการชนที่มีประสิทธิภาพซึ่งนำไปสู่ปฏิกิริยาการชนที่ความเข้มข้น [H 2 ] = 1 โมล ขนาด เค–ความเร็วคงที่- ความเร็วจะคงที่ได้อย่างไร? ใช่ครับ ความเร็วสม่ำเสมอ การเคลื่อนไหวเป็นเส้นตรงเรียกว่าค่าคงที่ ปริมาณเวกเตอร์, เท่ากับอัตราส่วนการเคลื่อนไหวของร่างกายในช่วงเวลาใด ๆ จนถึงค่าของช่วงเวลานี้ แต่โมเลกุลเคลื่อนที่อย่างโกลาหล แล้วความเร็วจะคงที่ได้อย่างไร? แต่ความเร็วคงที่จะอยู่ที่อุณหภูมิคงที่เท่านั้น เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สัดส่วนของโมเลกุลที่เร็วซึ่งการชนกันทำให้เกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น กล่าวคือ อัตราคงที่จะเพิ่มขึ้น แต่การเพิ่มขึ้นของอัตราคงที่นั้นไม่จำกัด ที่อุณหภูมิหนึ่ง พลังงานของโมเลกุลจะมีมากจนการชนกันของสารตั้งต้นเกือบทั้งหมดจะมีประสิทธิผล เมื่อโมเลกุลเร็วสองโมเลกุลชนกัน จะเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ

จะมีช่วงเวลาที่อัตราการก่อตัวของ 2HJ จาก H 2 และ J 2 และการสลายตัวจะเท่ากัน แต่นี่ก็เป็นแล้ว สมดุลเคมี- การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้นสามารถตรวจสอบได้โดยใช้ปฏิกิริยาแบบดั้งเดิมของอันตรกิริยาของสารละลายโซเดียมไธโอซัลเฟตกับสารละลายกรดซัลฟิวริก

นา 2 ส 2 โอ 3 + เอช 2 SO 4 = นา 2 SO 4 + H 2 ส 2 O 3, (1)

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

ปฏิกิริยา (1) เกิดขึ้นเกือบจะในทันที อัตราการเกิดปฏิกิริยา (2) ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิคงที่กับความเข้มข้นของสารตั้งต้น H 2 S 2 O 3 นี่เป็นปฏิกิริยาที่เราสังเกตเห็นอย่างแน่นอน - ในกรณีนี้ ความเร็วจะวัดตามเวลาตั้งแต่เริ่มต้นของสารละลายที่จะผสานจนกระทั่งปรากฏเป็นสีเหลือบ ในบทความ แอล. เอ็ม. คุซเนตโซวา อธิบายปฏิกิริยาของโซเดียมไธโอซัลเฟตกับกรดไฮโดรคลอริก เธอเขียนว่าเมื่อสารละลายถูกระบายออกไป จะเกิดสีเหลือบ (ความขุ่น) แต่คำกล่าวของ L.M. Kuznetsova นี้ผิดพลาดเนื่องจากสีเหลือบและความขุ่นเป็นคนละสิ่งกัน Opalescence (จากโอปอลและละติน เอสเซนเทีย– คำต่อท้ายหมายถึงผลอ่อน) – การกระเจิงของแสงโดยตัวกลางขุ่นเนื่องจากความไม่เป็นเนื้อเดียวกันทางแสง การกระเจิงของแสง– การเบี่ยงเบนของรังสีแสงที่แพร่กระจายในตัวกลางในทุกทิศทางจากทิศทางเดิม อนุภาคคอลลอยด์สามารถกระเจิงแสงได้ (เอฟเฟกต์ทินดอลล์-ฟาราเดย์) ซึ่งอธิบายถึงสีเหลือบและความขุ่นเล็กน้อย สารละลายคอลลอยด์- เมื่อทำการทดลองนี้จำเป็นต้องคำนึงถึงความเหลือบสีน้ำเงินและการแข็งตัวของสารแขวนลอยคอลลอยด์ของกำมะถัน ความหนาแน่นที่เท่ากันของสารแขวนลอยนั้นสังเกตได้จากการหายไปของรูปแบบใดๆ ที่มองเห็นได้ (เช่น ตารางที่ด้านล่างของถ้วย) ที่สังเกตจากด้านบนผ่านชั้นของสารละลาย นับเวลาโดยใช้นาฬิกาจับเวลานับจากช่วงเวลาที่ระบายน้ำออก

คำตอบของ Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O และ H 2 SO 4

วิธีแรกเตรียมโดยการละลายเกลือ 7.5 กรัมใน H 2 O 100 มล. ซึ่งสอดคล้องกับความเข้มข้น 0.3 M ในการเตรียมสารละลาย H 2 SO 4 ที่มีความเข้มข้นเท่ากันคุณต้องวัด H 2 SO 4 (k) 1.8 มล. ? = = 1.84 กรัม/ซม. 3 แล้วละลายใน H 2 O 120 มล. เทสารละลาย Na 2 S 2 O 3 ที่เตรียมไว้ลงในแก้วสามใบ: แก้วแรก 60 มล. แก้วที่สอง 30 มล. แก้วที่สาม 10 มล. เติม H 2 O กลั่น 30 มล. ลงในแก้วที่สอง และ 50 มล. ลงในแก้วที่สาม ดังนั้นในทั้งสามแก้วจะมีของเหลว 60 มล. แต่ในตอนแรกความเข้มข้นของเกลือจะมีเงื่อนไข = 1 ในแก้วที่สอง – ½และในแก้วที่สาม – 1/6 หลังจากเตรียมสารละลายแล้ว ให้เทสารละลาย H 2 SO 4 60 มล. ลงในแก้วแรกด้วยสารละลายเกลือแล้วเปิดนาฬิกาจับเวลา ฯลฯ โดยพิจารณาว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาลดลงเมื่อเจือจางสารละลาย Na 2 S 2 O 3 สามารถกำหนดได้ว่าเป็นปริมาณที่แปรผกผันกับเวลา วี = 1/? และสร้างกราฟ วาดจุดความเข้มข้นบนแกนแอบซิสซา และอัตราการเกิดปฏิกิริยาบนแกนพิกัด สรุปได้ว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสาร ข้อมูลที่ได้รับแสดงอยู่ในตารางที่ 3 การทดลองนี้สามารถทำได้โดยใช้บิวเรตต์ แต่นักแสดงต้องอาศัยการฝึกฝนอย่างมาก เนื่องจากกราฟอาจไม่ถูกต้อง

ตารางที่ 3

ความเร็วและเวลาตอบสนอง

กฎหมาย Guldberg-Waage ได้รับการยืนยันแล้ว - ศาสตราจารย์วิชาเคมี Gulderg และ Waage นักวิทยาศาสตร์รุ่นเยาว์)

พิจารณาปัจจัยต่อไป - อุณหภูมิ

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีส่วนใหญ่จะเพิ่มขึ้น การพึ่งพาอาศัยกันนี้อธิบายไว้ในกฎของแวนต์ ฮอฟฟ์: “ทุกๆ 10 °C ของอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้น 2 ถึง 4 เท่า”

ที่ไหน ? – ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิแสดงจำนวนครั้งที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 °C

โวลต์ 1 – อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ เสื้อ 1 ;

วี 2 –อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ ที2.

ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ 50 °C จะใช้เวลาสองนาที กระบวนการจะใช้เวลานานเท่าใดจึงจะเสร็จสมบูรณ์ที่อุณหภูมิ 70 °C หากค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิ ? = 2?

เสื้อ 1 = 120 วินาที = 2 นาที; เสื้อ 1 = 50 °ซ; เสื้อ 2 = 70°ซ.

อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นเล็กน้อยทำให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาของการชนกันของโมเลกุลเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว ตามทฤษฎีการกระตุ้น เฉพาะโมเลกุลที่มีพลังงานมากกว่าพลังงานเฉลี่ยของโมเลกุลตามจำนวนที่กำหนดเท่านั้นที่เข้าร่วมในกระบวนการนี้ พลังงานส่วนเกินนี้คือพลังงานกระตุ้น ความหมายทางกายภาพของมันคือพลังงานที่จำเป็นสำหรับการชนกันของโมเลกุล (การจัดเรียงวงโคจรใหม่) จำนวนอนุภาคออกฤทธิ์และอัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิตามกฎเลขชี้กำลังตามสมการอาร์เรเนียส ซึ่งสะท้อนถึงการขึ้นต่อกันของอัตราคงที่ต่ออุณหภูมิ

ที่ไหน เอ -สัมประสิทธิ์สัดส่วนอาร์เรเนียส

เค–ค่าคงที่ของ Boltzmann;

อี เอ –พลังงานกระตุ้น

ร –ค่าคงที่ของแก๊ส

ที-อุณหภูมิ.

ตัวเร่งปฏิกิริยาคือสารที่เร่งอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยไม่ถูกบริโภค

การเร่งปฏิกิริยา– ปรากฏการณ์การเปลี่ยนแปลงอัตราการเกิดปฏิกิริยาเมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยา มีการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันและต่างกัน เป็นเนื้อเดียวกัน– หากรีเอเจนต์และตัวเร่งปฏิกิริยาอยู่ในสถานะการรวมกลุ่มเดียวกัน ต่างกัน– ถ้ารีเอเจนต์และตัวเร่งปฏิกิริยาต่างกัน สถานะของการรวมตัว- เกี่ยวกับการเร่งปฏิกิริยา ดูแยกกัน (เพิ่มเติม)

สารยับยั้ง– สารที่ทำให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาช้าลง

ปัจจัยต่อไปคือพื้นที่ผิว ยิ่งพื้นที่ผิวของตัวทำปฏิกิริยามีขนาดใหญ่เท่าใด ความเร็วก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ลองพิจารณาผลของระดับการกระจายตัวต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยใช้ตัวอย่าง

CaCO 3 – หินอ่อน จุ่มหินอ่อนที่ปูกระเบื้องลงในกรดไฮโดรคลอริก HCl รอห้านาที หินอ่อนจะละลายหมด

ผงหินอ่อน - เราจะทำขั้นตอนเดียวกันกับมัน มันจะละลายในสามสิบวินาที

สมการของทั้งสองกระบวนการเหมือนกัน

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

ดังนั้นเมื่อเติมหินอ่อนแบบผง เวลาจะน้อยกว่าการเติมหินอ่อนแบบแผ่นด้วยมวลเท่ากัน

เมื่อพื้นผิวส่วนต่อประสานเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาต่างกันจะเพิ่มขึ้น

สาขาวิชาหนึ่งของการศึกษาคือการศึกษาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีและสภาวะที่ส่งผลต่อการเปลี่ยนแปลง เคมีกายภาพ- จลนพลศาสตร์เคมี นอกจากนี้ยังตรวจสอบกลไกของปฏิกิริยาเหล่านี้และความถูกต้องทางอุณหพลศาสตร์ด้วย การศึกษาเหล่านี้มีความสำคัญไม่เพียงแต่สำหรับวัตถุประสงค์ทางวิทยาศาสตร์เท่านั้น แต่ยังรวมถึงการติดตามปฏิกิริยาของส่วนประกอบในเครื่องปฏิกรณ์ในระหว่างการผลิตสารทุกประเภทอีกด้วย

แนวคิดเรื่องความเร็วในวิชาเคมี

อัตราการเกิดปฏิกิริยามักเรียกว่าการเปลี่ยนแปลงบางอย่างในความเข้มข้นของสารประกอบที่ทำปฏิกิริยา (ΔC) ต่อหน่วยเวลา (Δt) สูตรทางคณิตศาสตร์สำหรับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีมีดังนี้

ᴠ = ±ΔC/Δt

อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะวัดเป็นโมล/ลิตร ∙s หากเกิดขึ้นตลอดปริมาตรทั้งหมด (นั่นคือ ปฏิกิริยาเป็นเนื้อเดียวกัน) และในหน่วยโมล/ลูกบาศก์เมตร 2 ∙s หากอันตรกิริยาเกิดขึ้นบนพื้นผิวที่แยกเฟส (นั่นคือ ปฏิกิริยาต่างกัน) เครื่องหมาย “-” ในสูตรหมายถึงการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นและเครื่องหมาย “+” หมายถึงการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ที่เกิดปฏิกิริยาเดียวกัน

ตัวอย่างปฏิกิริยาในอัตราต่างๆ

การโต้ตอบ สารเคมีสามารถทำได้ด้วยความเร็วที่แตกต่างกัน ดังนั้นอัตราการเติบโตของหินงอกหินย้อยซึ่งก็คือการก่อตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตจึงอยู่ที่เพียง 0.5 มิลลิเมตรต่อ 100 ปี ปฏิกิริยาทางชีวเคมีบางอย่างเกิดขึ้นอย่างช้าๆ เช่น การสังเคราะห์ด้วยแสงและการสังเคราะห์โปรตีน การกัดกร่อนของโลหะเกิดขึ้นในอัตราที่ค่อนข้างต่ำ

ความเร็วปานกลางสามารถใช้เพื่ออธิบายปฏิกิริยาที่ต้องใช้เวลาหนึ่งถึงหลายชั่วโมง ตัวอย่างคือการปรุงอาหารซึ่งเกี่ยวข้องกับการสลายตัวและการเปลี่ยนแปลงของสารประกอบที่มีอยู่ในอาหาร การสังเคราะห์โพลีเมอร์แต่ละตัวจำเป็นต้องให้ความร้อนแก่ส่วนผสมของปฏิกิริยาในช่วงระยะเวลาหนึ่ง

ตัวอย่างของปฏิกิริยาเคมีที่มีความเร็วค่อนข้างสูงคือ ปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลาง ปฏิกิริยาของโซเดียมไบคาร์บอเนตกับสารละลายกรดอะซิติกพร้อมกับการปล่อยก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์ คุณยังสามารถพูดถึงปฏิกิริยาของแบเรียมไนเตรตกับโซเดียมซัลเฟตซึ่งมีการตกตะกอนของแบเรียมซัลเฟตที่ไม่ละลายน้ำ

ปฏิกิริยาจำนวนมากสามารถเกิดขึ้นได้ที่ความเร็วฟ้าผ่าและเกิดพร้อมกับการระเบิด ตัวอย่างคลาสสิกคือปฏิกิริยาระหว่างโพแทสเซียมกับน้ำ

ปัจจัยที่ส่งผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

เป็นที่น่าสังเกตว่าสารชนิดเดียวกันสามารถทำปฏิกิริยากันในอัตราที่ต่างกัน ตัวอย่างเช่นส่วนผสม ก๊าซออกซิเจนและไฮโดรเจนอาจไม่แสดงสัญญาณของปฏิกิริยากันเป็นเวลานาน แต่เมื่อภาชนะถูกเขย่าหรือกระแทกจะเกิดปฏิกิริยาระเบิด ดังนั้นจลนพลศาสตร์เคมีจึงระบุปัจจัยบางอย่างที่มีความสามารถในการมีอิทธิพลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี ซึ่งรวมถึง:

• ลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยากัน
• ความเข้มข้นของรีเอเจนต์
• การเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิ
• การปรากฏตัวของตัวเร่งปฏิกิริยา;
• การเปลี่ยนแปลงความดัน (สำหรับสารที่เป็นก๊าซ)
• พื้นที่สัมผัสของสาร (ถ้าเรากำลังพูดถึงปฏิกิริยาที่ต่างกัน)

อิทธิพลของธรรมชาติของสาร

มีการอธิบายความแตกต่างที่สำคัญของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี ความหมายที่แตกต่างกันพลังงานกระตุ้น (Ea) เป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นพลังงานส่วนเกินจำนวนหนึ่งเมื่อเปรียบเทียบกับค่าเฉลี่ยที่โมเลกุลต้องการระหว่างการชนเพื่อให้ปฏิกิริยาเกิดขึ้น มีหน่วยวัดเป็น kJ/mol และค่ามักจะอยู่ในช่วง 50-250

เป็นที่ยอมรับกันโดยทั่วไปว่าถ้า E a = 150 kJ/mol สำหรับปฏิกิริยาใดๆ แล้วที่ n คุณ มันไม่รั่วไหลในทางปฏิบัติ พลังงานนี้ถูกใช้ไปกับการเอาชนะแรงผลักระหว่างโมเลกุลของสารและทำให้พันธะในสารดั้งเดิมอ่อนลง กล่าวอีกนัยหนึ่ง พลังงานกระตุ้นแสดงถึงความแข็งแกร่ง พันธะเคมีในสาร ขึ้นอยู่กับค่าของพลังงานกระตุ้น คุณสามารถประมาณอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเบื้องต้นได้:

• อีเอ< 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 การชนกันของอนุภาคเพียงส่วนเล็กๆ เท่านั้นที่จะทำให้เกิดปฏิกิริยา และความเร็วของมันจะต่ำ

ผลของความเข้มข้น

การขึ้นต่อกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยาต่อความเข้มข้นนั้นมีลักษณะที่แม่นยำที่สุดโดยกฎการออกฤทธิ์ของมวล (LMA) ซึ่งระบุว่า:

อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาซึ่งค่าที่ได้จะมีกำลังที่สอดคล้องกับสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

กฎนี้เหมาะสำหรับปฏิกิริยาเบื้องต้นในขั้นตอนเดียวหรือขั้นตอนใด ๆ ของอันตรกิริยาของสารที่มีกลไกที่ซับซ้อน

หากคุณต้องการกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีสมการที่สามารถเขียนตามเงื่อนไขได้ดังนี้:

αA+ bB = ϲС ดังนั้น

ตามที่กำหนดของกฎหมายข้างต้นสามารถหาความเร็วได้โดยใช้สมการ:

V=k·[A] a ·[B] b โดยที่

a และ b เป็นสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

[A] และ [B] คือความเข้มข้นของสารประกอบตั้งต้น

k คือค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาที่กำลังพิจารณา

ความหมายของค่าสัมประสิทธิ์อัตราของปฏิกิริยาเคมีคือค่าของมันจะเท่ากับอัตราถ้าความเข้มข้นของสารประกอบเท่ากับหน่วย ควรสังเกตว่าสำหรับการคำนวณที่ถูกต้องโดยใช้สูตรนี้ควรคำนึงถึงสถานะการรวมตัวของรีเอเจนต์ด้วย ความเข้มข้นของของแข็งถือเป็นเอกภาพและไม่รวมอยู่ในสมการเนื่องจากความเข้มข้นของของแข็งจะคงที่ในระหว่างการทำปฏิกิริยา ดังนั้นเฉพาะความเข้มข้นของสารของเหลวและก๊าซเท่านั้นที่จะรวมอยู่ในการคำนวณตาม ZDM ดังนั้นสำหรับปฏิกิริยาการผลิตซิลิคอนไดออกไซด์จากสารอย่างง่าย ๆ อธิบายไว้ในสมการ

ศรี (ทีวี) + Ο 2(g) = SiΟ 2(ทีวี) ,

ความเร็วจะถูกกำหนดโดยสูตร:

งานทั่วไป

อัตราปฏิกิริยาเคมีของไนโตรเจนมอนอกไซด์กับออกซิเจนจะเปลี่ยนไปอย่างไรหากความเข้มข้นของสารประกอบตั้งต้นเพิ่มขึ้นเป็นสองเท่า

วิธีแก้ปัญหา: กระบวนการนี้สอดคล้องกับสมการปฏิกิริยา:

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2.

ให้เราเขียนนิพจน์สำหรับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเริ่มต้น (ᴠ 1) และสุดท้าย (ᴠ 2):

ᴠ 1 = k·[ΝΟ] 2 ·[Ο 2 ] และ

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.

คำตอบ: เพิ่มขึ้น 8 เท่า

ผลกระทบของอุณหภูมิ

การพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิถูกกำหนดโดยการทดลองโดยนักวิทยาศาสตร์ชาวดัตช์ J. H. van't Hoff เขาพบว่าอัตราของปฏิกิริยาหลายอย่างเพิ่มขึ้น 2-4 เท่า เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นทุกๆ 10 องศา มีนิพจน์ทางคณิตศาสตร์สำหรับกฎนี้ที่มีลักษณะดังนี้:

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10 โดยที่

ᴠ 1 และ ᴠ 2 - ความเร็วที่สอดคล้องกันที่อุณหภูมิ Τ 1 และ Τ 2;

γ - ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิเท่ากับ 2-4

ในเวลาเดียวกันกฎนี้ไม่ได้อธิบายกลไกของอิทธิพลของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเฉพาะและไม่ได้อธิบายรูปแบบทั้งชุด มีเหตุผลที่จะสรุปได้ว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น การเคลื่อนที่ของอนุภาคที่วุ่นวายจะรุนแรงขึ้น และกระตุ้นให้เกิดการชนกันมากขึ้น อย่างไรก็ตาม สิ่งนี้ไม่ได้ส่งผลกระทบเป็นพิเศษต่อประสิทธิภาพของการชนกันของโมเลกุล เนื่องจากขึ้นอยู่กับพลังงานกระตุ้นเป็นหลัก นอกจากนี้การติดต่อเชิงพื้นที่ระหว่างกันยังมีบทบาทสำคัญในประสิทธิภาพของการชนกันของอนุภาค

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิโดยคำนึงถึงธรรมชาติของรีเอเจนต์นั้นเป็นไปตามสมการของ Arrhenius:

k = A 0 e -Ea/RΤ โดยที่

A o เป็นตัวคูณ

E a - พลังงานกระตุ้น

ตัวอย่างปัญหาการใช้กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์

ควรเปลี่ยนอุณหภูมิอย่างไรเพื่อให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีซึ่งมีค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิเท่ากับ 3 เพิ่มขึ้น 27 เท่า?

สารละลาย. ลองใช้สูตรกัน

ᴠ 2 = ᴠ 1 ·γ (Τ2-Τ1)/10

จากเงื่อนไข ᴠ 2 /ᴠ 1 = 27 และ γ = 3 คุณต้องหา ΔΤ = Τ 2 -Τ 1

การแปลงสูตรดั้งเดิมที่เราได้รับ:

V 2 /V 1 =γ ΔΤ/10

เราแทนค่า: 27 = 3 ΔΤ/10

จากนี้เห็นได้ชัดว่า ΔΤ/10 = 3 และ ΔΤ = 30

คำตอบ: อุณหภูมิควรเพิ่มขึ้น 30 องศา

ผลกระทบของตัวเร่งปฏิกิริยา

ในเคมีฟิสิกส์ อัตราของปฏิกิริยาเคมียังได้รับการศึกษาอย่างจริงจังในส่วนที่เรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา เขาสนใจว่าสารบางชนิดในปริมาณที่ค่อนข้างน้อยจะเพิ่มอัตราการปฏิสัมพันธ์ของสารอื่นๆ ได้อย่างไรและทำไม สารที่สามารถเร่งปฏิกิริยาได้แต่ไม่ได้ถูกใช้ไปในนั้นเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา

ได้รับการพิสูจน์แล้วว่าตัวเร่งปฏิกิริยาเปลี่ยนกลไกของปฏิกิริยาทางเคมีและมีส่วนทำให้เกิดสถานะการเปลี่ยนแปลงใหม่ ซึ่งมีลักษณะเฉพาะด้วยความสูงของกำแพงพลังงานที่ต่ำกว่า กล่าวคือ ช่วยลดพลังงานกระตุ้น และเพิ่มจำนวนผลกระทบของอนุภาคที่มีประสิทธิภาพ ตัวเร่งปฏิกิริยาไม่สามารถทำให้เกิดปฏิกิริยาที่เป็นไปไม่ได้อย่างมีพลัง

ดังนั้นไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์จึงสามารถสลายตัวเป็นออกซิเจนและน้ำได้:

ยังไม่มีข้อความ 2 Ο 2 = ไม่มี 2 Ο + Ο 2.

แต่ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นช้ามากและในชุดปฐมพยาบาลของเรานั้นไม่มีการเปลี่ยนแปลงมาเป็นเวลานาน เมื่อเปิดเฉพาะขวดเปอร์ออกไซด์ที่เก่ามาก คุณอาจสังเกตเห็นเสียงแตกเล็กน้อยที่เกิดจากแรงดันออกซิเจนบนผนังของถัง การเติมแมกนีเซียมออกไซด์เพียงไม่กี่เม็ดจะกระตุ้นให้เกิดการปล่อยก๊าซที่ออกฤทธิ์

ปฏิกิริยาเดียวกันของการสลายตัวของเปอร์ออกไซด์ แต่ภายใต้อิทธิพลของตัวเร่งปฏิกิริยาเกิดขึ้นเมื่อรักษาบาดแผล สิ่งมีชีวิตประกอบด้วยสารหลายชนิดที่เพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาทางชีวเคมี มักเรียกว่าเอนไซม์

สารยับยั้งมีผลตรงกันข้ามกับปฏิกิริยา อย่างไรก็ตาม นี่ไม่ใช่สิ่งที่เลวร้ายเสมอไป สารยับยั้งใช้เพื่อปกป้องผลิตภัณฑ์โลหะจากการกัดกร่อน เพื่อยืดอายุการเก็บอาหาร เช่น เพื่อป้องกันการเกิดออกซิเดชันของไขมัน

บริเวณที่สัมผัสกับสาร

ในกรณีที่ปฏิกิริยาเกิดขึ้นระหว่างสารประกอบที่มีสถานะการรวมตัวต่างกัน หรือระหว่างสารที่ไม่สามารถสร้างสภาพแวดล้อมที่เป็นเนื้อเดียวกันได้ (ของเหลวที่ผสมไม่ได้) ปัจจัยนี้ยังส่งผลกระทบอย่างมีนัยสำคัญต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีอีกด้วย นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าปฏิกิริยาต่างกันเกิดขึ้นโดยตรงที่ส่วนต่อประสานระหว่างเฟสของสารที่มีปฏิกิริยา แน่นอนว่ายิ่งขอบเขตนี้กว้างขึ้นเท่าใด อนุภาคก็ยิ่งมีโอกาสที่จะชนกันมากขึ้นเท่านั้น และปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเร็วขึ้นเท่านั้น

ตัวอย่างเช่น มันจะไปเร็วกว่าในรูปของชิปขนาดเล็กมากกว่าในรูปของท่อนไม้ เพื่อจุดประสงค์เดียวกัน ของแข็งจำนวนมากจะถูกบดเป็นผงละเอียดก่อนที่จะเติมลงในสารละลาย ดังนั้นชอล์กที่เป็นผง (แคลเซียมคาร์บอเนต) จึงออกฤทธิ์กับกรดไฮโดรคลอริกได้เร็วกว่าชิ้นส่วนที่มีมวลเท่ากัน อย่างไรก็ตาม นอกเหนือจากการเพิ่มพื้นที่แล้ว เทคนิคนี้ยังนำไปสู่การแตกของโครงผลึกของสารอย่างวุ่นวาย ดังนั้นจึงเพิ่มปฏิกิริยาของอนุภาค

ในทางคณิตศาสตร์ อัตราของปฏิกิริยาเคมีต่างกันพบได้จากการเปลี่ยนแปลงในปริมาณของสาร (Δν) ที่เกิดขึ้นต่อหน่วยเวลา (Δt) ต่อหน่วยพื้นผิว

(S): V = Δν/(S·Δt)

ผลกระทบของแรงกดดัน

การเปลี่ยนแปลงความดันในระบบจะมีผลเฉพาะเมื่อก๊าซมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเท่านั้น ความดันที่เพิ่มขึ้นจะมาพร้อมกับการเพิ่มขึ้นของโมเลกุลของสารต่อหน่วยปริมาตรนั่นคือความเข้มข้นของสารจะเพิ่มขึ้นตามสัดส่วน ในทางกลับกัน ความดันที่ลดลงจะทำให้ความเข้มข้นของรีเอเจนต์ลดลงเท่ากัน ในกรณีนี้ สูตรที่สอดคล้องกับ ZDM เหมาะสำหรับการคำนวณอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

งาน. อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อธิบายโดยสมการจะเพิ่มขึ้นอย่างไร

2ΝΟ + Ο 2 = 2ΝΟ 2,

ถ้าปริมาตรของระบบปิดลดลงสามเท่า (T=const)?

สารละลาย. เมื่อปริมาตรลดลง ความดันจะเพิ่มขึ้นตามสัดส่วน มาเขียนนิพจน์สำหรับอัตราปฏิกิริยาเริ่มต้น (V 1) และสุดท้าย (V 2):

V 1 = k 2 [Ο 2 ] และ

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

หากต้องการทราบว่าความเร็วใหม่มากกว่าความเร็วเริ่มต้นกี่ครั้ง คุณควรแยกนิพจน์ด้านซ้ายและขวา:

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

ค่าความเข้มข้นและค่าคงที่อัตราจะลดลงและสิ่งที่เหลืออยู่คือ:

วี 2 /วี 1 = 9 3/1 = 27

คำตอบ: ความเร็วเพิ่มขึ้น 27 เท่า

โดยสรุป ควรสังเกตว่าความเร็วของอันตรกิริยาของสารหรือที่แม่นยำกว่านั้นคือปริมาณและคุณภาพของการชนกันของอนุภาคนั้นได้รับอิทธิพลจากหลายปัจจัย ประการแรก สิ่งเหล่านี้คือพลังงานกระตุ้นและรูปทรงของโมเลกุล ซึ่งแทบเป็นไปไม่ได้เลยที่จะแก้ไข สำหรับเงื่อนไขที่เหลือ หากต้องการเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา ควร:

• เพิ่มอุณหภูมิของตัวกลางปฏิกิริยา
• เพิ่มความเข้มข้นของสารประกอบเริ่มต้น
• เพิ่มแรงดันในระบบหรือลดปริมาตรหากเรากำลังพูดถึงก๊าซ
• นำสารที่ไม่เหมือนกันมารวมกันในสถานะเดียว (เช่น โดยการละลายในน้ำ) หรือเพิ่มพื้นที่สัมผัสของสารเหล่านั้น

ในชีวิตเราต้องเผชิญกับปฏิกิริยาเคมีที่แตกต่างกัน บางส่วนเช่นเดียวกับการเกิดสนิมของเหล็กสามารถคงอยู่ได้นานหลายปี ส่วนอย่างอื่นเช่นการหมักน้ำตาลให้เป็นแอลกอฮอล์ต้องใช้เวลาหลายสัปดาห์ ฟืนในเตาเผาไหม้ภายในสองสามชั่วโมง และน้ำมันเบนซินในเครื่องยนต์เผาไหม้ในเสี้ยววินาที

เพื่อลดต้นทุนอุปกรณ์ โรงงานเคมีจึงเพิ่มความเร็วของปฏิกิริยา และกระบวนการบางอย่าง เช่น การเน่าเสียของอาหารและการกัดกร่อนของโลหะ จำเป็นต้องชะลอตัวลง

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีสามารถแสดงเป็น การเปลี่ยนแปลงในปริมาณของสสาร (n, โมดูโล) ต่อหน่วยเวลา (t) - เปรียบเทียบความเร็วของวัตถุที่เคลื่อนไหวในฟิสิกส์กับการเปลี่ยนแปลงพิกัดต่อหน่วยเวลา: υ = Δx/Δt เพื่อให้ความเร็วไม่ขึ้นอยู่กับปริมาตรของภาชนะที่เกิดปฏิกิริยาเราจึงแบ่งการแสดงออกตามปริมาตรของสารที่ทำปฏิกิริยา (v) เช่น เราได้รับการเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารต่อหน่วยเวลาต่อหน่วยปริมาตร หรือ การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารชนิดใดชนิดหนึ่งต่อหน่วยเวลา:

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

โดยที่ c = n / v คือความเข้มข้นของสาร

Δ (อ่านว่า “เดลต้า”) เป็นชื่อที่ยอมรับโดยทั่วไปสำหรับการเปลี่ยนแปลงค่า

หากสารมีค่าสัมประสิทธิ์ต่างกันในสมการ อัตราการเกิดปฏิกิริยาของสารแต่ละตัวที่คำนวณโดยใช้สูตรนี้จะแตกต่างกัน ตัวอย่างเช่น ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ 2 โมลทำปฏิกิริยาอย่างสมบูรณ์กับออกซิเจน 1 โมลใน 10 วินาทีใน 1 ลิตร:

2SO2 + O2 = 2SO3

อัตราออกซิเจนจะเป็น: υ = 1: (10 1) = 0.1 โมล/ลิตร วินาที

ความเร็วของซัลเฟอร์ไดออกไซด์: υ = 2: (10 1) = 0.2 โมล/ลิตร วินาที- ไม่จำเป็นต้องท่องจำและพูดในระหว่างการสอบโดยมีตัวอย่างให้เพื่อไม่ให้สับสนหากมีคำถามนี้เกิดขึ้น

อัตราของปฏิกิริยาที่ต่างกัน (รวมถึงของแข็ง) มักแสดงต่อหน่วยพื้นที่ของพื้นผิวสัมผัส:

∆n
υ = –––––– (2)
∆t ส

ปฏิกิริยาจะเรียกว่าต่างกันเมื่อสารตั้งต้นอยู่ในระยะที่ต่างกัน:

• ของแข็งที่มีของแข็ง ของเหลว หรือก๊าซอีกชนิดหนึ่ง
• ของเหลวที่ละลายไม่ได้สองชนิด
• ของเหลวกับแก๊ส

ปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันเกิดขึ้นระหว่างสารในเฟสเดียว:

• ระหว่างของเหลวที่ผสมกันอย่างดี
• ก๊าซ
• สารในสารละลาย

สภาวะที่ส่งผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

1) ความเร็วของปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับ ลักษณะของสารตั้งต้น- พูดง่ายๆ ก็คือ สารต่างๆ จะทำปฏิกิริยาในอัตราที่ต่างกัน ตัวอย่างเช่น สังกะสีทำปฏิกิริยาอย่างรุนแรงกับกรดไฮโดรคลอริก ในขณะที่เหล็กทำปฏิกิริยาค่อนข้างช้า

2) ยิ่งความเร็วในการตอบสนองสูงเท่าไรก็ยิ่งเร็วขึ้นเท่านั้น ความเข้มข้นสาร สังกะสีจะทำปฏิกิริยากับกรดเจือจางสูงนานกว่ามาก

3) ความเร็วของปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นอย่างมากเมื่อเพิ่มขึ้น อุณหภูมิ- ตัวอย่างเช่น ในการเผาไหม้เชื้อเพลิง จะต้องจุดติดไฟ กล่าวคือ จะต้องเพิ่มอุณหภูมิ สำหรับปฏิกิริยาหลายอย่าง อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น 10°C มาพร้อมกับอัตราการเพิ่มขึ้น 2–4 เท่า

4) ความเร็ว ต่างกันปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นตามการเพิ่มขึ้น พื้นผิวของสารที่ทำปฏิกิริยา- ของแข็งมักจะบดเพื่อจุดประสงค์นี้ ตัวอย่างเช่น เพื่อให้เหล็กและผงซัลเฟอร์ทำปฏิกิริยาเมื่อถูกความร้อน เหล็กจะต้องอยู่ในรูปของขี้เลื่อยเนื้อละเอียด

โปรดทราบว่าในกรณีนี้คือสูตร (1) โดยนัย! สูตร (2) แสดงความเร็วต่อหน่วยพื้นที่ จึงไม่สามารถขึ้นอยู่กับพื้นที่ได้

5) อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับการมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยาหรือสารยับยั้ง

ตัวเร่งปฏิกิริยา- สารที่เร่งปฏิกิริยาเคมีแต่ไม่ถูกบริโภค ตัวอย่างคือการสลายตัวอย่างรวดเร็วของไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ด้วยการเติมตัวเร่งปฏิกิริยา - แมงกานีส (IV) ออกไซด์:

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

แมงกานีส (IV) ออกไซด์ยังคงอยู่ที่ด้านล่างและสามารถนำกลับมาใช้ใหม่ได้

สารยับยั้ง- สารที่ทำให้ปฏิกิริยาช้าลง ตัวอย่างเช่น สารยับยั้งการกัดกร่อนจะถูกเพิ่มเข้าไปในระบบทำน้ำร้อนเพื่อยืดอายุของท่อและหม้อน้ำ ในรถยนต์ สารยับยั้งการกัดกร่อนจะถูกเติมลงในน้ำมันเบรกและน้ำหล่อเย็น

ตัวอย่างเพิ่มเติมบางส่วน

อิทธิพลของธรรมชาติของอนุภาคที่ทำปฏิกิริยานั้นพิจารณาจากองค์ประกอบอะตอม โครงสร้างเชิงพื้นที่ และคุณสมบัติของโมเลกุล อัตราของปฏิกิริยาเคมีถูกกำหนดโดยอัตราการแตกของพันธะเคมีบางชนิดและการก่อตัวของพันธะเคมีอื่นๆ การเปลี่ยนแปลงเหล่านี้เกิดขึ้นในปฏิกิริยาเบื้องต้น เป็นที่ทราบกันว่าการเปลี่ยนแปลงความยาวของพันธะเคมี มุมพันธะ และพารามิเตอร์ทางเรขาคณิตอื่นๆ ของโมเลกุลจะมาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงพลังงานศักย์ของมัน ดังนั้นปฏิสัมพันธ์ของอนุภาคในปฏิกิริยาเบื้องต้นควรมีลักษณะเฉพาะด้วยการเปลี่ยนแปลงพลังงานศักย์ของทั้งระบบ เนื่องจากโมเลกุลที่ทำปฏิกิริยามักจะมีอะตอมจำนวนมาก การกระทำเบื้องต้นของปฏิกิริยาเคมีจึงมีลักษณะเฉพาะ พื้นผิวพลังงานศักย์หลายมิติพื้นผิวพลังงานศักย์นี้สะท้อนถึงผลกระทบของการเปลี่ยนแปลงในแต่ละพารามิเตอร์ทางเรขาคณิตของโมเลกุลหนึ่งต่อพลังงานของการมีปฏิสัมพันธ์กับอีกโมเลกุลหนึ่งและในทางกลับกัน

อย่างไรก็ตาม ปฏิกิริยามักเกิดขึ้นที่จุดใดจุดหนึ่งในโมเลกุล นั่นก็คือจุดนั้นเอง ศูนย์ปฏิกิริยาดังนั้นจึงเป็นไปได้ที่จะติดตามการเปลี่ยนแปลงในพลังงานศักย์ของระบบปฏิกิริยาโดยการพิจารณาพารามิเตอร์จำนวนจำกัดที่เกี่ยวข้องกับศูนย์ปฏิกิริยาเท่านั้น ตัวอย่างเช่น ความยาวของพันธะสองพันธะ: พันธะหนึ่งก่อตัวขึ้นและพันธะหนึ่งแตก และมุมของพันธะระหว่างพันธะทั้งสอง จากนั้น แทนที่จะเป็นพื้นผิวพลังงานศักย์ เราสามารถพิจารณาการเปลี่ยนแปลงในพลังงานศักย์ของระบบปฏิกิริยาที่สัมพันธ์กับชุดพิกัดที่จำกัดนี้ ซึ่งเรียกว่า พิกัดปฏิกิริยา

อิทธิพลของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้น ในสมการของจลนพลศาสตร์เคมี  = C A C B อิทธิพลของอุณหภูมิส่งผลในทางปฏิบัติต่อการเปลี่ยนแปลงของค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา  เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ค่าคงที่  จะเพิ่มขึ้น ดังนั้นอัตราการเกิดปฏิกิริยาจึงเพิ่มขึ้น

ถ้าเราแสดงค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาที่กำหนดที่อุณหภูมิ T ด้วย  T และค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาเดียวกันที่อุณหภูมิ (T + 10K) ด้วย  T+10K อัตราส่วนของปริมาณที่สองต่อปริมาณแรกจะให้ ที่เรียกว่า ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยา ():

 =  T+10K /  T (22.)

ตามกฎ Van't Hoff โดยประมาณ (เชิงประจักษ์) ค่าของสัมประสิทธิ์อุณหภูมิ  อยู่ในช่วง 2 ถึง 4 เช่น เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 K อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้นสองถึงสี่เท่า

รูปที่ 1. การพึ่งพาค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิในปฏิกิริยา

การก่อตัว (1) และการสลายตัวของ HI (2)

ตามกฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตรา  สำหรับปฏิกิริยาเคมีแต่ละชนิดต้องเป็นค่าคงที่ อย่างไรก็ตาม ในความเป็นจริงมันจะลดลงอย่างมากตามอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น ซึ่งเห็นได้ชัดเจนจากรูปที่ 1 ซึ่งแสดงเส้นโค้ง  = f (T) สำหรับปฏิกิริยาการก่อตัวและการสลายตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิ 30 K (จาก 743 เป็น 773 K) ส่งผลให้ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยาแรกลดลง 1.64 เท่า ครั้งที่สอง 1.71 เท่า สำหรับปฏิกิริยาเหล่านี้ กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ใช้ได้เฉพาะในช่วงอุณหภูมิที่ค่อนข้างแคบเท่านั้น

Arrhenius (1889) ค้นพบการพึ่งพาค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิที่แม่นยำยิ่งขึ้น สมการอาร์เรเนียสมีรูปแบบ

ln  = B  A / T, (23.)

โดยที่  คือค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา A และ B เป็นค่าคงที่ของปฏิกิริยาที่กำหนด T คืออุณหภูมิทางอุณหพลศาสตร์

จากสมการ (6.) เห็นได้ชัดว่าลอการิทึมของค่าคงที่อัตราจะขึ้นอยู่กับอุณหภูมิผกผันเป็นเส้นตรง

อัตราของปฏิกิริยาเคมีใดๆ ขึ้นอยู่กับจำนวนการชนกันของโมเลกุลที่ทำปฏิกิริยา เนื่องจากจำนวนการชนจะเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา อย่างไรก็ตาม ไม่ใช่ว่าการชนกันของโมเลกุลทุกครั้งจะมาพร้อมกับปฏิสัมพันธ์กัน แน่นอนว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาไม่เพียงขึ้นอยู่กับจำนวนการชนเท่านั้น แต่ยังขึ้นอยู่กับคุณสมบัติบางอย่างของโมเลกุลที่ชนกันด้วย ปรากฏการณ์นี้อธิบายไว้ในทฤษฎีการกระตุ้นอาร์เรเนียส

ตามทฤษฎีนี้ มีเพียงโมเลกุลเหล่านั้นเท่านั้นที่ทำปฏิกิริยาซึ่งมีพลังงานสำรองที่จำเป็นในการทำปฏิกิริยาเฉพาะ เช่น พลังงานส่วนเกินเมื่อเทียบกับพลังงานเฉลี่ยของโมเลกุล โมเลกุลดังกล่าวเรียกว่า คล่องแคล่วโมเลกุล เรียกว่าพลังงานส่วนเกินของโมเลกุลที่ใช้งานอยู่ซึ่งทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมีได้ พลังงานกระตุ้นพลังงานนี้มักจะแสดงเป็น kJ/kmol พลังงานกระตุ้นนั้นน้อยกว่าพลังงานในการทำลายพันธะในโมเลกุล เนื่องจากเพื่อให้โมเลกุลเกิดปฏิกิริยานั้นไม่จำเป็นเลยที่จะต้องทำลายพันธะทั้งหมด แต่ก็เพียงพอที่จะทำให้พวกมันอ่อนลง

ขนาดของพลังงานกระตุ้นขึ้นอยู่กับโครงสร้างของโมเลกุลและปฏิกิริยาที่โมเลกุลนี้เข้าไป เช่น ปฏิกิริยาเคมีแต่ละอย่างมีลักษณะเฉพาะด้วยพลังงานกระตุ้นที่เป็นลักษณะเฉพาะ มันสามารถลดลงได้ภายใต้อิทธิพลของปัจจัยภายนอก: อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น, พลังงานรังสี, ตัวเร่งปฏิกิริยา ฯลฯ พลังงานกระตุ้นจะปรากฏในโมเลกุลที่ใช้งานในรูปแบบต่างๆ: โมเลกุลที่ใช้งานอยู่สามารถมีความเร็วในการเคลื่อนที่สูงขึ้น, พลังงานการสั่นสะเทือนของอะตอมในโมเลกุลเพิ่มขึ้น ฯลฯ

ความเร็วของปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับพลังงานกระตุ้น: ยิ่งสูงเท่าไร ปฏิกิริยาก็จะยิ่งช้าลงเท่านั้น ในทางกลับกัน ยิ่งกำแพงพลังงานของปฏิกิริยายิ่งต่ำ จำนวนโมเลกุลก็จะยิ่งมีพลังงานส่วนเกินที่จำเป็นมากขึ้นเท่านั้น และปฏิกิริยานี้จะดำเนินไปเร็วขึ้นเท่านั้น ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีในท้ายที่สุดจึงขึ้นอยู่กับอัตราส่วนระหว่างจำนวนโมเลกุลที่ออกฤทธิ์และไม่ได้ใช้งาน

ในทฤษฎีการชนแบบแอคทีฟ Arrhenius แสดงให้เห็นว่าจำนวนโมเลกุลแอคทีฟสามารถคำนวณได้โดยใช้กฎ Maxwell-Boltzmann:

ไม่มี = รวมไม่มี จ อี/อาร์ที (24.)

โดยที่ N a คือจำนวนโมเลกุลที่ทำงานอยู่ NTOT – จำนวนโมเลกุลทั้งหมด จ – ฐานของลอการิทึมธรรมชาติ E – พลังงานกระตุ้น; T - อุณหภูมิทางอุณหพลศาสตร์ R คือค่าคงที่ของแก๊สสากล

ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นถูกอธิบายโดยความจริงที่ว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นไม่เพียง แต่พลังงานจลน์เฉลี่ยของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นเท่านั้น แต่ในขณะเดียวกันสัดส่วนของโมเลกุลที่มีพลังงานเหนือระดับหนึ่งก็เพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วเช่น สัดส่วนของโมเลกุลที่แอคทีฟที่สามารถทำปฏิกิริยาได้

ความเร็วของปฏิกิริยาถูกกำหนดโดยการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของโมลของสารตั้งต้นตัวใดตัวหนึ่ง:

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

โดยที่ C 1 และ C 2 คือความเข้มข้นของโมลาร์ของสาร ณ เวลา t 1 และ t 2 ตามลำดับ (เครื่องหมาย (+) - หากอัตราถูกกำหนดโดยผลคูณของปฏิกิริยา เครื่องหมาย (-) - โดยสารเริ่มต้น)

ปฏิกิริยาเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลของสารที่ทำปฏิกิริยาชนกัน ความเร็วของมันถูกกำหนดโดยจำนวนการชนและความน่าจะเป็นที่จะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลง จำนวนการชนกันถูกกำหนดโดยความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา และความน่าจะเป็นของการเกิดปฏิกิริยาจะถูกกำหนดโดยพลังงานของโมเลกุลที่ชนกัน
ปัจจัยที่มีอิทธิพลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี
1. ลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยา ธรรมชาติของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุลรีเอเจนต์มีบทบาทสำคัญ ปฏิกิริยาดำเนินไปในทิศทางของการทำลายพันธะที่แข็งแกร่งน้อยกว่าและการก่อตัวของสารที่มีพันธะที่แข็งแกร่งกว่า ดังนั้นการทำลายพันธะในโมเลกุล H 2 และ N 2 จึงต้องใช้พลังงานสูง โมเลกุลดังกล่าวมีปฏิกิริยาเล็กน้อย การทำลายพันธะในโมเลกุลที่มีขั้วสูง (HCl, H 2 O) ต้องใช้พลังงานน้อยลง และอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็สูงกว่ามาก ปฏิกิริยาระหว่างไอออนในสารละลายอิเล็กโทรไลต์เกิดขึ้นเกือบจะในทันที
ตัวอย่าง
ฟลูออรีนทำปฏิกิริยากับไฮโดรเจนอย่างระเบิดได้ที่อุณหภูมิห้อง โบรมีนจะทำปฏิกิริยากับไฮโดรเจนอย่างช้าๆ เมื่อถูกความร้อน
แคลเซียมออกไซด์ทำปฏิกิริยากับน้ำอย่างรุนแรงและปล่อยความร้อนออกมา คอปเปอร์ออกไซด์ - ไม่ทำปฏิกิริยา

2. ความเข้มข้น เมื่อความเข้มข้นเพิ่มขึ้น (จำนวนอนุภาคต่อหน่วยปริมาตร) การชนกันของโมเลกุลของสารที่ทำปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นบ่อยขึ้น - อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น
กฎแห่งการกระทำโดยรวม (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้น

เอเอ+บีบี+ . - - . - -

• [ก] ก [ข] ข . - -

ค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา k ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้น อุณหภูมิ และตัวเร่งปฏิกิริยา แต่ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารตั้งต้น
ความหมายทางกายภาพของอัตราคงที่คือ เท่ากับอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ความเข้มข้นต่อหน่วยของสารตั้งต้น
สำหรับปฏิกิริยาที่ต่างกัน ความเข้มข้นของเฟสของแข็งจะไม่รวมอยู่ในการแสดงออกของอัตราการเกิดปฏิกิริยา

3. อุณหภูมิ สำหรับอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นทุกๆ 10°C อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น 2-4 เท่า (กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์) เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นจาก t 1 เป็น t 2 การเปลี่ยนแปลงของอัตราการเกิดปฏิกิริยาสามารถคำนวณได้โดยใช้สูตร:

		(เสื้อ 2 - เสื้อ 1) / 10
วีที 2 / วีที 1	= ก

(โดยที่ Vt 2 และ Vt 1 คืออัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ t 2 และ t 1 ตามลำดับ g คือค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยานี้)
กฎของ Van't Hoff ใช้ได้เฉพาะในช่วงอุณหภูมิที่แคบเท่านั้น แม่นยำยิ่งขึ้นคือสมการของ Arrhenius:

• อี -เอ/RT

ที่ไหน
A เป็นค่าคงที่ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้น
R คือค่าคงที่ของก๊าซสากล

Ea คือพลังงานกระตุ้นเช่น พลังงานที่โมเลกุลที่ชนกันต้องมีเพื่อให้การชนกันทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี
แผนภาพพลังงานของปฏิกิริยาเคมี

ปฏิกิริยาคายความร้อน	ปฏิกิริยาดูดความร้อน

A - รีเอเจนต์, B - คอมเพล็กซ์ที่เปิดใช้งาน (สถานะการเปลี่ยนผ่าน), C - ผลิตภัณฑ์
ยิ่งพลังงานกระตุ้น Ea สูง อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น

4. พื้นผิวสัมผัสของสารที่ทำปฏิกิริยา สำหรับระบบที่ต่างกัน (เมื่อสารอยู่ในสถานะการรวมตัวที่แตกต่างกัน) ยิ่งพื้นผิวสัมผัสมีขนาดใหญ่เท่าไร ปฏิกิริยาก็จะยิ่งเร็วขึ้นเท่านั้น พื้นที่ผิวของของแข็งสามารถเพิ่มขึ้นได้โดยการบดและสำหรับสารที่ละลายน้ำได้โดยการละลาย

5. การเร่งปฏิกิริยา สารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาและเพิ่มความเร็วของสารซึ่งคงอยู่ไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อสิ้นสุดปฏิกิริยาเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา กลไกการออกฤทธิ์ของตัวเร่งปฏิกิริยาสัมพันธ์กับการลดลงของพลังงานกระตุ้นของปฏิกิริยาเนื่องจากการก่อตัวของสารประกอบระดับกลาง ที่ การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันรีเอเจนต์และตัวเร่งปฏิกิริยาประกอบด้วยเฟสเดียว (อยู่ในสถานะการรวมตัวเดียวกัน) โดยมี การเร่งปฏิกิริยาต่างกัน- ระยะต่างๆ (อยู่ในสถานะการรวมกลุ่มที่แตกต่างกัน) ในบางกรณี กระบวนการทางเคมีที่ไม่พึงประสงค์สามารถเกิดขึ้นได้ช้าลงอย่างรวดเร็วโดยการเติมสารยับยั้งลงในตัวกลางที่ทำปฏิกิริยา (ปรากฏการณ์ " การเร่งปฏิกิริยาเชิงลบ").