რეაქტიული ნივთიერებების ბუნების გავლენა რეაქციების სიჩქარეზე. რეაქტიული ნივთიერებების ბუნების გავლენა რეაქციების სიჩქარეზე რა ფაქტორები განაპირობებს რეაქციების სიჩქარეს?

ქიმიური გარდაქმნების მექანიზმები და მათი სიჩქარე შესწავლილია ქიმიური კინეტიკის მიხედვით. ქიმიური პროცესები დროთა განმავლობაში სხვადასხვა სიჩქარით მიმდინარეობს. ზოგიერთი ხდება სწრაფად, თითქმის მყისიერად, ხოლო ზოგს ძალიან დიდი დრო სჭირდება.

კონტაქტში

სიჩქარის რეაქცია- რეაგენტების მოხმარების სიჩქარე (მათი კონცენტრაცია მცირდება) ან რეაქციის პროდუქტები წარმოიქმნება ერთეულ მოცულობაზე.

ფაქტორები, რომლებსაც შეუძლიათ გავლენა მოახდინონ ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე

შემდეგი ფაქტორები გავლენას ახდენენ ქიმიური რეაქციის სისწრაფეზე:

• ნივთიერებების კონცენტრაცია;
• რეაგენტების ბუნება;
• ტემპერატურა;
• კატალიზატორის არსებობა;
• წნევა (გაზის გარემოში რეაქციებისთვის).

ამრიგად, ქიმიური პროცესის გარკვეული პირობების შეცვლით, თქვენ შეგიძლიათ გავლენა მოახდინოთ იმაზე, თუ რამდენად სწრაფად განვითარდება პროცესი.

ქიმიური ურთიერთქმედების პროცესში რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების ნაწილაკები ერთმანეთს ეჯახება. ასეთი დამთხვევების რიცხვი პროპორციულია ნივთიერებების ნაწილაკების რაოდენობისა, რომლებიც მოძრავი ნარევის მოცულობაშია და, შესაბამისად, პროპორციულია რეაგენტების მოლური კონცენტრაციისა.

მასობრივი მოქმედების კანონიაღწერს რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულებას ურთიერთქმედების ნივთიერებების მოლარულ კონცენტრაციებზე.

ელემენტარული რეაქციისთვის (A + B → ...) ეს კანონი გამოიხატება ფორმულით:

υ = k ∙С A ∙С B,

სადაც k არის სიჩქარის მუდმივი; C A და C B არის A და B რეაგენტების მოლური კონცენტრაციები.

თუ ერთ-ერთი რეაქციაში მყოფი ნივთიერება მყარ მდგომარეობაშია, მაშინ ურთიერთქმედება ხდება ინტერფეისზე; შესაბამისად, მყარი ნივთიერების კონცენტრაცია არ შედის მასის მოქმედების კინეტიკური კანონის განტოლებაში. სიჩქარის მუდმივის ფიზიკური მნიშვნელობის გასაგებად აუცილებელია ავიღოთ C, A და C B 1-ის ტოლი. შემდეგ ირკვევა, რომ სიჩქარის მუდმივი ტოლია რეაქციის სიჩქარის რეაქციის კონცენტრაციებში, რომელიც ტოლია ერთიანობას.

რეაგენტების ბუნება

მას შემდეგ, რაც ურთიერთქმედების დროს რეაქტიული ნივთიერებების ქიმიური ბმები ნადგურდება და წარმოიქმნება რეაქციის პროდუქტების ახალი ბმები, ნაერთების რეაქციაში ჩართული ობლიგაციების ბუნება და მოლეკულების სტრუქტურა დიდ როლს ითამაშებს. .

რეაგენტების კონტაქტის ზედაპირი

ისეთი მახასიათებელი, როგორიცაა მყარი რეაგენტების კონტაქტის ზედაპირი, გავლენას ახდენს რეაქციის მიმდინარეობაზე, ზოგჯერ საკმაოდ მნიშვნელოვნად. მყარი დაფქვა საშუალებას გაძლევთ გაზარდოთ რეაგენტების კონტაქტის ზედაპირი და, შესაბამისად, დააჩქაროთ პროცესი. ხსნადი ნივთიერებების საკონტაქტო არე ადვილად იზრდება ნივთიერების დაშლით.

რეაქციის ტემპერატურა

ტემპერატურის მატებასთან ერთად გაიზრდება შეჯახებული ნაწილაკების ენერგია; აშკარაა, რომ ტემპერატურის მატებასთან ერთად თავად ქიმიური პროცესი დაჩქარდება. ნათელი მაგალითი იმისა, თუ როგორ მოქმედებს ტემპერატურის მატება ნივთიერებების ურთიერთქმედების პროცესზე, შეიძლება ჩაითვალოს ცხრილში მოცემული მონაცემები.

ცხრილი 1. ტემპერატურის ცვლილებების გავლენა წყლის წარმოქმნის სიჩქარეზე (O 2 + 2H 2 → 2H 2 O)

რაოდენობრივად იმის აღსაწერად, თუ როგორ შეუძლია ტემპერატურამ იმოქმედოს ნივთიერებების ურთიერთქმედების სიჩქარეზე, გამოიყენება ვანტ ჰოფის წესი. ვანტ ჰოფის წესია, რომ როდესაც ტემპერატურა 10 გრადუსით იზრდება, აჩქარება ხდება 2-4-ჯერ.

მათემატიკური ფორმულა, რომელიც აღწერს ვან ჰოფის წესს, ასეთია:

სადაც γ არის ქიმიური რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი (γ = 2−4).

მაგრამ არენიუსის განტოლება ბევრად უფრო ზუსტად აღწერს სიჩქარის მუდმივის ტემპერატურულ დამოკიდებულებას:

სადაც R არის უნივერსალური აირის მუდმივი, A არის ფაქტორი, რომელიც განისაზღვრება რეაქციის ტიპის მიხედვით, E, A არის აქტივაციის ენერგია.

აქტივაციის ენერგია არის ენერგია, რომელიც მოლეკულამ უნდა შეიძინოს ქიმიური ტრანსფორმაციისთვის. ანუ, ეს არის ერთგვარი ენერგეტიკული ბარიერი, რომლის გადალახვა მოლეკულებს რეაქციის მოცულობაში მოუწევთ, რათა გადაანაწილონ ბმები.

აქტივაციის ენერგია არ არის დამოკიდებული გარე ფაქტორებზე, არამედ დამოკიდებულია ნივთიერების ბუნებაზე. აქტივაციის ენერგეტიკული ღირებულება 40 - 50 კჯ/მოლ-მდე საშუალებას აძლევს ნივთიერებებს საკმაოდ აქტიური რეაგირება მოახდინონ ერთმანეთთან. თუ აქტივაციის ენერგია აღემატება 120 კჯ/მოლს, მაშინ ნივთიერებები (ჩვეულებრივ ტემპერატურაზე) რეაგირებენ ძალიან ნელა. ტემპერატურის ცვლილება იწვევს აქტიური მოლეკულების რაოდენობის ცვლილებას, ანუ მოლეკულებს, რომლებმაც მიაღწიეს აქტივაციის ენერგიაზე მეტ ენერგიას და, შესაბამისად, შეუძლიათ ქიმიური გარდაქმნები.

კატალიზატორი მოქმედება

კატალიზატორი არის ნივთიერება, რომელსაც შეუძლია დააჩქაროს პროცესი, მაგრამ არ არის მისი პროდუქტების ნაწილი. კატალიზი (ქიმიური ტრანსფორმაციის აჩქარება) იყოფა ერთგვაროვან და ჰეტეროგენებად. თუ რეაგენტები და კატალიზატორი აგრეგაციის ერთსა და იმავე მდგომარეობაში არიან, მაშინ კატალიზს ეწოდება ერთგვაროვანი, თუ სხვადასხვა მდგომარეობაში, მაშინ ის ჰეტეროგენულია. კატალიზატორების მოქმედების მექანიზმები მრავალფეროვანია და საკმაოდ რთული. გარდა ამისა, აღსანიშნავია, რომ კატალიზატორებს ახასიათებთ მოქმედების შერჩევითობა. ანუ ერთი და იგივე კატალიზატორი, ერთი რეაქციის დაჩქარებისას, შეიძლება არ შეცვალოს მეორის სიჩქარე.

წნევა

თუ ტრანსფორმაციაში მონაწილეობენ აირისებრი ნივთიერებები, მაშინ პროცესის სიჩქარეზე გავლენას მოახდენს სისტემაში წნევის ცვლილება. . ეს იმიტომ ხდებარომ აირისებრი რეაგენტებისთვის წნევის ცვლილება იწვევს კონცენტრაციის ცვლილებას.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის ექსპერიმენტული განსაზღვრა

ქიმიური ტრანსფორმაციის სიჩქარე შეიძლება განისაზღვროს ექსპერიმენტულად, მონაცემების მოპოვებით, თუ როგორ იცვლება რეაქციაში შემავალი ნივთიერებების ან პროდუქტების კონცენტრაცია დროის ერთეულში. ასეთი მონაცემების მოპოვების მეთოდები იყოფა

• ქიმიური,
• ფიზიკურ-ქიმიური.

ქიმიური მეთოდები საკმაოდ მარტივი, ხელმისაწვდომი და ზუსტია. მათი დახმარებით, სიჩქარე განისაზღვრება რეაგენტების ან პროდუქტების ნივთიერების კონცენტრაციის ან რაოდენობის უშუალო გაზომვით. ნელი რეაქციის შემთხვევაში, ნიმუშების აღება ხდება რეაგენტის მოხმარების მონიტორინგისთვის. შემდეგ განისაზღვრება ნიმუშში რეაგენტის შემცველობა. სინჯების რეგულარული ინტერვალით აღებით შესაძლებელია მონაცემების მიღება ურთიერთქმედების პროცესში ნივთიერების რაოდენობის ცვლილების შესახებ. ანალიზის ყველაზე ხშირად გამოყენებული ტიპებია ტიტრიმეტრია და გრავიმეტრია.

თუ რეაქცია სწრაფად მიმდინარეობს, მაშინ ის უნდა შეწყდეს ნიმუშის აღების მიზნით. ეს შეიძლება გაკეთდეს გაგრილების გამოყენებით, კატალიზატორის მკვეთრი მოცილება, ასევე შესაძლებელია ერთ-ერთი რეაგენტის განზავება ან გადატანა არარეაქტიულ მდგომარეობაში.

თანამედროვე ექსპერიმენტულ კინეტიკაში ფიზიკოქიმიური ანალიზის მეთოდები უფრო ხშირად გამოიყენება, ვიდრე ქიმიური. მათი დახმარებით თქვენ შეგიძლიათ რეალურ დროში დააკვირდეთ ცვლილებებს ნივთიერებების კონცენტრაციებში. ამ შემთხვევაში არ არის საჭირო რეაქციის შეჩერება და ნიმუშების აღება.

ფიზიკოქიმიური მეთოდები ეფუძნება ფიზიკური თვისების გაზომვას, რომელიც დამოკიდებულია სისტემაში გარკვეული ნაერთის რაოდენობრივ შემცველობაზე და იცვლება დროთა განმავლობაში. მაგალითად, თუ აირები მონაწილეობენ რეაქციაში, მაშინ წნევა შეიძლება იყოს ასეთი თვისება. ასევე იზომება ელექტრული გამტარობა, გარდატეხის ინდექსი და ნივთიერებების შთანთქმის სპექტრები.

კინეტიკა- მეცნიერება ქიმიური რეაქციების სიჩქარის შესახებ.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე- ქიმიური ურთიერთქმედების ელემენტარული აქტების რაოდენობა, რომლებიც ხდება დროის ერთეულზე ერთეულ მოცულობაზე (ერთგვაროვანი) ან ერთეულ ზედაპირზე (ჰეტეროგენული).

ნამდვილი რეაქციის სიჩქარე:

ჰომოგენური, ჰეტეროგენული რეაქციებისთვის:

1) რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაცია;

2) ტემპერატურა;

3) კატალიზატორი;

4) ინჰიბიტორი.

მხოლოდ ჰეტეროგენებისთვის:

1) რეაქტიული ნივთიერებების მიწოდების სიჩქარე ფაზის ინტერფეისზე;

2) ზედაპირის ფართობი.

მთავარი ფაქტორი არის რეაქტიული ნივთიერებების ბუნება - ატომებს შორის ობლიგაციების ბუნება რეაგენტების მოლეკულებში.

NO 2 – აზოტის ოქსიდი (IV) – მელას კუდი, CO – ნახშირბადის მონოქსიდი, ნახშირბადის მონოქსიდი.

თუ ისინი იჟანგება ჟანგბადით, მაშინ პირველ შემთხვევაში რეაქცია მყისიერად მოხდება, როგორც კი ჭურჭლის თავსახურის გახსნა მოხდება, მეორე შემთხვევაში რეაქცია დროთა განმავლობაში გრძელდება.

რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაცია განხილული იქნება ქვემოთ.

ლურჯი ოფლიანობა მიუთითებს გოგირდის ნალექის მომენტზე, რაც უფრო მაღალია კონცენტრაცია, მით უფრო მაღალია სიჩქარე.

ბრინჯი. 10

რაც უფრო მაღალია Na 2 S 2 O 3 კონცენტრაცია, მით ნაკლები დრო სჭირდება რეაქციას. გრაფიკზე (ნახ. 10) ნაჩვენებია პირდაპირპროპორციული ურთიერთობა. რეაქციის სიჩქარის რაოდენობრივი დამოკიდებულება რეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციაზე გამოიხატება LMA-ით (მასობრივი მოქმედების კანონი), რომელშიც ნათქვამია: ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების კონცენტრაციის პროდუქტის.

Ისე, კინეტიკის ძირითადი კანონიარის ექსპერიმენტულად დადგენილი კანონი: რეაქციის სიჩქარე პროპორციულია რეაქტორების კონცენტრაციისა, მაგალითად: (ე.ი. რეაქციისთვის)

ამ რეაქციისთვის H 2 + J 2 = 2HJ - სიჩქარე შეიძლება გამოიხატოს ნებისმიერი ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილების თვალსაზრისით. თუ რეაქცია მიმდინარეობს მარცხნიდან მარჯვნივ, მაშინ H 2 და J 2 კონცენტრაცია შემცირდება და HJ კონცენტრაცია გაიზრდება რეაქციის პროგრესირებასთან ერთად. მყისიერი რეაქციის სიჩქარისთვის შეგვიძლია დავწეროთ გამონათქვამი:

კვადრატული ფრჩხილები მიუთითებს კონცენტრაციაზე.

ფიზიკური მნიშვნელობა k–მოლეკულები უწყვეტ მოძრაობაში არიან, ეჯახებიან, შორდებიან და ეჯახებიან ჭურჭლის კედლებს. იმისათვის, რომ ქიმიური რეაქცია წარმოიქმნას HJ, უნდა მოხდეს H2 და J2 მოლეკულების შეჯახება. ასეთი შეჯახების რაოდენობა იქნება მეტი, რაც უფრო მეტია H 2 და J 2 მოლეკულა შეიცავს მოცულობას, ანუ მით მეტია [H 2 ] და . მაგრამ მოლეკულები სხვადასხვა სიჩქარით მოძრაობენ და ორი შეჯახებული მოლეკულის მთლიანი კინეტიკური ენერგია განსხვავებული იქნება. თუ უსწრაფესი მოლეკულები H 2 და J 2 ეჯახებიან, მათი ენერგია შეიძლება იყოს იმდენად მაღალი, რომ მოლეკულები იშლება იოდისა და წყალბადის ატომებად, რომლებიც ერთმანეთს შორდებიან და შემდეგ ურთიერთქმედებენ სხვა მოლეკულებთან H 2 + J 2. > 2H+2J, შემდეგ H + J 2 > HJ + J. თუ შეჯახებული მოლეკულების ენერგია ნაკლებია, მაგრამ საკმარისად მაღალი, რათა შესუსტდეს H – H და J – J ბმები, მოხდება წყალბადის იოდიდის წარმოქმნის რეაქცია:

შეჯახებული მოლეკულების უმეტესობისთვის, ენერგია ნაკლებია, ვიდრე საჭიროა H 2 და J 2 ბმების შესუსტება. ასეთი მოლეკულები „ჩუმად“ შეეჯახებიან და ასევე „მშვიდად“ გაიფანტებიან და დარჩებიან ის, რაც იყო, H 2 და J 2. ამრიგად, შეჯახების არა ყველა, არამედ მხოლოდ ნაწილი იწვევს ქიმიურ რეაქციას. პროპორციულობის კოეფიციენტი (k) გვიჩვენებს ეფექტური შეჯახების რაოდენობას, რომელიც იწვევს შეჯახების რეაქციას კონცენტრაციებში [H 2 ] = 1 მოლი. მაგნიტუდა k–კონსტ სიჩქარე. როგორ შეიძლება სიჩქარე იყოს მუდმივი? დიახ, ერთგვაროვანი მართკუთხა მოძრაობის სიჩქარე არის მუდმივი ვექტორული სიდიდე, რომელიც უდრის სხეულის მოძრაობის თანაფარდობას დროის ნებისმიერ მონაკვეთში ამ ინტერვალის მნიშვნელობასთან. მაგრამ მოლეკულები ქაოტურად მოძრაობენ, მაშინ როგორ შეიძლება იყოს სიჩქარე? მაგრამ მუდმივი სიჩქარე შეიძლება იყოს მხოლოდ მუდმივ ტემპერატურაზე. ტემპერატურის მატებასთან ერთად, სწრაფი მოლეკულების პროპორცია, რომელთა შეჯახება იწვევს რეაქციას, იზრდება, ანუ სიჩქარის მუდმივი იზრდება. მაგრამ სიჩქარის მუდმივი ზრდა არ არის შეუზღუდავი. გარკვეულ ტემპერატურაზე მოლეკულების ენერგია იმდენად დიდი გახდება, რომ რეაგენტების თითქმის ყველა შეჯახება ეფექტური იქნება. როდესაც ორი სწრაფი მოლეკულა ეჯახება, საპირისპირო რეაქცია მოხდება.

დადგება მომენტი, როდესაც H 2-დან და J 2-დან 2HJ-ის წარმოქმნის და დაშლის სიჩქარეები ტოლი იქნება, მაგრამ ეს უკვე ქიმიური წონასწორობაა. რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება რეაგენტების კონცენტრაციაზე შეიძლება გამოვლინდეს ნატრიუმის თიოსულფატის ხსნარის გოგირდმჟავას ხსნართან ურთიერთქმედების ტრადიციული რეაქციის გამოყენებით.

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)

რეაქცია (1) ხდება თითქმის მყისიერად. რეაქციის სიჩქარე (2) დამოკიდებულია მუდმივ ტემპერატურაზე რეაგენტის H 2 S 2 O 3 კონცენტრაციაზე. ეს არის ზუსტად ის რეაქცია, რომელიც ჩვენ დავაკვირდით - ამ შემთხვევაში სიჩქარე იზომება დროით, ხსნარების შერწყმის დასაწყისიდან ოფლიანობამდე. სტატიაში ლ.მ.კუზნეცოვა აღწერილია ნატრიუმის თიოსულფატის რეაქცია მარილმჟავასთან. იგი წერს, რომ როდესაც ხსნარი დრენირებულია, ხდება ოფლიანობა (სიბურდულობა). მაგრამ L.M. კუზნეცოვას ეს განცხადება მცდარია, რადგან ოფლიანობა და სიმღვრივე ორი განსხვავებული რამ არის. ოპალესცენცია (ოპალიდან და ლათინურიდან ესცენტია– სუფიქსი, რაც ნიშნავს სუსტ ეფექტს) – სინათლის გაფანტვა ბუნდოვანი მედიით მათი ოპტიკური არაერთგვაროვნების გამო. სინათლის გაფანტვა- გარემოში გავრცელებული სინათლის სხივების გადახრა ყველა მიმართულებით საწყისი მიმართულებიდან. კოლოიდურ ნაწილაკებს შეუძლიათ სინათლის გაფანტვა (ტინდალ-ფარადეის ეფექტი) - ეს ხსნის ოპალესცენციას, კოლოიდური ხსნარის მცირე სიმღვრივეს. ამ ექსპერიმენტის ჩატარებისას აუცილებელია გავითვალისწინოთ ლურჯი ოფლიანობა, შემდეგ კი გოგირდის კოლოიდური სუსპენზიის კოაგულაცია. სუსპენზიის იგივე სიმკვრივე შეინიშნება ხსნარის ფენის მეშვეობით ზემოდან დაფიქსირებული ნებისმიერი ნიმუშის (მაგალითად, ჭიქის ძირზე ბადე) თვალსაჩინო გაქრობით. დრო ითვლება წამზომის გამოყენებით გადინების მომენტიდან.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O და H 2 SO 4 ხსნარები.

პირველი მზადდება 7,5 გ მარილის გახსნით 100 მლ H 2 O-ში, რაც შეესაბამება 0,3 M კონცენტრაციას. იმავე კონცენტრაციის H 2 SO 4 ხსნარის მოსამზადებლად, თქვენ უნდა გაზომოთ 1,8 მლ H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 გ/სმ 3 და გახსენით 120 მლ H 2 O. მომზადებული Na 2 S 2 O 3 ხსნარი ჩაასხით სამ ჭიქაში: პირველში 60 მლ, მეორეში 30 მლ, მესამეში 10 მლ. მეორე ჭიქას დაამატეთ 30 მლ გამოხდილი H 2 O, ხოლო მესამე ჭიქას 50 მლ. ამრიგად, სამივე ჭიქაში იქნება 60 მლ სითხე, მაგრამ პირველში მარილის კონცენტრაცია პირობითია = 1, მეორეში - ½, ხოლო მესამეში - 1/6. ხსნარების მომზადების შემდეგ პირველ ჭიქაში ჩაასხით 60 მლ H 2 SO 4 ხსნარი მარილის ხსნარით და ჩართეთ წამზომი და ა.შ. იმის გათვალისწინებით, რომ რეაქციის სიჩქარე მცირდება Na 2 S 2 O 3 ხსნარის განზავებისას, ის შეიძლება განისაზღვროს, როგორც დროის უკუპროპორციული სიდიდე v = 1/? და შექმენით გრაფიკი, დახაზეთ კონცენტრაცია აბსცისის ღერძზე და რეაქციის სიჩქარე ორდინატთა ღერძზე. აქედან დასკვნა ის არის, რომ რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია ნივთიერებების კონცენტრაციაზე. მიღებული მონაცემები ჩამოთვლილია ცხრილში 3. ეს ექსპერიმენტი შეიძლება ჩატარდეს ბურეტების გამოყენებით, მაგრამ ამას შემსრულებლისგან დიდი პრაქტიკა სჭირდება, რადგან გრაფიკი შეიძლება არასწორი იყოს.

ცხრილი 3

სიჩქარე და რეაქციის დრო

Guldberg-Waage კანონი დადასტურებულია - ქიმიის პროფესორი Gulderg და ახალგაზრდა მეცნიერი Waage).

განვიხილოთ შემდეგი ფაქტორი - ტემპერატურა.

ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ქიმიური რეაქციების უმეტესობის სიჩქარე იზრდება. ეს დამოკიდებულება აღწერილია ვან ჰოფის წესით: „ტემპერატურის ყოველი 10 °C მატებაზე, ქიმიური რეაქციების სიჩქარე იზრდება 2-დან 4-ჯერ“.

სად ? – ტემპერატურის კოეფიციენტი, რომელიც აჩვენებს რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე, როდესაც ტემპერატურა იზრდება 10 °C-ით;

ვ 1 - რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურაზე t 1;

v 2 -რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურაზე t2.

მაგალითად, რეაქციას 50 °C-ზე სჭირდება ორი წუთი, რამდენი დრო დასჭირდება პროცესის დასრულებას 70 °C-ზე თუ ტემპერატურის კოეფიციენტი ? = 2?

t 1 = 120 წ = 2 წთ; t 1 = 50 °C; t 2 = 70 °C.

ტემპერატურის უმნიშვნელო მატებაც კი იწვევს მოლეკულის აქტიური შეჯახების რეაქციის სიჩქარის მკვეთრ ზრდას. აქტივაციის თეორიის მიხედვით, პროცესში მონაწილეობენ მხოლოდ ის მოლეკულები, რომელთა ენერგიაც გარკვეული რაოდენობით აღემატება მოლეკულების საშუალო ენერგიას. ეს ჭარბი ენერგია არის აქტივაციის ენერგია. მისი ფიზიკური მნიშვნელობა არის ენერგია, რომელიც აუცილებელია მოლეკულების აქტიური შეჯახებისთვის (ორბიტალების გადაწყობა). აქტიური ნაწილაკების რაოდენობა და შესაბამისად რეაქციის სიჩქარე იზრდება ტემპერატურასთან ერთად ექსპონენციალური კანონის მიხედვით, არენიუსის განტოლების მიხედვით, რომელიც ასახავს სიჩქარის მუდმივის დამოკიდებულებას ტემპერატურაზე.

სად A -არენიუსის პროპორციულობის კოეფიციენტი;

k–ბოლცმანის მუდმივი;

E A -აქტივაციის ენერგია;

R –გაზის მუდმივი;

T-ტემპერატურა.

კატალიზატორი არის ნივთიერება, რომელიც აჩქარებს რეაქციის სიჩქარეს მოხმარების გარეშე.

კატალიზი– კატალიზატორის თანდასწრებით რეაქციის სიჩქარის შეცვლის ფენომენი. არსებობს ჰომოგენური და ჰეტეროგენული კატალიზი. ერთგვაროვანი– თუ რეაგენტები და კატალიზატორი აგრეგაციის ერთსა და იმავე მდგომარეობაშია. ჰეტეროგენული- თუ რეაგენტები და კატალიზატორი აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაშია. კატალიზის შესახებ იხილეთ ცალკე (შემდგომში).

ინჰიბიტორი- ნივთიერება, რომელიც ანელებს რეაქციის სიჩქარეს.

შემდეგი ფაქტორი არის ზედაპირის ფართობი. რაც უფრო დიდია რეაგენტის ზედაპირის ფართობი, მით მეტია სიჩქარე. მაგალითის გამოყენებით განვიხილოთ დისპერსიის ხარისხის გავლენა რეაქციის სიჩქარეზე.

CaCO 3 - მარმარილო. ჩაყარეთ ფილა მარმარილო ჰიდროქლორინის მჟავას HCl-ში, დაელოდეთ ხუთი წუთი, ის მთლიანად დაიშლება.

მარმარილოს დაფხვნილი – მასთანაც იგივე პროცედურას გავაკეთებთ, ოცდაათ წამში გაიხსნება.

ორივე პროცესის განტოლება იგივეა.

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

ასე რომ, მარმარილოს ფხვნილის დამატებისას დრო ნაკლებია, ვიდრე ფილის მარმარილოს დამატებისას, იგივე მასისთვის.

ინტერფეისის ზედაპირის მატებასთან ერთად, ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე იზრდება.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია ბევრ ფაქტორზე, მათ შორის რეაგენტების ბუნებაზე, რეაგენტების კონცენტრაციაზე, ტემპერატურაზე და კატალიზატორების არსებობაზე. განვიხილოთ ეს ფაქტორები.

1). რეაგენტების ბუნება. თუ არსებობს იონური ბმის მქონე ნივთიერებებს შორის ურთიერთქმედება, მაშინ რეაქცია უფრო სწრაფად მიმდინარეობს, ვიდრე კოვალენტური ბმის მქონე ნივთიერებებს შორის.

2.) რეაგენტების კონცენტრაცია. ქიმიური რეაქციის განსახორციელებლად, რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების მოლეკულები უნდა შეეჯახონ. ანუ, მოლეკულები ისე უნდა მიუახლოვდნენ ერთმანეთს, რომ ერთი ნაწილაკების ატომები განიცდიან მეორის ელექტრული ველების მოქმედებას. მხოლოდ ამ შემთხვევაში იქნება შესაძლებელი ელექტრონული გადასვლები და ატომების შესაბამისი გადაწყობა, რის შედეგადაც წარმოიქმნება ახალი ნივთიერებების მოლეკულები. ამრიგად, ქიმიური რეაქციების სიჩქარე პროპორციულია მოლეკულებს შორის მომხდარი შეჯახების რაოდენობის პროპორციული, ხოლო შეჯახების რაოდენობა, თავის მხრივ, პროპორციულია რეაგენტების კონცენტრაციისა. ექსპერიმენტულ მასალაზე დაყრდნობით, ნორვეგიელმა მეცნიერებმა გულდბერგმა და ვაგემ და მათგან დამოუკიდებლად, რუსმა მეცნიერმა ბეკეტოვმა 1867 წელს ჩამოაყალიბეს ქიმიური კინეტიკის ძირითადი კანონი - მასობრივი მოქმედების კანონი(ZDM): მუდმივ ტემპერატურაზე, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე პირდაპირპროპორციულია რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების კონცენტრაციის პროდუქტის მათი სტექიომეტრიული კოეფიციენტების სიმძლავრის მიმართ. ზოგადი შემთხვევისთვის:

მასობრივი მოქმედების კანონს აქვს ფორმა:

მოცემული რეაქციისთვის მასის მოქმედების კანონის ჩაწერა ეწოდება რეაქციის ძირითადი კინეტიკური განტოლება. საბაზისო კინეტიკური განტოლებაში k არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივი, რომელიც დამოკიდებულია რეაქტანტების ბუნებაზე და ტემპერატურაზე.

ქიმიური რეაქციების უმეტესობა შექცევადია. ასეთი რეაქციების დროს მათი პროდუქტები, დაგროვების დროს, ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან და წარმოქმნიან საწყისი ნივთიერებებს:

წინა რეაქციის სიჩქარე:

უკუკავშირის სიჩქარე:

წონასწორობის მომენტში:

აქედან გამომდინარე წონასწორობის მდგომარეობაში მასის მოქმედების კანონი იღებს ფორმას:

სადაც K არის რეაქციის წონასწორობის მუდმივი.

3) ტემპერატურის გავლენა რეაქციის სიჩქარეზე. ქიმიური რეაქციების სიჩქარე, როგორც წესი, იზრდება ტემპერატურის გადამეტებისას. განვიხილოთ ეს წყალბადის ჟანგბადთან ურთიერთქმედების მაგალითის გამოყენებით.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

20 0 C ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარე პრაქტიკულად ნულის ტოლია და 54 მილიარდი წელი დასჭირდება ურთიერთქმედების 15%-ით პროგრესირებას. 500 0 C ტემპერატურაზე წყლის წარმოქმნას 50 წუთი დასჭირდება, ხოლო 700 0 C ტემპერატურაზე რეაქცია მყისიერად ხდება.

რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე გამოიხატება ვანტ ჰოფის წესი: ტემპერატურის 10 o-ით მატებასთან ერთად რეაქციის სიჩქარე იზრდება 2-4-ჯერ. ვანტ ჰოფის წესი წერია:

4) კატალიზატორების ეფექტი. ქიმიური რეაქციების სიჩქარის კონტროლი შესაძლებელია გამოყენებით კატალიზატორები- ნივთიერებები, რომლებიც ცვლიან რეაქციის სიჩქარეს და რჩებიან რეაქციის შემდეგ უცვლელი რაოდენობით. რეაქციის სიჩქარის შეცვლას კატალიზატორის თანდასწრებით კატალიზი ეწოდება. გამოარჩევენ დადებითი(რეაქციის სიჩქარე იზრდება) და უარყოფითი(რეაქციის სიჩქარე მცირდება) კატალიზი. ზოგჯერ კატალიზატორი წარმოიქმნება რეაქციის დროს; ასეთ პროცესებს ავტოკატალიტიკური ეწოდება. არსებობს ჰომოგენური და ჰეტეროგენული კატალიზი.

ზე ერთგვაროვანიკატალიზში კატალიზატორი და რეაქტანტები ერთსა და იმავე ფაზაშია. Მაგალითად:

ზე ჰეტეროგენულიკატალიზში კატალიზატორი და რეაქტანტები სხვადასხვა ფაზაშია. Მაგალითად:

ჰეტეროგენული კატალიზი ასოცირდება ფერმენტულ პროცესებთან. ცოცხალ ორგანიზმებში მიმდინარე ყველა ქიმიური პროცესი კატალიზირებულია ფერმენტების მიერ, რომლებიც წარმოადგენენ ცილებს გარკვეული სპეციალიზებული ფუნქციებით. ხსნარებში, რომლებშიც მიმდინარეობს ფერმენტული პროცესები, არ არსებობს ტიპიური ჰეტეროგენული გარემო, მკაფიოდ განსაზღვრული ფაზის ინტერფეისის არარსებობის გამო. ასეთ პროცესებს მიკროჰეტეროგენული კატალიზი ეწოდება.

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

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის განსაზღვრა, ისევე როგორც მისი დამოკიდებულების გარკვევა პროცესის პირობებზე, არის ქიმიური კინეტიკა - დროთა განმავლობაში ქიმიური რეაქციების ნიმუშების მეცნიერება.

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

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

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

ვინაიდან ნივთიერების ოდენობის თანაფარდობა მოცულობასთან წარმოადგენს C მოლარულ კონცენტრაციას, მაშინ

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

თუ სისტემის მოცულობა არ იცვლება.

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

განისაზღვრება, როგორც ნივთიერების რაოდენობის ცვლილება ერთეულ დროს ერთეულ ზედაპირზე.

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

ნივთიერების რაოდენობის ცვლილება, რომლითაც განისაზღვრება რეაქციის სიჩქარე, არის გარე ფაქტორი, რომელსაც აკვირდება მკვლევარი. ფაქტობრივად, ყველა პროცესი მიკრო დონეზე მიმდინარეობს. ცხადია, რომ ზოგიერთმა ნაწილაკმა რეაგირება მოახდინოს, ისინი ჯერ უნდა შეეჯახონ და ეფექტურად შეეჯახონ: ბურთებივით არ გაიფანტონ სხვადასხვა მიმართულებით, არამედ ისე, რომ „ძველი ბმები“ განადგურდეს ან დასუსტდეს ნაწილაკებში და „ახალი“ შეიძლება. ფორმა.” და ამისთვის ნაწილაკებს საკმარისი ენერგია უნდა ჰქონდეთ.

გამოთვლილი მონაცემები აჩვენებს, რომ, მაგალითად, გაზებში მოლეკულების შეჯახება ატმოსფერულ წნევაზე შეადგენს მილიარდებს წამში, ანუ ყველა რეაქცია უნდა მოხდეს მყისიერად. მაგრამ ეს ასე არ არის. გამოდის, რომ მოლეკულების მხოლოდ ძალიან მცირე ნაწილს აქვს საჭირო ენერგია ეფექტური შეჯახებამდე.

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

ამრიგად, რეაქციაში შემავალი ყველა ნაწილაკის გზაზე არის ენერგეტიკული ბარიერი, რომელიც ტოლია აქტივაციის ენერგიის E a. როდესაც ის პატარაა, არსებობს მრავალი ნაწილაკი, რომელსაც შეუძლია მისი გადალახვა და რეაქციის სიჩქარე მაღალია. წინააღმდეგ შემთხვევაში, საჭიროა "ბიძგი". როდესაც ასანთს აანთებთ ალკოჰოლის ნათურას, თქვენ ანიჭებთ დამატებით ენერგიას E, რომელიც აუცილებელია ალკოჰოლის მოლეკულების ჟანგბადის მოლეკულებთან ეფექტური შეჯახებისთვის (ბარიერის გადალახვა).

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

ტემპერატურა

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

ტემპერატურის ყოველი 10 °C მატება იწვევს ტემპერატურის ზრდასრეაქციის სიჩქარე 2-4 ჯერ(ამ მნიშვნელობას ეწოდება რეაქციის ტემპერატურული კოეფიციენტი).

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

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

თუმცა, რეაქციის სიჩქარის გასაზრდელად, ტემპერატურის გაზრდა ყოველთვის არ არის გამოსადეგი, რადგან საწყისმა ნივთიერებებმა შეიძლება დაიწყოს დაშლა, გამხსნელები ან თავად ნივთიერებები შეიძლება აორთქლდეს და ა.შ.

ენდოთერმული და ეგზოთერმული რეაქციები

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

რაზე შეიძლება მიუთითებდეს ეს ფაქტები? როდესაც რეაქციის პროდუქტებში წარმოიქმნება ახალი ქიმიური ბმები, მეტიენერგია, ვიდრე საჭიროა რეაგენტებში ქიმიური ბმების გასატეხად. ჭარბი ენერგია გამოიყოფა სითბოს და ზოგჯერ სინათლის სახით.

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

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

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

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

მაგალითად, ბევრი რედოქსული რეაქცია ეგზოთერმულია. ერთ-ერთი ასეთი მშვენიერი რეაქციაა ინტრამოლეკულური ჟანგვის შემცირება, რომელიც ხდება იმავე მარილის შიგნით - ამონიუმის დიქრომატი (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (ენერგია).

სხვა რამ არის საპასუხო რეაქცია. ისინი ანალოგიურია გორაზე ქვის გორებისა. CO 2-დან და წყლისგან მეთანის მიღება ჯერ კიდევ ვერ მოხერხდა და კალციუმის ჰიდროქსიდიდან Ca(OH) 2-დან ცოცხალი კირის CaO-ს მისაღებად საჭიროა ძლიერი გათბობა. ეს რეაქცია ხდება მხოლოდ ენერგიის მუდმივი ნაკადით გარედან:

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

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

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

რეაგენტების კონცენტრაცია

წნევის ცვლილება, როდესაც რეაქციაში მონაწილეობენ აირისებრი ნივთიერებები, ასევე იწვევს ამ ნივთიერებების კონცენტრაციის ცვლილებას.

ნაწილაკებს შორის ქიმიური ურთიერთქმედება რომ მოხდეს, ისინი ეფექტურად უნდა შეეჯახონ. რაც უფრო მაღალია რეაგენტების კონცენტრაცია, მით მეტია შეჯახება და, შესაბამისად, უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე. მაგალითად, აცეტილენი ძალიან სწრაფად იწვის სუფთა ჟანგბადში. ამ შემთხვევაში, იქმნება ლითონის დნობისთვის საკმარისი ტემპერატურა. დიდი რაოდენობით ექსპერიმენტული მასალის საფუძველზე, 1867 წელს ნორვეგიელებმა კ. გიულდენბერგმა და პ. ვააგმა და მათგან დამოუკიდებლად 1865 წელს, რუსმა მეცნიერმა ნ.ი. ბეკეტოვმა ჩამოაყალიბა ქიმიური კინეტიკის ძირითადი კანონი, რომელიც დაადგინა რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე. რეაქტიული ნივთიერებების.

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

ამ კანონსაც ეძახიან მასობრივი მოქმედების კანონი.

რეაქციისთვის A + B = D, ეს კანონი გამოისახება შემდეგნაირად:

რეაქციისთვის 2A + B = D, ეს კანონი გამოისახება შემდეგნაირად:

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

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

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

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

ანუ, რეაქციის სიჩქარე მხოლოდ ჟანგბადის კონცენტრაციის პროპორციულია.

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

კატალიზატორების მოქმედება

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

კატალიზატორი მოქმედებს როგორც გამოცდილი მეგზური, რომელიც ხელმძღვანელობს ტურისტების ჯგუფს არა მთებში მაღალ უღელტეხილზე (მის გადალახვას დიდი ძალისხმევა და დრო სჭირდება და ყველასთვის მიუწვდომელია), არამედ მისთვის ცნობილი შემოვლითი ბილიკებით, რომლის გასწვრივაც ერთი შეუძლია მთის გადალახვა ბევრად უფრო მარტივად და სწრაფად.

მართალია, შემოვლითი მარშრუტის გამოყენებით შეგიძლიათ მოხვდეთ არა ზუსტად იქ, სადაც მთავარი უღელტეხილი მიდის. მაგრამ ზოგჯერ ეს არის ზუსტად ის, რაც საჭიროა! ზუსტად ასე მუშაობენ კატალიზატორები, რომლებსაც სელექციურს უწოდებენ. გასაგებია, რომ არ არის საჭირო ამიაკის და აზოტის დაწვა, მაგრამ აზოტის (II) ოქსიდი გამოიყენება აზოტის მჟავას წარმოებაში.

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

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

არსებობს ორი სახის კატალიზი.

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

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

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

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

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

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

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

მაგალითად, წყალბადის ზეჟანგის ხსნარები სტაბილიზდება ინჰიბიტორების გამოყენებით.

რეაქტიული ნივთიერებების ბუნება (მათი შემადგენლობა, სტრუქტურა)

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

თუ აქტივაციის ენერგია დაბალია (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкнове­ний между частицами реагирующих веществ при­водит к их взаимодействию, и скорость такой ре­акции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

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

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

რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების საკონტაქტო ზედაპირი

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

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

მრეწველობაში, ჰეტეროგენული რეაქციების განსახორციელებლად, გამოიყენება "თხევადი საწოლი" რეაქტიული ნივთიერებების საკონტაქტო ზედაპირის გასაზრდელად, საწყისი ნივთიერებების მიწოდებისა და პროდუქტების მოცილებისთვის. მაგალითად, გოგირდმჟავას წარმოებისას პირიტები იწვება "თხევადი კალაპოტის" გამოყენებით.

საცნობარო მასალა ტესტის ჩასატარებლად:

მენდელეევის ცხრილი

ხსნადობის ცხრილი