Adətən konsentrasiya mol⁄ l, vaxt isə saniyə və ya dəqiqə ilə ifadə edilir . Məsələn, reaktivlərdən birinin ilkin konsentrasiyası 1 mol⁄l idisə və 4 s sonra. reaksiyanın əvvəlindən 0,6 mol⁄l oldu, sonra orta reaksiya sürəti (1-0,6) ⁄ 4 = 0,1 mol⁄(l∙s) bərabər olacaq.

Tənliyə uyğun olaraq gedən reaksiyanın sürətini ümumi şəkildə nəzərdən keçirək

A + B = C + D (1)

A maddəsi istehlak edildikdə, reaksiya sürəti azalır. Buradan belə nəticə çıxır ki, reaksiya sürəti yalnız müəyyən müddət ərzində müəyyən edilə bilər.

t 1 zamanında A maddənin konsentrasiyası c 1 dəyəri ilə, t 2 zamanında isə c 2 qiyməti ilə ölçüldüyündən, ∆t = t 2 - t 1 müddətində konsentrasiyanın dəyişməsi. maddə ∆c = c 2 - c 1 olacaq, orta reaksiya sürəti (υ) harada müəyyən ediləcək?

υ = - (c 2 - c 1 ⁄ t 2 - t 1) = ∆c⁄∆t

Mənfi işarə ona görə qoyulur ki, A maddəsinin konsentrasiyasının azalmasına və deməli, c 2 - c 1 fərqinin mənfi dəyərinə baxmayaraq, reaksiya sürəti yalnız müsbət qiymət ola bilər.

Siz həmçinin reaksiya məhsullarından birinin - C və ya D maddələrinin konsentrasiyasındakı dəyişiklikləri izləyə bilərsiniz; reaksiya zamanı artacaq və buna görə də tənliyin sağ tərəfinə artı işarəsi qoymaq lazımdır.

Reaksiya sürəti hər zaman dəyişdiyi üçün kimyəvi kinetik yalnız nəzərə alınır həqiqi reaksiya dərəcəsi υ , yəni müəyyən bir zamanda sürət.

Kimyəvi reaksiyanın sürətinə təsir edən amillər.

Kimyəvi reaksiyanın sürəti aşağıdakılardan asılıdır:

1. reaktivlərin təbiəti və reaksiya şəraiti

2. reaktivlərin konsentrasiyası c;

3. temperatur t;

4. katalizatorların olması;

5. eləcə də bəzi digər amillərdən (məsələn, təzyiqdən - qaz reaksiyaları üçün, üyüdülmədən - bərk cisimlər üçün, radioaktiv təsirdən).

Reaktivlərin konsentrasiyalarının təsiri.

A və B maddələri arasında kimyəvi qarşılıqlı təsirin baş verməsi üçün onların molekulları (hissəcikləri) toqquşmalıdır. Nə qədər çox toqquşma olarsa, reaksiya bir o qədər tez baş verir. Reaksiyaya girən maddələrin konsentrasiyası nə qədər yüksək olarsa, toqquşmaların sayı bir o qədər çox olar.

Beləliklə, geniş eksperimental material əsasında reaksiya sürətinin reaktivlərin konsentrasiyasından asılılığını təyin edən kimyəvi kinetikanın əsas qanunu tərtib edilmişdir:

kimyəvi reaksiyanın sürəti reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarının məhsulu ilə mütənasibdir.

Reaksiya (1) üçün bu qanun tənlik ilə ifadə olunacaq

υ =k c A∙ c B, və ya υ =k[A]∙[B],

burada c A və c B və ya [A] və [B] A və B maddələrinin konsentrasiyasıdır, mol⁄l;

k reaksiya sürətinin sabiti adlanan mütənasiblik əmsalıdır. Kimyəvi kinetikanın əsas qanunu çox vaxt kütlələrin hərəkət qanunu adlanır.

Ümumiyyətlə, reaksiya eyni vaxtda baş verərsə T A maddəsinin molekulları və B maddəsinin n molekulları, yəni.

reaksiya sürəti tənliyi belədir:

υ = k[A] m ∙[B] n,

Bu tənlik ümumi formada kütləvi hərəkət qanununun riyazi ifadəsidir.

Bu tənliklərdən asanlıqla qurmaq olar sabitin fiziki mənası sürət k: reaksiya verən maddələrin hər birinin konsentrasiyası 1 mol⁄l olduqda və ya onların məhsulu vahidə bərabər olduqda reaksiya sürətinə ədədi olaraq bərabərdir.

Reaksiya sürətinin sabiti reaktivlərin təbiətindən və temperaturdan asılıdır, lakin onların konsentrasiyasından asılı deyil.

Kimyəvi kinetikanın əsas qanunu bərk vəziyyətdə olan reaktivləri nəzərə almır, çünki onların konsentrasiyası sabitdir və onlar yalnız səthdə reaksiya verirlər.

Beləliklə, məsələn, kömür yanma reaksiyası üçün:

C + O 2 = CO 2

reaksiya sürəti yalnız oksigen konsentrasiyasına mütənasibdir: υ = k[O 2 ].

Temperaturun təsiri. Reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı Vant Hoff qaydası ilə müəyyən edilir:
Temperaturun hər 10° artması ilə əksər reaksiyaların sürəti 2-4 dəfə artır.

Riyazi olaraq bu asılılıq əlaqə ilə ifadə olunur

V t2 = V t1 γ t2- t 1 ⁄ 10

Burada V t1 və V t2 müvafiq olaraq ilkin və son temperaturlarda reaksiya sürətləri, γ isə reaksiya sürətinin temperatur əmsalıdır ki, bu da reaktivlərin temperaturunun 10 artması ilə reaksiya sürətinin neçə dəfə artdığını göstərir. ◦.

Kimyəvi reaksiyanın sürəti bir çox amillərdən, o cümlədən reaktivlərin təbiətindən, reaktivlərin konsentrasiyasından, temperaturdan və katalizatorların mövcudluğundan asılıdır. Bu amilləri nəzərdən keçirək.

1). Reaktivlərin təbiəti. İon rabitəsi olan maddələr arasında qarşılıqlı təsir varsa, reaksiya kovalent bağı olan maddələrdən daha sürətli gedir.

2.) Reaktivlərin konsentrasiyası. Kimyəvi reaksiyanın baş verməsi üçün reaksiya verən maddələrin molekulları toqquşmalıdır. Yəni molekullar bir-birinə elə yaxınlaşmalıdır ki, bir zərrəciyin atomları digərinin elektrik sahələrinin təsirini yaşasın. Yalnız bu halda elektron keçidləri və atomların müvafiq yenidən təşkili mümkün olacaq, bunun nəticəsində yeni maddələrin molekulları əmələ gəlir. Belə ki, kimyəvi reaksiyaların sürəti molekullar arasında baş verən toqquşmaların sayına, toqquşmaların sayı isə öz növbəsində reaktivlərin konsentrasiyasına mütənasibdir. Eksperimental materiallara əsaslanaraq, Norveç alimləri Quldberg və Waage və onlardan asılı olmayaraq rus alimi Beketov 1867-ci ildə kimyəvi kinetikanın əsas qanununu tərtib etdilər - kütləvi hərəkət qanunu(ZDM): sabit temperaturda kimyəvi reaksiyanın sürəti reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarının onların stokiometrik əmsallarının gücünə məhsulu ilə düz mütənasibdir. Ümumi hal üçün:

Kütləvi hərəkət qanunu aşağıdakı formaya malikdir:

Verilmiş reaksiya üçün kütlələrin hərəkət qanununun qeydinə deyilir reaksiyanın əsas kinetik tənliyi. Əsas kinetik tənlikdə k reaktivlərin təbiətindən və temperaturdan asılı olan reaksiya sürətinin sabitidir.

Əksər kimyəvi reaksiyalar geri çevrilir. Belə reaksiyalar zamanı onların məhsulları toplandıqca bir-biri ilə reaksiyaya girərək başlanğıc maddələri əmələ gətirir:

İrəli reaksiya dərəcəsi:

Əlaqə sürəti:

Tarazlıq anında:

Beləliklə, tarazlıq vəziyyətində kütləvi hərəkət qanunu aşağıdakı formanı alır:

burada K reaksiya tarazlığı sabitidir.

3) Temperaturun reaksiya sürətinə təsiri. Kimyəvi reaksiyaların sürəti, bir qayda olaraq, temperaturu aşdıqda artır. Bunu hidrogenin oksigenlə qarşılıqlı təsiri nümunəsindən istifadə edərək nəzərdən keçirək.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

20 0 C-də reaksiya sürəti praktiki olaraq sıfırdır və qarşılıqlı təsirin 15% irəliləməsi üçün 54 milyard il lazımdır. 500 0 C-də suyun əmələ gəlməsi 50 dəqiqə çəkəcək və 700 0 C-də reaksiya dərhal baş verir.

Reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı ifadə edilir Vannt Hoff qaydası: temperaturun 10 o artması ilə reaksiya sürəti 2-4 dəfə artır. Van't Hoff qaydası yazılır:

4) Katalizatorların təsiri. Kimyəvi reaksiyaların sürəti istifadə edərək idarə edilə bilər katalizatorlar– reaksiyanın sürətini dəyişən və reaksiyadan sonra dəyişməz miqdarda qalan maddələr. Katalizatorun iştirakı ilə reaksiyanın sürətinin dəyişdirilməsinə kataliz deyilir. fərqləndirmək müsbət(reaksiya sürəti artır) və mənfi(reaksiya sürəti azalır) kataliz. Bəzən reaksiya zamanı katalizator yaranır, belə proseslərə avtokatalitik deyilir; Homojen və heterojen kataliz var.

At homojen Katalizdə katalizator və reaktivlər eyni fazadadır. Misal üçün:

At heterojen Katalizdə katalizator və reaktivlər müxtəlif fazalarda olurlar. Misal üçün:

Heterojen kataliz fermentativ proseslərlə əlaqələndirilir. Canlı orqanizmlərdə baş verən bütün kimyəvi proseslər müəyyən xüsusi funksiyaları olan zülallar olan fermentlər tərəfindən kataliz edilir. Enzimatik proseslərin baş verdiyi məhlullarda, aydın şəkildə müəyyən edilmiş faza interfeysinin olmaması səbəbindən tipik heterojen mühit yoxdur. Belə proseslərə mikroheterogen kataliz deyilir.

Kimyəvi reaksiya sürəti- reaksiya məkanının vahidində zaman vahidində reaksiya verən maddələrdən birinin miqdarının dəyişməsi.

Kimyəvi reaksiyanın sürəti aşağıdakı amillərdən təsirlənir:

• reaksiya verən maddələrin təbiəti;
• reaktivlərin konsentrasiyası;
• reaksiya verən maddələrin təmas səthi (heterojen reaksiyalarda);
• temperatur;
• katalizatorların fəaliyyəti.

Aktiv toqquşma nəzəriyyəsi kimyəvi reaksiyanın sürətinə müəyyən amillərin təsirini izah etməyə imkan verir. Bu nəzəriyyənin əsas müddəaları:

• Müəyyən enerjiyə malik olan reaktivlərin hissəcikləri toqquşduqda reaksiyalar baş verir.
• Reaksiyaya girən hissəciklər nə qədər çox olarsa, bir-birinə nə qədər yaxın olarsa, onların toqquşması və reaksiya vermə ehtimalı bir o qədər yüksəkdir.
• Yalnız effektiv toqquşmalar reaksiyaya səbəb olur, yəni. “köhnə əlaqələrin” məhv edildiyi və ya zəiflədiyi və buna görə də “yeniləri” yarana bilənlər. Bunun üçün hissəciklərin kifayət qədər enerjisi olmalıdır.
• Reaksiyaya girən hissəciklərin effektiv toqquşması üçün tələb olunan minimum artıq enerji deyilir aktivləşdirmə enerjisi Ea.
• Kimyəvi maddələrin aktivliyi onların iştirak etdiyi reaksiyaların aşağı aktivləşmə enerjisində özünü göstərir. Aktivləşdirmə enerjisi nə qədər aşağı olarsa, reaksiya sürəti bir o qədər yüksək olar. Məsələn, kationlar və anionlar arasındakı reaksiyalarda aktivləşmə enerjisi çox aşağıdır, ona görə də belə reaksiyalar demək olar ki, dərhal baş verir.

Reaksiyaya girən maddələrin konsentrasiyasının reaksiya sürətinə təsiri

Reaktivlərin konsentrasiyası artdıqca reaksiya sürəti də artır. Bir reaksiyanın baş verməsi üçün iki kimyəvi hissəcik bir araya gəlməlidir, buna görə də reaksiyanın sürəti onların arasındakı toqquşmaların sayından asılıdır. Müəyyən bir həcmdə hissəciklərin sayının artması daha tez-tez toqquşmalara və reaksiya sürətinin artmasına səbəb olur.

Qaz fazasında baş verən reaksiya sürətinin artması təzyiqin artması və ya qarışığın tutduğu həcmin azalması ilə nəticələnəcəkdir.

1867-ci ildə eksperimental məlumatlara əsaslanaraq norveçli alimlər K.Quldberq və P.Vaage, onlardan asılı olmayaraq 1865-ci ildə rus alimi N.İ. Beketov kimyəvi kinetikanın əsas qanununu formalaşdırdı reaksiya sürətinin reaktivlərin konsentrasiyasından asılılığı -

Kütləvi hərəkət qanunu (LMA):

Kimyəvi reaksiyanın sürəti reaksiya tənliyində onların əmsallarına bərabər gücdə qəbul edilən reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarının məhsulu ilə mütənasibdir. (“effektiv kütlə” müasir “konsentrasiya” anlayışının sinonimidir)

aA +bB =cС +dD, Harada k- reaksiya sürətinin sabiti

ZDM yalnız bir mərhələdə baş verən elementar kimyəvi reaksiyalar üçün həyata keçirilir. Əgər reaksiya ardıcıl olaraq bir neçə mərhələdə gedirsə, onda bütün prosesin ümumi sürəti onun ən yavaş hissəsi ilə müəyyən edilir.

Müxtəlif növ reaksiyaların sürətləri üçün ifadələr

ZDM homojen reaksiyalara aiddir. Reaksiya heterojendirsə (reagentlər müxtəlif birləşmə vəziyyətlərindədir), onda ZDM tənliyinə yalnız maye və ya yalnız qaz reagentləri daxildir və bərk reagentlər xaric edilir, yalnız k sürət sabitinə təsir göstərir.

Reaksiyanın molekulyarlığı elementar kimyəvi prosesdə iştirak edən molekulların minimum sayıdır. Molekulyarlığa əsasən elementar kimyəvi reaksiyalar molekulyar (A →) və bimolekulyar (A + B →) bölünür; trimolekulyar reaksiyalar olduqca nadirdir.

Heterojen reaksiyaların sürəti

• Asılıdır maddələr arasında təmas səthinin sahəsi, yəni. maddələrin üyüdülmə dərəcəsi və reagentlərin qarışdırılmasının tamlığı haqqında.
• Məsələn, odun yandırmaq. Bütün log havada nisbətən yavaş yanır. Ağac və hava arasındakı təmas səthini artırsanız, logları çiplərə bölsəniz, yanma dərəcəsi artacaq.
• Piroforik dəmir bir filtr kağızı üzərinə tökülür. Payız zamanı dəmir hissəcikləri qızır və kağızı yandırır.

Temperaturun reaksiya sürətinə təsiri

19-cu əsrdə holland alimi Van't Hoff eksperimental olaraq kəşf etdi ki, temperaturun 10 o C artması ilə bir çox reaksiyaların sürəti 2-4 dəfə artır.

Vant Hoff qaydası

Temperaturun hər 10 ◦ C artması üçün reaksiya sürəti 2-4 dəfə artır.

Burada γ (yunan hərfi "qamma") - sözdə temperatur əmsalı və ya van't Hoff əmsalı, 2 ilə 4 arasında qiymətlər alır.

Hər bir xüsusi reaksiya üçün temperatur əmsalı eksperimental olaraq müəyyən edilir. Bu, temperaturun hər 10 dərəcə artması ilə verilmiş kimyəvi reaksiyanın sürətinin (və sürət sabitinin) neçə dəfə artdığını dəqiq göstərir.

Vant Hoff qaydası temperaturun artması və ya azalması ilə reaksiya sürəti sabitinin dəyişməsini təxmini hesablamaq üçün istifadə olunur. Sürət sabiti ilə temperatur arasında daha dəqiq əlaqəni İsveç kimyaçısı Svante Arrhenius qurmuşdur:

Necə daha çox E xüsusi reaksiya, yəni az(müəyyən bir temperaturda) bu reaksiyanın sürət sabiti k (və sürəti) olacaqdır. T-nin artması sürət sabitinin artmasına səbəb olur, bu, temperaturun artmasının Ea aktivasiya maneəsini dəf edə bilən "enerjili" molekulların sayının sürətlə artmasına səbəb olması ilə izah olunur.

Katalizatorun reaksiya sürətinə təsiri

Reaksiya mexanizmini dəyişdirən və daha az aktivləşmə enerjisi ilə onu enerji baxımından daha əlverişli bir yola yönəldən xüsusi maddələrdən istifadə etməklə reaksiyanın sürətini dəyişə bilərsiniz.

Katalizatorlar- bunlar kimyəvi reaksiyada iştirak edən və sürətini artıran maddələrdir, lakin reaksiyanın sonunda keyfiyyət və kəmiyyətcə dəyişməz qalırlar.

İnhibitorlar– kimyəvi reaksiyaları ləngidən maddələr.

Bir katalizatordan istifadə edərək kimyəvi reaksiyanın sürətini və ya istiqamətini dəyişdirməyə deyilir kataliz .

Kimyəvi reaksiyanın sürəti reaktivlərin konsentrasiyasının vahid vaxtda dəyişməsidir.

Homojen reaksiyalarda reaksiya sahəsi reaksiya qabının həcminə, heterojen reaksiyalarda isə reaksiyanın baş verdiyi səthə aiddir. Reaksiyaya girən maddələrin konsentrasiyası adətən mol/l ilə ifadə edilir - 1 litr məhlulda maddənin mol sayı.

Kimyəvi reaksiyanın sürəti reaksiyaya girən maddələrin təbiətindən, konsentrasiyasından, temperaturundan, təzyiqindən, maddələrin təmas səthindən və təbiətindən, katalizatorların mövcudluğundan asılıdır.

Kimyəvi qarşılıqlı təsirə girən maddələrin konsentrasiyasının artması kimyəvi reaksiyanın sürətinin artmasına səbəb olur. Bu, bütün kimyəvi reaksiyaların müəyyən sayda reaksiya verən hissəciklər (atomlar, molekullar, ionlar) arasında baş verdiyi üçün baş verir. Reaksiya məkanının həcmində bu hissəciklər nə qədər çox olarsa, bir o qədər tez-tez toqquşur və kimyəvi qarşılıqlı təsir baş verir. Kimyəvi reaksiya bir və ya bir neçə elementar hərəkət (toqquşma) vasitəsilə baş verə bilər. Reaksiya tənliyinə əsaslanaraq, reaksiya sürətinin reaktivlərin konsentrasiyasından asılılığının ifadəsini yaza bilərik. Elementar aktda (parçalanma reaksiyası zamanı) yalnız bir molekul iştirak edərsə, asılılıq aşağıdakı formada olacaqdır:

v= k*[A]

Bu monomolekulyar reaksiya üçün tənlikdir. İki fərqli molekul elementar aktda qarşılıqlı təsir göstərdikdə, asılılıq aşağıdakı formaya malikdir:

v= k*[A]*[B]

Reaksiya bimolekulyar adlanır. Üç molekulun toqquşması vəziyyətində ifadə etibarlıdır:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reaksiya trimolekulyar adlanır. Əmsal təyinatları:

v — sürət reaksiyası;

[A], [B], [C] reaksiya verən maddələrin konsentrasiyasıdır;

k—mütənasiblik əmsalı; reaksiya sürəti sabiti adlanır.

Reaksiyaya girən maddələrin konsentrasiyası birə (1 mol/l) və ya onların məhsulu birə bərabərdirsə, onda v = k.. Sürət sabiti reaksiyaya girən maddələrin təbiətindən və temperaturdan asılıdır. Sadə reaksiyaların sürətinin (yəni bir elementar hərəkətlə baş verən reaksiyalar) konsentrasiyadan asılılığı kütləvi hərəkət qanunu ilə təsvir olunur: kimyəvi reaksiyanın sürəti reaktivlərin konsentrasiyasının onların stoxiometrik əmsallarının gücünə yüksəldilmiş məhsulu ilə düz mütənasibdir.

Məsələn, 2NO + O 2 = 2NO 2 reaksiyasına baxaq.

İçində v= k* 2 *

Kimyəvi reaksiyanın tənliyi elementar qarşılıqlı təsir aktına uyğun gəlmirsə, ancaq reaksiya verən maddələrin kütləsi ilə əmələ gələn maddələr arasındakı əlaqəni əks etdirirsə, onda konsentrasiyaların dərəcələri bərabər olmayacaqdır. reaksiya tənliyində uyğun maddələrin düsturları qarşısında görünən əmsallar. Bir neçə mərhələdə baş verən reaksiya üçün reaksiyanın sürəti ən yavaş (məhdud) mərhələnin sürəti ilə müəyyən edilir.

Reaksiya sürətinin reaktivlərin konsentrasiyasından bu asılılığı məhlulda gedən qazlar və reaksiyalar üçün etibarlıdır. Bərk cisimlərin iştirak etdiyi reaksiyalar kütlə hərəkəti qanununa tabe olmur, çünki molekulların qarşılıqlı təsiri yalnız interfeysdə baş verir. Nəticə etibarilə, heterojen reaksiyanın sürəti də reaksiya verən fazaların təmas səthinin ölçüsündən və təbiətindən asılıdır. Səth nə qədər böyükdürsə, reaksiya bir o qədər tez baş verəcəkdir.

Kimyəvi reaksiyanın sürətinə temperaturun təsiri

Kimyəvi reaksiyanın sürətinə temperaturun təsiri Vant Hoff qaydası ilə müəyyən edilir: hər 10 üçün temperaturun artması ilə ° C, reaksiya sürəti 2-4 dəfə artır. Riyazi olaraq bu qayda aşağıdakı tənliklə ifadə edilir:

v t2= v t1* g(t2-t1)/10

Harada v t1 Və v t2 — t2 və t1 temperaturlarında reaksiya sürətləri; g - reaksiyanın temperatur əmsalı - temperaturun hər 10 artması ilə reaksiya sürətinin neçə dəfə artdığını göstərən rəqəm ° C. Kimyəvi reaksiya sürətinin temperaturdan belə əhəmiyyətli dərəcədə asılılığı onunla izah olunur ki, reaksiya verən molekulların hər toqquşması ilə yeni maddələrin əmələ gəlməsi baş vermir. Yalnız o molekullar (aktiv molekullar) ilkin hissəciklərdəki bağları qırmaq üçün kifayət qədər enerjiyə malik olan qarşılıqlı təsir göstərir. Buna görə də hər bir reaksiya bir enerji maneəsi ilə xarakterizə olunur. Bunun öhdəsindən gəlmək üçün molekul lazımdır aktivləşdirmə enerjisi - bir molekulun başqa bir molekulla toqquşmasının yeni maddənin əmələ gəlməsinə səbəb olması üçün malik olması lazım olan bəzi artıq enerji. Temperaturun artması ilə aktiv molekulların sayı sürətlə artır, bu da Vant Hoff qaydasına uyğun olaraq reaksiya sürətinin kəskin artmasına səbəb olur. Hər bir xüsusi reaksiya üçün aktivləşmə enerjisi reaktivlərin təbiətindən asılıdır.

Aktiv toqquşma nəzəriyyəsi kimyəvi reaksiyanın sürətinə müəyyən amillərin təsirini izah etməyə imkan verir. Bu nəzəriyyənin əsas müddəaları:

• Müəyyən enerjiyə malik olan reaktivlərin hissəcikləri toqquşduqda reaksiyalar baş verir.
• Reaksiyaya girən hissəciklər nə qədər çox olarsa, bir-birinə nə qədər yaxın olarsa, onların toqquşması və reaksiya vermə ehtimalı bir o qədər yüksəkdir.
• Yalnız effektiv toqquşmalar reaksiyaya səbəb olur, yəni. “köhnə əlaqələrin” məhv edildiyi və ya zəiflədiyi və buna görə də “yeniləri” yarana bilənlər. Bunun üçün hissəciklərin kifayət qədər enerjisi olmalıdır.
• Reaksiyaya girən hissəciklərin effektiv toqquşması üçün tələb olunan minimum artıq enerji deyilir aktivləşdirmə enerjisi Ea.
• Kimyəvi maddələrin aktivliyi onların iştirak etdiyi reaksiyaların aşağı aktivləşmə enerjisində özünü göstərir. Aktivləşdirmə enerjisi nə qədər aşağı olarsa, reaksiya sürəti bir o qədər yüksək olar. Məsələn, kationlar və anionlar arasındakı reaksiyalarda aktivləşmə enerjisi çox aşağıdır, ona görə də belə reaksiyalar demək olar ki, dərhal baş verir.

Katalizator təsiri

Kimyəvi reaksiyaların sürətinə təsir edən ən təsirli vasitələrdən biri katalizatorların istifadəsidir. TO atalizatorlar - Bunlar reaksiyanın sürətini dəyişən maddələrdir, lakin prosesin sonunda özləri tərkibində və kütləsində dəyişməz qalırlar. Başqa sözlə, reaksiyanın özü anında katalizator kimyəvi prosesdə fəal iştirak edir, lakin reaksiyanın sonunda reaktivlər kimyəvi tərkibini dəyişir, məhsullara çevrilir və katalizator ilkin formada buraxılır. . Tipik olaraq, katalizatorun rolu reaksiyanın sürətini artırmaqdır, baxmayaraq ki, bəzi katalizatorlar prosesi sürətləndirmək əvəzinə yavaşlatır. Katalizatorların iştirakı ilə kimyəvi reaksiyaların sürətlənməsi hadisəsi deyilir kataliz, və yavaşlamalar - inhibe.

Bəzi maddələr katalitik təsir göstərmir, lakin onların əlavələri katalizatorların katalitik qabiliyyətini kəskin şəkildə artırır. Belə maddələr deyilir promouterlər. Digər maddələr (katalitik zəhərlər) katalizatorların təsirini azaldır və ya hətta tamamilə bloklayır, bu proses deyilir katalizator zəhərlənməsi.

İki növ kataliz var: homojen Və heterojen. At homojen kataliz reaktivlər, məhsullar və katalizator bir faza (qaz və ya maye) əmələ gətirir. Bu halda katalizator və reaktivlər arasında heç bir interfeys yoxdur.

Özəllik heterojen kataliz katalizatorların (adətən bərk cisimlərin) reaksiyaya girən maddələrdən və reaksiya məhsullarından fərqli faza vəziyyətində olmasıdır. Reaksiya adətən bərk cismin səthində inkişaf edir.

Homojen katalizdə daha az aktivləşmə enerjisi olan reaksiya nəticəsində katalizatorla reaktiv arasında ara məhsullar əmələ gəlir. Heterogen katalizdə sürətin artması reaksiyaya girən maddələrin katalizatorun səthində adsorbsiyası ilə izah olunur. Nəticədə onların konsentrasiyası artır və reaksiya sürəti artır.

KİMYİ KİNETİKA VƏ

Kimyəvi kinetika kimyəvi proseslərin sürətini öyrənir. Kimyəvi kinetikanın əsaslarının qısa xülasəsi bu fəslin məzmununu təşkil edir.

Kimyəvi reaksiyaların sürəti

Kimyəvi reaksiyaların tədqiqi göstərir ki, onlar çox fərqli sürətlərdə baş verə bilər. Bəzən reaksiya o qədər sürətli olur ki, onu demək olar ki, ani hesab etmək olar; məsələn, sulu məhlullarda baş verən duzlar, turşular və əsaslar arasında çoxlu reaksiyalar və ya partlayış adlandırdığımız reaksiyalardır. Digər hallarda, əksinə, reaksiya sürəti o qədər aşağıdır ki, nəzərəçarpacaq miqdarda reaksiya məhsullarının əmələ gəlməsi illər və ya hətta əsrlər çəkəcəkdir.

Reaksiya sürəti reaktivlərin konsentrasiyasının vahid vaxtda dəyişməsi ilə ölçülür.

Konsentrasiya vahid həcmə düşən miqdardır. Reaksiya sürətlərini ölçərkən konsentrasiyalar adətən 1 litrdə olan mol sayı kimi ifadə edilir.

Fərz edək ki, müəyyən bir zamanda reaksiya verən maddələrdən hər hansı birinin konsentrasiyası 1 mol üçün 2 mol bərabər idi. l, və bir dəqiqədən sonra 1-ə 1,8 mol bərabər oldu l, yəni 0,2 mol azalıb. Konsentrasiyanın azalması onu göstərir ki, 1 litrdə olan bu miqdardan 0,2 mol bir dəqiqə ərzində reaksiya verir. Nəticə etibarilə, konsentrasiyanın dəyişməsinin böyüklüyü zaman vahidində çevrilən maddənin miqdarının ölçüsü, yəni reaksiya sürətinin ölçüsü kimi xidmət edə bilər. Buna əsaslanaraq, reaksiya sürəti, bu rəqəmi 1 litrə istinad edərək, vaxt vahidinə çevrilən molların sayı ilə ifadə edilir. Bu halda reaksiya sürəti dəqiqədə 0,2 mol olacaq. Maddələr ekvivalent miqdarda reaksiya verdiyi üçün reaksiyanın sürəti reaksiya verən maddələrdən hər hansı birinin konsentrasiyasının dəyişməsi ilə müəyyən edilə bilər.

Hər bir reaksiyanın sürəti reaktivlərin təbiətindən, onların konsentrasiyalarından və reaksiyanın baş verdiyi şəraitdən (temperatur, təzyiq, katalizatorların olması) asılıdır.

Reaksiya sürətinin reaktivlərin konsentrasiyalarından asılılığını molekulyar kinetik anlayışlar əsasında başa düşmək asandır. Nümunə olaraq müəyyən bir temperaturda məlum həcmdə qarışdırılan iki qaz halında olan maddənin reaksiyasını nəzərdən keçirək.

Kifayət qədər yüksək sürətlə müxtəlif istiqamətlərdə hərəkət edən qaz molekulları qaçılmaz olaraq bir-biri ilə toqquşmalıdır. Molekullar arasında qarşılıqlı təsir, açıq-aydın, yalnız toqquşma yolu ilə baş verə bilər; buna görə də molekullar nə qədər tez-tez toqquşursa, alınan maddələrin yenilərinə çevrilməsi nə qədər tez baş verərsə, reaksiya sürəti bir o qədər çox olar. Molekulların toqquşma tezliyi ilk növbədə onların vahid həcmdə sayından, yəni reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarından asılıdır.

Düşünməmək lazımdır ki, molekullar arasındakı hər toqquşma mütləq yeni molekulların əmələ gəlməsinə səbəb olur. Kinetik nəzəriyyə reaksiya verən maddələrin konsentrasiyası və temperaturu nəzərə alınmaqla vahid vaxtda neçə toqquşmanın baş verməli olduğunu hesablamağa imkan verir; və reaksiya sürətinin eksperimental təyini eyni vaxtda əslində neçə molekulun çevrildiyini göstərir. Sonuncu nömrə həmişə birincidən az olur. Aydındır ki, molekullar arasında daha çox "aktiv" olanlar, yəni toqquşma anında daha çox enerjiyə malik olanlar var; Yalnız belə aktiv molekullar toqquşduqda kimyəvi qarşılıqlı təsir baş verir, digər molekullar isə toqquşmadan sonra dəyişməz olaraq dağılır. Lakin hər bir fərdi halda aktiv molekulların nisbi sayı nə olursa olsun, onların vahid həcmə düşən mütləq sayı və buna görə də effektiv toqquşmaların sayı konsentrasiyanın artması ilə artacaq və buna görə də reaksiya sürəti də artacaq.

İndi reaksiya sürəti ilə reaktivlərin konsentrasiyası arasında kəmiyyət əlaqəsini qurmağa çalışaq. Bunu etmək üçün xüsusi bir reaksiya nəzərdən keçirin, məsələn, yod və hidrogendən hidrogen yodidin əmələ gəlməsi reaksiyası:

H 2 + J 2 = 2HJ

Tutaq ki, bərabər həcmdə hidrogen və yod buxarını müəyyən bir temperaturda bir qabda qarışdırdıq və qarışığı elə sıxdıq ki, hər qazın konsentrasiyası 0,1-ə bərabər olsun. mol/l. Reaksiya başlayır. Bu şərtlərdə 1 dəqiqə buraxın. 0,0001 mol H 2 və J 2 ilə HJ-yə çevrilir, yəni reaksiya sürəti 1 dəqiqədə 0,0001 mol təşkil edir. Hidrogen kimi qazlardan birinin konsentrasiyasını iki, üç və ya dörd artırsanız

dəfə (eyni qaba onun müvafiq miqdarını daxil etməklə), açıq-aydın, vahid vaxtda H 2 və J 2 molekulları arasındakı toqquşmaların sayı eyni miqdarda artacaq və buna görə də onların arasındakı reaksiya sürəti eyni dərəcədə artacaqdır. məbləğ. Hər iki qazın konsentrasiyasının eyni vaxtda artması ilə biri, deyək ki, iki dəfə, digəri dörd dəfə, reaksiya sürəti səkkiz dəfə artacaq və bərabər olacaq: dəqiqədə 0,0001 2 4 = 0,0008 mol. Beləliklə, aşağıdakı nəticəyə gəlirik:

Kimyəvi reaksiyanın sürəti reaktivlərin konsentrasiyalarının məhsulu ilə mütənasibdir.

Bu çox mühüm mövqe 1867-ci ildə iki norveçli alim - Quldber və Waage tərəfindən qurulmuş və kütləvi hərəkət qanunu və ya kütləvi hərəkət qanunu adlandırılmışdır.

Kütləvi hərəkət qanununun riyazi ifadəsinə keçərək, HJ-nin əmələ gəlməsində olduğu kimi, bir maddənin bir molekulunun digərinin bir molekulu ilə qarşılıqlı əlaqədə olduğu ən sadə reaksiyalardan başlayaq. Bizi indi yalnız reaksiya verən maddələr maraqlandırdığı üçün bu cür reaksiyaları ümumi tənliklə təmsil edə bilərik

A + B = C

A və B maddələrinin konsentrasiyaları müvafiq olaraq [A] və [B] ilə, verilmiş konsentrasiyalarda reaksiya sürəti isə v, alırıq: υ = K ∙ [A] ∙ [B]

harada K - mütənasiblik əmsalı - sürət sabiti adlanan və reaksiya verən maddələrin təbiətinin onların bir-biri ilə qarşılıqlı təsir sürətinə təsirini xarakterizə edən müəyyən bir temperaturda verilmiş reaksiya üçün sabit qiymət.

Yuxarıda yazılmış tənlikdə [A] = 1 və [B] = 1 olduğunu fərz etsək, onda

υ = K

Bu onu göstərir ki, sürət sabiti K reaktivlərin (və ya onların məhsulunun) konsentrasiyaları vahidə bərabər olduqda reaksiya sürətinə ədədi olaraq bərabərdir.

Bir maddənin bir deyil, bir neçə molekulu qarşılıqlı təsir göstərdikdə reaksiya sürətinin ifadəsi bir qədər fərqli formaya malikdir, məsələn:

2A + B = D və ya A + A + B = D

Bu qarşılıqlı təsirin baş verməsi üçün iki A molekulunun və bir molekul B-nin eyni vaxtda toqquşması baş verməlidir.

υ = K∙ [A] ∙[A]∙[B]= K∙[A] 2 ∙ [B]

IN ümumi halda, nə vaxtTmaddə molekulları A ilə eyni vaxtda reaksiya verir B maddəsinin molekulları üçün reaksiya sürəti tənliyi formaya malikdir:

υ = K∙ [A] T∙ S [V] səh

Aşağıdakı konkret misallar bunu göstərir:

H 2 + J2 = 2HJ

υ = K[H 2 ] ∙ 2NO + O 2 = 2NO 2

υ = K 2 ∙ [O 2 ]

Hər hansı reaksiyanın sürəti zaman keçdikcə davamlı olaraq azalır, çünki qarşılıqlı təsir göstərən maddələr tədricən istehlak olunur və onların konsentrasiyası getdikcə azalır. Buna görə də, reaksiyanın sürətindən danışarkən həmişə müəyyən bir andakı sürəti, yəni müəyyən bir anda mövcud olan konsentrasiyalar müəyyən bir müddət ərzində süni şəkildə saxlansa, transformasiyaya uğrayacaq maddənin miqdarını nəzərdə tuturuq. .

Reaksiya sürətinin reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarından asılılığına dair bütün nəticələr reaksiyada iştirak edən bərk maddələrə aid edilmir. Bərk cisimlər yalnız səthdən reaksiya verdiyi üçün bu halda reaksiya sürəti həcm konsentrasiyasından deyil, bərkin səth sahəsindən asılıdır; Buna görə də, qazlar və həll olunmuş maddələrlə birlikdə reaksiyada bərk maddələr də iştirak edərsə, reaksiya sürəti (bərk maddənin müəyyən bir parçalanma dərəcəsində) yalnız qaz və ya həll olunmuş maddələrin konsentrasiyalarından asılı olaraq dəyişir. Məsələn, kömürün yanma reaksiyasının sürəti

C + O 2 = CO 2

yalnız oksigen konsentrasiyasına mütənasib olacaq:

C + O 2 = CO 2

Təcrübədə, reaksiya sürətlərini ölçərkən, tez-tez kütləvi hərəkət qanunundan açıq-aydın sapmalara rast gəlinir. Bu, bir çox reaksiyaların bir neçə mərhələdə baş verməsi, yəni bir neçə ardıcıl daha sadə prosesə parçalanması ilə izah olunur. Kütləvi hərəkət qanunu bu halda hamı üçün keçərlidir

fərdi elementar proses, lakin bütövlükdə bütün reaksiya üçün deyil. Məsələn, yod turşusu HJO3 ilə kükürdlü turşu H 2 SO 3 arasındakı reaksiya ümumi tənliklə ifadə edilir.

HJO 3 + 3H 2 SO 3 = HJ + 3H 2 SO 4

bu reaksiyanın sürəti, ölçmələrə görə, H 2 SO 3 konsentrasiyasının kubu ilə mütənasib olaraq deyil, demək olar ki, ilk gücünə mütənasib olaraq artır ki, bu da kütləvi hərəkət qanununa zidd görünür. Bununla belə, fərz edək ki, nəzərdən keçirilən reaksiya iki mərhələdə elə gedir ki, ilk HJO 3 tənliyə uyğun olaraq yavaş-yavaş yod turşusu HJO 2-yə çevrilir.

HJO 3 + H 2 SO 3 = HJO 2 + H 2 SO 4

və sonra HJO 2 H 2 SO 3 ilə çox tez reaksiya verir, HJ və H 2 SO 4 əmələ gətirir:

HJO 2 + 2H 2 SO 3 = HJ + 2H 2 SO 4

Bu halda, müşahidə olunan reaksiya sürəti açıq şəkildə birinci, yavaş prosesin sürəti ilə müəyyən ediləcək, yəni kütləvi hərəkət qanununa görə, H-nin üçüncü deyil, birinci gücünə mütənasib olaraq artmalıdır. 2 SO 3 konsentrasiyası. (Əslində bu reaksiya daha da mürəkkəbdir.)

Tədqiqatlar müəyyən etmişdir ki, qaz reaksiyalarının çoxu çox mürəkkəb şəkildə gedir və sadə formada kütlə hərəkəti qanununa tabe olmur. Buna görə də, adi bir kimyəvi tənlik əsasında, faktiki olaraq reaksiya mexanizmini öyrənmədən, konsentrasiyalardan asılı olaraq verilən reaksiyanın sürətinin necə dəyişəcəyini əminliklə söyləmək mümkün deyil.

Məhlullarda kimyəvi reaksiyaların kinetikasını, xüsusən də “birləşmiş reaksiyalar” mexanizmini tədqiq edən rus alimi N.A.Şilovun tədqiqatı kimyəvi kinetikanın əsas məsələsi olan kimyəvi reaksiyaların mexanizminin aydınlaşdırılmasına həsr edilmişdir.

Bir ümumi iştirakçı ilə iki reaksiya varsa

(I) A + B→M və (II) A + C → N

ikincisi yalnız birinci baş verdikdə baş verir, onda belə iki reaksiya konjugat adlanır. Hər iki reaksiyada iştirak edən A maddəsinə aktyor deyilir. Aktyorla bilavasitə reaksiyaya girən B maddəsinə induktor, A ilə yalnız induktivin iştirakı ilə reaksiyaya girən C maddəsinə reseptor deyilir.

Birləşdirilmiş reaksiyalarda induktor katalizator kimi fəaliyyət göstərir və onun yoxluğunda baş verməyəcək reaksiyaya səbəb olur. Bununla belə, bir induktoru katalizatordan ciddi şəkildə ayırmaq lazımdır: birincisi reaksiya zamanı istehlak olunur, ikincisi isə yox.

Konsentrasiyadan əlavə, temperatur reaksiya sürətini təyin edən çox vacib amildir. Eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir ki, temperaturun hər 10° artması ilə reaksiya sürəti iki-üç dəfə artır. Temperatur azaldıqca reaksiya sürəti eyni faktorla azalır. Temperaturun 10° artması ilə verilən reaksiyanın sürətinin neçə dəfə artdığını göstərən ədədə reaksiyanın temperatur əmsalı deyilir.

Reaksiyanın temperatur əmsalını ikiyə bərabər götürərək, hesablamaq asandır ki, məsələn, 0°-də reaksiya tam olarsa-də hesablanır 10 dəqiqə, sonra 100°-də 0,6 saniyəyə bitəcək.

Əksinə, 100°-də 10 dəqiqə, 0°-də bitən reaksiyatamamlamaq üçün təxminən 7 gün tələb olunacaq. Buradan aydın oluryüksək temperaturda tez baş verən bir çox reaksiyalarturlar, adi temperaturda çox yavaş gedir,Bizə elə gəlir ki, onlar ümumiyyətlə baş vermir (məsələnhidrogen və oksigendən suyun əmələ gəlməsi).

Temperaturun artması ilə reaksiya sürətinin əhəmiyyətli dərəcədə artması yalnız molekullar arasında toqquşmaların sayının artması ilə izah edilə bilməz. Kinetik nəzəriyyəyə görə, molekulların hərəkət sürəti mütləq temperaturun kvadrat kökünə mütənasib olaraq artır, reaksiya sürəti isə daha sürətli artır. Nəzərə almaq lazımdır ki, temperaturun artması nəinki daha tez-tez toqquşmalara səbəb olur, həm də kimyəvi qarşılıqlı təsirin baş verdiyi effektiv toqquşmaların sayını artırır, yəni aktiv molekulların nisbi sayını artırır. Bunu onunla izah etmək olar ki, temperatur artdıqca molekullar daha az dayanıqlı olur və buna görə də kimyəvi reaksiyaya daha çox meyllidirlər.

Nəhayət, reaksiya sürətinə böyük təsir göstərən üçüncü amil katalizatorların - reaksiya sürətini dəyişən maddələrin olmasıdır, lakin reaksiyadan sonra özləri kimyəvi cəhətdən dəyişməz və reaksiyadan əvvəlki miqdarda qalırlar. Tipik olaraq, katalizatorların təsiri reaksiyanın sürətləndirilməsi ilə ifadə edilir. Bəzən katalizator reaksiyanın sürətini 1000 dəfə və ya daha çox artıra bilər. Çox vaxt incə doğranmış katalizatorlar katalizator kimi xidmət edir.

Müxtəlif şərtlərin reaksiyaların sürətinə təsirini nəzərə alaraq, biz əsasən homojen və ya homojen sistemlərdə (qazların qarışıqları, məhlullar) baş verən reaksiyaları təhlil etdik. Heterojen sistemlərdə reaksiyalar daha mürəkkəbdir.

Heterojen sistem fiziki və ya kimyəvi xassələri ilə fərqlənən və bir-birindən interfeyslərlə ayrılan iki və ya daha çox hissədən ibarət sistemdir.Heterojen sistemin ayrı-ayrı homojen hissələrinə onun fazaları deyilir. Məsələn, buz və onların üstündəki buxar üç fazadan ibarət heterojen bir sistem təşkil edir: bərk (buz), maye () və qaz (su).buxar); turşu və ona batırılmış metal parçası iki fazalı sistem təşkil edir və s.

Heterojen bir sistemdə reaksiya həmişə baş veririki faza arasında interfeys, çünki burada yalnız molekullar varhər iki faza bir-biri ilə toqquşur. Buna görə də göz

Heterojen reaksiyanın böyüməsi yalnız nəzərə alınandan asılı deyilbizi üç faktordan əvvəl, həm də reaksiya verən fazalar arasındakı təmas səthinin ölçüsündə. Səth sahəsindəki hər hansı bir artım da reaksiya sürətinin artmasına səbəb olur. Məsələn, böyük bir səth sahəsinə malik olan çınqıl kömür, böyük parçalarda kömürdən çox daha sürətli yanır; metalların turşularda həlli toz şəklində qəbul edildikdə əhəmiyyətli dərəcədə sürətlənir və s.Heterogen reaksiyanın sürətini təyin edən mühüm amil həm də diffuziyadır, bunun sayəsində reaksiya verən maddələrin yeni hissələri interfeysə axır. Sarsıntı və ya qarışdırmaqla diffuziya prosesini süni surətdə sürətləndirməklə reaksiya sürətini əhəmiyyətli dərəcədə artırmaq olar.