Unele reacții chimice apar aproape instantaneu (explozia unui amestec de oxigen-hidrogen, reacții de schimb ionic într-o soluție apoasă), altele rapid (combustia substanțelor, interacțiunea zincului cu acidul), iar altele încet (ruginirea fierului, putrezirea reziduurilor organice). ). Se știe că reacțiile sunt atât de lente încât o persoană pur și simplu nu le poate observa. De exemplu, transformarea granitului în nisip și argilă are loc de-a lungul a mii de ani.

Cu alte cuvinte, reacțiile chimice pot avea loc cu diferite viteză.

Dar ce este viteza de reacție? Care este definiția exactă a acestei mărimi și, cel mai important, expresia ei matematică?

Viteza unei reacții este modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp într-o unitate de volum. Din punct de vedere matematic, această expresie se scrie astfel:

Unde n 1 Șin 2 – cantitatea de substanță (mol) la momentul t 1 și, respectiv, t 2 într-un sistem de volum V.

Ce semn plus sau minus (±) va apărea în fața expresiei vitezei depinde dacă ne uităm la o modificare a cantității de substanță - un produs sau un reactant.

Evident, în timpul reacției se consumă reactivi, adică cantitatea acestora scade, prin urmare, pentru reactivi, expresia (n 2 - n 1) are întotdeauna o valoare mai mică decât zero. Deoarece viteza nu poate fi o valoare negativă, în acest caz trebuie să puneți un semn minus în fața expresiei.

Dacă ne uităm la modificarea cantității de produs și nu a reactantului, atunci semnul minus nu este necesar înaintea expresiei pentru calcularea vitezei, deoarece expresia (n 2 - n 1) în acest caz este întotdeauna pozitivă, deoarece cantitatea de produs ca urmare a reacției nu poate decât să crească.

Raportul cantitativ al substanței n la volumul în care se află această cantitate de substanță se numește concentrație molară CU:

Astfel, folosind conceptul de concentrație molară și expresia sa matematică, putem scrie o altă opțiune pentru determinarea vitezei de reacție:

Viteza de reacție este modificarea concentrației molare a unei substanțe ca rezultat al unei reacții chimice într-o unitate de timp:

Factori care afectează viteza de reacție

Este adesea extrem de important să știm ce determină viteza unei anumite reacții și cum să o influențezi. De exemplu, industria de rafinare a petrolului luptă literalmente pentru fiecare jumătate suplimentară de la sută din produs pe unitatea de timp. La urma urmei, având în vedere cantitatea uriașă de petrol procesată, chiar și jumătate la sută are ca rezultat un profit financiar anual mare. În unele cazuri, este extrem de important să încetiniți unele reacții, în special coroziunea metalelor.

Deci de ce depinde viteza de reacție? Depinde, destul de ciudat, de mulți parametri diferiți.

Pentru a înțelege această problemă, în primul rând, să ne imaginăm ce se întâmplă ca urmare a unei reacții chimice, de exemplu:

A + B → C + D

Ecuația scrisă mai sus reflectă procesul în care moleculele substanțelor A și B, ciocnând unele de altele, formează molecule ale substanțelor C și D.

Adică, fără îndoială, pentru ca reacția să aibă loc, la minimum, este necesară o coliziune a moleculelor substanțelor inițiale. Evident, dacă creștem numărul de molecule pe unitatea de volum, numărul de coliziuni va crește în același mod în care frecvența coliziunilor tale cu pasagerii dintr-un autobuz aglomerat va crește față de unul pe jumătate gol.

Cu alte cuvinte, viteza de reacție crește odată cu creșterea concentrației de reactanți.

În cazul în care unul sau mai mulți reactanți sunt gaze, viteza de reacție crește odată cu creșterea presiunii, deoarece presiunea unui gaz este întotdeauna direct proporțională cu concentrația moleculelor sale constitutive.

Cu toate acestea, ciocnirea particulelor este o condiție necesară, dar deloc suficientă pentru ca reacția să aibă loc. Cert este că, conform calculelor, numărul de ciocniri ale moleculelor de substanțe care reacţionează la concentrația lor rezonabilă este atât de mare încât toate reacțiile trebuie să aibă loc într-o clipă. Cu toate acestea, în practică, acest lucru nu se întâmplă. Ce s-a întâmplat?

Faptul este că nu orice coliziune a moleculelor reactante va fi neapărat eficientă. Multe ciocniri sunt elastice - moleculele sar unele de altele ca niște mingi. Pentru ca o reacție să aibă loc, moleculele trebuie să aibă suficientă energie cinetică. Energia minimă pe care trebuie să o aibă moleculele substanţelor care reacţionează pentru ca reacţia să aibă loc se numeşte energie de activare şi se notează E a. Într-un sistem format dintr-un număr mare de molecule, există o distribuție a moleculelor după energie, unele dintre ele au energie scăzută, altele au energie mare și medie. Dintre toate aceste molecule, doar o mică parte din molecule au o energie mai mare decât energia de activare.

După cum știți dintr-un curs de fizică, temperatura este de fapt o măsură a energiei cinetice a particulelor care alcătuiesc o substanță. Adică, cu cât particulele care alcătuiesc o substanță se mișcă mai repede, cu atât temperatura acesteia este mai mare. Astfel, evident, prin creșterea temperaturii creștem esențial energia cinetică a moleculelor, drept urmare proporția moleculelor cu energie care depășește E a crește și ciocnirea lor va duce la o reacție chimică.

Faptul efectului pozitiv al temperaturii asupra vitezei de reacție a fost stabilit empiric de chimistul olandez Van't Hoff încă din secolul al XIX-lea. Pe baza cercetărilor sale, el a formulat o regulă care încă îi poartă numele și arată astfel:

Viteza oricărei reacții chimice crește de 2-4 ori cu o creștere a temperaturii cu 10 grade.

Reprezentarea matematică a acestei reguli se scrie astfel:

Unde V 2 Și V 1 este viteza la temperaturile t 2 și, respectiv, t 1, iar γ este coeficientul de temperatură al reacției, a cărui valoare se află cel mai adesea în intervalul de la 2 la 4.

Adesea, viteza multor reacții poate fi mărită folosind catalizatori.

Catalizatorii sunt substanțe care accelerează cursul unei reacții fără a fi consumate.

Dar cum cresc catalizatorii viteza unei reacții?

Să ne amintim despre energia de activare E a. Moleculele cu o energie mai mică decât energia de activare în absența unui catalizator nu pot interacționa între ele. Catalizatorii schimbă calea pe care se desfășoară o reacție, la fel cum un ghid experimentat va trase o expediție nu direct printr-un munte, ci cu ajutorul unor căi ocolitoare, drept urmare chiar și acei însoțitori care nu au avut suficientă energie pentru a urca pe un munte. muntele va putea să se mute pe o altă parte.

În ciuda faptului că catalizatorul nu este consumat în timpul reacției, acesta ia totuși un rol activ, formând compuși intermediari cu reactivii, dar la sfârșitul reacției revine la starea inițială.

Pe lângă factorii de mai sus care afectează viteza de reacție, dacă există o interfață între substanțele care reacţionează (reacție eterogenă), viteza de reacție va depinde și de aria de contact a reactanților. De exemplu, imaginați-vă o granulă de aluminiu metalic care este aruncată într-o eprubetă care conține o soluție apoasă de acid clorhidric. Aluminiul este un metal activ care poate reacționa cu acizii neoxidanți. Cu acid clorhidric, ecuația de reacție este următoarea:

2Al + 6HCI → 2AlCI3 + 3H2

Aluminiul este un solid, ceea ce înseamnă că reacția cu acidul clorhidric are loc numai la suprafața sa. Evident, dacă creștem suprafața prin rularea mai întâi a granulelor de aluminiu în folie, vom oferi astfel un număr mai mare de atomi de aluminiu disponibili pentru reacția cu acidul. Ca urmare, viteza de reacție va crește. În mod similar, creșterea suprafeței unui solid poate fi obținută prin măcinarea acestuia în pulbere.

De asemenea, viteza unei reacții eterogene în care un solid reacționează cu o substanță gazoasă sau lichidă este adesea influențată pozitiv de agitare, ceea ce se datorează faptului că, în urma agirii, moleculele acumulate de produși de reacție sunt îndepărtate din reacție. zonă și o nouă porțiune de molecule reactante este „adusă”.

În sfârșit, trebuie remarcată influența enormă asupra vitezei de reacție și a naturii reactivilor. De exemplu, cu cât un metal alcalin este mai jos în tabelul periodic, cu atât reacționează mai rapid cu apa, fluorul, dintre toți halogenii, reacționează cel mai rapid cu hidrogenul gazos etc.

Rezumând toate cele de mai sus, viteza reacției depinde de următorii factori:

1) concentrația de reactivi: cu cât este mai mare, cu atât este mai mare viteza de reacție

2) temperatura: cu creșterea temperaturii, viteza oricărei reacții crește

3) aria de contact a reactanților: cu cât aria de contact a reactanților este mai mare, cu atât este mai mare viteza de reacție

4) agitare, dacă are loc o reacție între un solid și un lichid sau gaz, agitarea o poate accelera.

Viteza unei reacții chimice depinde de următorii factori:

1) Natura substanţelor care reacţionează.

2) Suprafața de contact a reactivilor.

3) Concentrația reactanților.

4) Temperatura.

5) Prezența catalizatorilor.

Viteza reacțiilor eterogene depinde și de:

a) dimensiunea interfeței de fază (cu creșterea interfeței de fază crește viteza reacțiilor eterogene);

b) viteza de alimentare cu substanțe care reacţionează la interfața de fază și viteza de îndepărtare a produselor de reacție din aceasta.

Factori care afectează viteza unei reacții chimice:

1. Natura reactivilor. Natura legăturilor chimice din compuși și structura moleculelor acestora joacă un rol important. De exemplu, eliberarea de hidrogen de către zinc dintr-o soluție de acid clorhidric are loc mult mai rapid decât dintr-o soluție de acid acetic, deoarece polaritatea legăturii H-C1 este mai mare decât legătura O-H din molecula CH3COOH, în alte cazuri. cuvinte, datorită faptului că HCl - este un electrolit puternic, iar CH 3 COOH este un electrolit slab în soluție apoasă.

2. Suprafața de contact a reactivilor. Cu cât suprafața de contact a substanțelor care reacţionează este mai mare, cu atât reacția are loc mai repede. Suprafața solidelor poate fi mărită prin măcinarea acestora, iar pentru substanțele solubile prin dizolvarea acestora. Reacțiile în soluții apar aproape instantaneu.

3. Concentrația de reactivi. Pentru ca interacțiunea să aibă loc, particulele de substanțe care reacţionează într-un sistem omogen trebuie să se ciocnească. La crestere concentrațiile reactanților viteza reacțiilor crește. Acest lucru se explică prin faptul că, pe măsură ce cantitatea de substanță pe unitatea de volum crește, crește numărul de ciocniri între particulele de substanțe care reacţionează. Numărul de ciocniri este proporțional cu numărul de particule de substanțe care reacţionează în volumul reactorului, adică cu concentrațiile molare ale acestora.

Se exprimă dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrația reactanților legea acțiunii în masă (Guldberg și Waage, Norvegia, 1867): viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează.

Pentru reactie:

aA + bB ↔ cC + dD

viteza de reacție în conformitate cu legea acțiunii masei este egală cu:

υ = k[A]υ a ·[B]υ b,(9)

unde [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor inițiale;

k-constanta vitezei de reacție, care este egală cu viteza de reacție la concentrațiile reactanților [A] = [B] = 1 mol/l.

Constanta vitezei de reacție depinde de natura reactanților, de temperatură, dar nu depinde de concentrația substanțelor.

Se numește expresia (9). ecuația cinetică a reacției. Ecuațiile cinetice includ concentrațiile de substanțe gazoase și dizolvate, dar nu includ concentrațiile de substanțe solide:

2S02 (g) + O2 (g) = 2S03 (g); υ = k 2 · [02];

CuO (tv.) + H2 (g) = Cu (tv.) + H20 (g); υ = k.

Folosind ecuații cinetice, puteți calcula modul în care se modifică viteza de reacție atunci când se modifică concentrația reactanților.

Influența catalizatorului.

5. Temperatura de reacție. Teoria coliziunii active

Pentru ca un act elementar de interacțiune chimică să aibă loc, particulele care reacţionează trebuie să se ciocnească unele de altele. Cu toate acestea, nu orice coliziune are ca rezultat o reacție chimică. Interacțiunea chimică are loc atunci când particulele se apropie de distanțe la care sunt posibile redistribuirea densității electronice și formarea de noi legături chimice. Particulele care interacționează trebuie să aibă suficientă energie pentru a depăși forțele de respingere care apar între învelișurile lor de electroni.

Starea de tranziție- o stare a sistemului în care sunt echilibrate distrugerea și crearea conexiunilor. Sistemul rămâne într-o stare de tranziție pentru o perioadă scurtă de timp (10–15 s). Se numește energia care trebuie cheltuită pentru a aduce sistemul într-o stare de tranziție energie activatoare. În reacțiile în mai multe etape care includ mai multe stări de tranziție, energia de activare corespunde celei mai mari valori energetice. După depășirea stării de tranziție, moleculele se împrăștie din nou odată cu distrugerea legăturilor vechi și formarea altora noi sau cu transformarea legăturilor originale. Ambele opțiuni sunt posibile, deoarece apar odată cu eliberarea de energie. Există substanțe care pot reduce energia de activare pentru o anumită reacție.

Moleculele active A 2 și B 2 la ciocnire se combină într-un complex activ intermediar A 2 ... B 2 cu slăbirea și apoi ruperea legăturilor A-A și B-B și întărirea legăturilor A-B.

„Energia de activare” a reacției pentru formarea НI (168 kJ/mol) este semnificativ mai mică decât energia necesară pentru a rupe complet legătura în moleculele inițiale de Н2 și I2 (571 kJ/mol). Prin urmare, calea de reacție prin formațiune complex activ (activat). energetic mai favorabil decât calea prin ruperea completă a legăturilor din moleculele originale. Marea majoritate a reacțiilor au loc prin formarea de complexe intermediare active. Principiile teoriei complexului activ au fost dezvoltate de G. Eyring și M. Polyani în anii 30 ai secolului XX.

Energie activatoare reprezintă excesul de energie cinetică a particulelor în raport cu energia medie necesară pentru transformarea chimică a particulelor care se ciocnesc. Reacțiile sunt caracterizate de energii de activare diferite (E a).În majoritatea cazurilor, energia de activare a reacțiilor chimice între molecule neutre variază între 80 și 240 kJ/mol. Pentru valorile proceselor biochimice E a adesea mai scăzut - până la 20 kJ/mol. Acest lucru se explică prin faptul că marea majoritate a proceselor biochimice trec prin stadiul complexelor enzimă-substrat. Barierele energetice limitează reacția. Datorită acestui fapt, în principiu, posibile reacții (cu Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Pentru ca o reacție să aibă loc, moleculele trebuie să fie orientate într-un anumit mod și să aibă suficientă energie atunci când se ciocnesc. Probabilitatea unei orientări corecte de coliziune este caracterizată de entropia de activare ∆S a. Redistribuirea densității electronilor în complexul activ este favorizată de condiția când, la ciocnire, moleculele A2 și B2 sunt orientate, așa cum se arată în Fig. 3a, în timp ce cu orientarea prezentată în Fig. 3b, probabilitatea de reacție este chiar mult mai mică - în Fig. 3c.

Orez. 3. Orientări favorabile (a) și nefavorabile (b, c) ale moleculelor A 2 și B 2 la ciocnire

Ecuația care caracterizează dependența vitezei și reacției de temperatură, energia de activare și entropia de activare are forma:

(10)

Unde k- constanta vitezei de reacție;

A- la o primă aproximare, numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp (secundă) pe unitatea de volum;

e- baza logaritmilor naturali;

R- constanta universala a gazului;

T- temperatura absolută;

E a- energie activatoare;

∆S a- modificarea entropiei de activare.

Ecuația (11) a fost derivată de Arrhenius în 1889. Factorul pre-exponenţial A proporțional cu numărul total de ciocniri între molecule pe unitatea de timp. Dimensiunea sa coincide cu dimensiunea constantei de viteză și depinde de ordinea totală a reacției.

Expozant egală cu proporția coliziunilor active din numărul lor total, adică moleculele care se ciocnesc trebuie să aibă suficientă energie de interacțiune. Probabilitatea orientării lor dorite în momentul impactului este proporțională cu .

Când am discutat despre legea acțiunii masei pentru viteză (9), s-a afirmat în mod specific că constanta vitezei este o valoare constantă care nu depinde de concentrațiile reactivilor. S-a presupus că toate transformările chimice au loc la o temperatură constantă. În același timp, viteza de transformare chimică se poate modifica semnificativ odată cu scăderea sau creșterea temperaturii. Din punctul de vedere al legii acțiunii masei, această modificare a vitezei se datorează dependenței de temperatură a constantei de viteză, deoarece concentrațiile substanțelor care reacţionează se modifică doar ușor din cauza dilatarii termice sau compresiei lichidului.

Cel mai cunoscut fapt este că viteza reacțiilor crește odată cu creșterea temperaturii. Acest tip de dependență de temperatură a vitezei se numește normal (Fig. 3 a). Acest tip de dependență este caracteristic tuturor reacțiilor simple.

Orez. 3. Tipuri de dependenţă de temperatură a vitezei reacţiilor chimice: a - normal;

b - anormal; c - enzimatic

Cu toate acestea, transformările chimice sunt acum bine cunoscute, a căror rată scade odată cu creșterea temperaturii; acest tip de dependență de temperatură a ratei se numește anormal . Un exemplu este reacția în fază gazoasă a oxidului de azot (II) cu brom (Fig. 3 b).

De interes deosebit pentru medici este dependența de temperatură a vitezei reacțiilor enzimatice, adică reacții care implică enzime. Aproape toate reacțiile care apar în organism aparțin acestei clase. De exemplu, atunci când peroxidul de hidrogen se descompune în prezența enzimei catalaze, viteza de descompunere depinde de temperatură. În intervalul 273-320 LA Dependența de temperatură este normală. Pe măsură ce temperatura crește, viteza crește, iar pe măsură ce temperatura scade, aceasta scade. Când temperatura crește peste 320 LA există o scădere bruscă anormală a vitezei de descompunere a peroxidului. O imagine similară apare și pentru alte reacții enzimatice (Fig. 3c).

Din ecuația lui Arrhenius pentru k este clar că, din moment ce T inclusă în exponent, viteza unei reacții chimice este foarte sensibilă la schimbările de temperatură. Dependența vitezei unei reacții omogene de temperatură poate fi exprimată prin regula van’t Hoff, conform căreia la fiecare creștere de 10° a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori; un număr care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții odată cu creșterea temperaturii cu 10° se numește coeficientul de temperatură al vitezei de reacție -γ.

Această regulă este exprimată matematic prin următoarea formulă:

(12)

unde γ este coeficientul de temperatură, care arată de câte ori crește viteza de reacție când temperatura crește cu 10 0; υ 1 –t1; υ 2 – viteza de reacție la temperatură t2.

Pe măsură ce temperatura crește într-o progresie aritmetică, viteza crește într-o progresie geometrică.

De exemplu, dacă γ = 2,9, atunci cu o creștere a temperaturii cu 100° viteza de reacție crește de 2,9 de 10 ori, i.e. de 40 de mii de ori. Abaterile de la această regulă sunt reacții biochimice, a căror viteză crește de zeci de ori cu o ușoară creștere a temperaturii. Această regulă este valabilă doar pentru o aproximare aproximativă. Reacțiile care implică molecule mari (proteine) se caracterizează printr-un coeficient mare de temperatură. Viteza de denaturare a proteinei (albumină de ou) crește de 50 de ori odată cu creșterea temperaturii cu 10 °C. După atingerea unui anumit maxim (50-60 °C), viteza de reacție scade brusc ca urmare a denaturarii termice a proteinei.

Pentru multe reacții chimice legea acțiunii masei pentru viteză este necunoscută. În astfel de cazuri, expresia poate fi utilizată pentru a descrie dependența de temperatură a ratei de conversie:

Pre-exponent Si cu nu depinde de temperatura, ci depinde de concentratie. Unitatea de măsură este mol/l∙s.

Dependența teoretică permite ca viteza să fie calculată în avans la orice temperatură dacă se cunosc energia de activare și pre-exponențiala. Astfel, influența temperaturii asupra vitezei de transformare chimică este prezisă.

Reacții complexe

Principiul independenței. Tot ce s-a discutat mai sus se referă la reacții relativ simple, dar în chimie se întâlnesc adesea așa-numitele reacții complexe. Astfel de reacții le includ pe cele discutate mai jos. La derivarea ecuațiilor cinetice pentru aceste reacții, se utilizează principiul independenței: Dacă într-un sistem au loc mai multe reacții, atunci fiecare dintre ele este independentă de celelalte și viteza sa este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților săi.

Reacții paralele- Sunt reactii care apar simultan in mai multe directii.

Descompunerea termică a cloratului de potasiu are loc simultan în două reacții:

Reacții secvențiale- Acestea sunt reacții care apar în mai multe etape. Acestea sunt majoritatea reacțiilor din chimie.

.

Reacții conjugate. Dacă într-un sistem apar mai multe reacții și apariția uneia dintre ele este imposibilă fără cealaltă, atunci aceste reacții se numesc conjugat și fenomenul în sine - prin inducție .

2HI + H2CrO4 → I2 + Cr2O3 + H2O.

Această reacție practic nu este observată în condiții normale, dar dacă FeO este adăugat în sistem, are loc următoarea reacție:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

şi în acelaşi timp are loc prima reacţie. Motivul pentru aceasta este formarea în a doua reacție a produselor intermediare implicate în prima reacție:

FeO2 + H2CrO4 → Cr2O3 + Fe5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Inducția chimică- un fenomen în care o reacție chimică (secundară) depinde de alta (primară).

A+ ÎN- primar reacţie,

A+C- secundar reacţie,

atunci A este un activator, ÎN- inductor, C - acceptor.

În timpul inducției chimice, spre deosebire de cataliză, concentrațiile tuturor participanților la reacție scad.

Factorul de inducție determinată din următoarea ecuație:

.

În funcție de mărimea factorului de inducție, sunt posibile următoarele cazuri.

eu > 0 - procesul de amortizare. Viteza de reacție scade în timp.

eu < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Fenomenul de inducție este important deoarece în unele cazuri energia reacției primare poate compensa energia consumată în reacția secundară. Din acest motiv, de exemplu, se dovedește a fi termodinamic posibilă sinteza proteinelor prin policondensarea aminoacizilor.

Reacții în lanț. Dacă o reacție chimică are loc cu formarea de particule active (ioni, radicali), care, intrând în reacțiile ulterioare, provoacă apariția de noi particule active, atunci această secvență de reacții se numește reacție în lanț.

Formarea radicalilor liberi este asociată cu consumul de energie pentru a rupe legăturile din moleculă. Această energie poate fi transmisă moleculelor prin iluminare, descărcare electrică, încălzire, iradiere cu neutroni, particule α și β. Pentru a efectua reacții în lanț la temperaturi scăzute, în amestecul de reacție se introduc inițiatori - substanțe care formează cu ușurință radicali: vapori de sodiu, peroxizi organici, iod etc.

Reacția de formare a clorurii de hidrogen din compuși simpli, activată de lumină.

Reacția totală:

H2 + C122HC1.

Etape individuale:

Сl 2 2Сl∙ fotoactivarea clorului (inițierea)

Cl∙ + H 2 = HCl + H∙ dezvoltarea lanțului

H∙ + Cl 2 = HCl + Cl∙ etc.

H∙ + Cl∙ = HCl circuit deschis

Aici H∙ și Cl∙ sunt particule active (radicali).

În acest mecanism de reacție se pot distinge trei grupe de etape elementare. Prima este o reacție fotochimică nuclearea în lanț. Moleculele de clor, după ce au absorbit o cantitate de lumină, se disociază în atomi liberi care sunt foarte reactivi. Astfel, în timpul nucleării unui lanț are loc formarea de atomi liberi sau radicali din molecule saturate de valență. Procesul de nucleare în lanț este de asemenea numit iniţiere. Atomii de clor, având electroni nepereche, sunt capabili să reacționeze cu hidrogenul molecular, formând molecule de acid clorhidric și hidrogen atomic. Hidrogenul atomic, la rândul său, interacționează cu o moleculă de clor, în urma căreia se formează din nou o moleculă de clorură de hidrogen și clorul atomic etc.

Aceste procese, caracterizate prin repetarea acelorași etape elementare (legături) și care procedează la conservarea radicalilor liberi, duc la consumul de substanțe inițiale și la formarea produselor de reacție. Astfel de grupuri de reacții sunt numite reacţii de dezvoltare (sau continuare) a lanţului.

Se numește etapa reacției în lanț în care are loc moartea radicalilor liberi circuit deschis. Terminarea lanțului poate apărea ca urmare a recombinării radicalilor liberi, dacă energia eliberată în timpul acestui proces poate fi dată unui al treilea corp: peretele vasului sau moleculele de impurități inerte (etapele 4, 5). De aceea, viteza reacțiilor în lanț este foarte sensibilă la prezența impurităților, la forma și dimensiunea vasului, în special la presiuni scăzute.

Numărul de verigi elementare din momentul în care lanțul începe să se rupă se numește lungimea lanțului. În exemplul luat în considerare, se formează până la 105 molecule de HCI pentru fiecare cuantă de lumină.

Se numesc reacții în lanț în timpul cărora nu există o „multiplicare” a numărului de radicali liberi neramificată sau reacții simple în lanț . În fiecare etapă elementară a unui proces cu lanț neramificat, un radical „da naștere” unei molecule a produsului de reacție și doar unui nou radical (Fig. 41).

Alte exemple de reacții în lanț simple: a) clorurarea hidrocarburilor parafină Cl∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ etc.; b) reacții de polimerizare radicalică, de exemplu, polimerizarea acetatului de vinil în prezența peroxidului de benzoil, care se descompune ușor în radicali; c) interacţiunea hidrogenului cu bromul, care are loc după un mecanism asemănător reacţiei clorului cu hidrogenul, numai cu lungimea lanţului mai scurtă datorită endotermicităţii sale.

Dacă, ca urmare a actului de creștere, apar două sau mai multe particule active, atunci această reacție în lanț este ramificată.

În 1925, N. N. Semenov și colaboratorii săi au descoperit reacții care conțin etape elementare, în urma cărora apar nu una, ci mai multe particule active din punct de vedere chimic - atomi sau radicali. Apariția mai multor noi radicali liberi duce la apariția mai multor lanțuri noi, adică. un lanț se ramifică. Astfel de procese sunt numite reacții în lanț ramificat (Fig. 42).

Un exemplu de proces cu lanț foarte ramificat este oxidarea hidrogenului la presiuni scăzute și temperaturi de aproximativ 900°C. Mecanismul de reacție poate fi scris după cum urmează.

1. iniţierea lanţului H 2 + O 2 OH∙ + OH∙

2. Dezvoltarea lanțului OH∙ + H2 → H2O + H∙

3. H∙ + O 2 → OH∙ + O: ramificare a lanțului

4. O: + H2 → OH∙ +H∙

5. OH∙ +H 2 → H 2 O + H∙ continuarea lanțului

6. Н∙ + Н∙ + perete → Н 2 circuit deschis pe peretele vasului

7. H∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M circuit deschis în volum.

M este o moleculă inertă. Radicalul HO 2 ∙, format în timpul unei triple coliziuni, este inactiv și nu poate continua lanțul.

În prima etapă a procesului, se formează radicali hidroxil, care asigură dezvoltarea unui lanț simplu. În a treia etapă, ca urmare a interacțiunii cu molecula originală a unui radical, se formează doi radicali, iar atomul de oxigen are două valențe libere. Acest lucru asigură ramificarea lanțului.

Ca urmare a ramificării lanțului, viteza de reacție crește rapid în perioada inițială de timp, iar procesul se termină cu o aprindere-explozie în lanț. Cu toate acestea, reacțiile în lanț ramificat se termină prin explozie numai atunci când viteza de ramificare este mai mare decât viteza de terminare a lanțului. În caz contrar, procesul este lent.

Când se schimbă condițiile de reacție (modificări ale presiunii, temperaturii, compoziției amestecului, mărimii și stării pereților vasului de reacție etc.), poate avea loc o tranziție de la o reacție lentă la o explozie și invers. Astfel, în reacțiile în lanț există stări limită (critice) la care are loc aprinderea în lanț, de care trebuie să se distingă aprinderea termică care are loc în reacțiile exoterme ca urmare a încălzirii tot mai mari a amestecului de reacție cu îndepărtare slabă a căldurii.

Oxidarea vaporilor de sulf, fosfor, monoxid de carbon (II), disulfură de carbon etc. are loc printr-un mecanism cu lanț ramificat.

Teoria modernă a proceselor în lanț a fost dezvoltată de laureați ai Premiului Nobel (1956), academicianul sovietic N. N. Semenov și omul de știință englez Hinshelwood.

Reacțiile în lanț ar trebui să fie diferențiate de reacțiile catalitice, deși acestea din urmă sunt, de asemenea, de natură ciclică. Cea mai semnificativă diferență între reacțiile în lanț și cele catalitice este că, cu un mecanism în lanț, reacția poate curge în direcția creșterii energiei sistemului datorită reacțiilor spontane. Un catalizator nu provoacă o reacție imposibilă termodinamic. În plus, în reacțiile catalitice nu există etape de proces precum nuclearea și terminarea lanțului.

Reacții de polimerizare. Un caz special al unei reacții în lanț este o reacție de polimerizare.

Polimerizare este un proces în care reacția particulelor active (radicali, ioni) cu compuși cu molecul scăzut (monomeri) este însoțită de adăugarea secvențială a acestora din urmă cu o creștere a lungimii lanțului material (lungimea moleculei), adică cu formarea unui polimer.

Monomerii sunt compuși organici, care de obicei conțin legături nesaturate (duble, triple) în moleculă.

Etapele principale ale procesului de polimerizare:

1. Iniţiere(sub influența luminii, căldurii etc.):

A: A→A" + A"- descompunere omolitică cu formare de radicali (valență activă-particule nesaturate).

A: B→ A - + B +- descompunere heterolitică cu formare de ioni.

2. Înălțimea lanțului: A" + M→ A.M"

(sau A - + M→ A.M", sau ÎN + + M→ VM +).

3. Circuit deschis: AM" + AM"→ polimer

(sau AM" + B +→ polimer, VM ++ A"→ polimer).

Viteza unui proces în lanț este întotdeauna mai mare decât cea a unui proces fără lanț.

Viteza de reacție chimică- modificarea cantităţii uneia dintre substanţele care reacţionează pe unitatea de timp într-o unitate de spaţiu de reacţie.

Viteza unei reacții chimice este influențată de următorii factori:

• natura substanțelor care reacţionează;
• concentrația reactanților;
• suprafața de contact a substanțelor care reacţionează (în reacţii eterogene);
• temperatura;
• acţiunea catalizatorilor.

Teoria coliziunii active ne permite să explicăm influența anumitor factori asupra vitezei unei reacții chimice. Principalele prevederi ale acestei teorii:

• Reacțiile apar atunci când particulele de reactanți care au o anumită energie se ciocnesc.
• Cu cât sunt mai multe particule reactante, cu atât sunt mai aproape unele de altele, cu atât sunt mai multe șanse să se ciocnească și să reacționeze.
• Numai coliziunile eficiente duc la o reacție, adică. acelea în care „legăturile vechi” sunt distruse sau slăbite și, prin urmare, se pot forma altele „noi”. Pentru a face acest lucru, particulele trebuie să aibă suficientă energie.
• Excesul minim de energie necesar pentru ciocnirea efectivă a particulelor reactante se numește energia de activare Ea.
• Activitatea substanțelor chimice se manifestă prin energia scăzută de activare a reacțiilor care le implică. Cu cât energia de activare este mai mică, cu atât este mai mare viteza de reacție. De exemplu, în reacțiile dintre cationi și anioni, energia de activare este foarte scăzută, astfel încât astfel de reacții apar aproape instantaneu

Influența concentrației de reactanți asupra vitezei de reacție

Pe măsură ce concentrația de reactanți crește, viteza de reacție crește. Pentru ca o reacție să aibă loc, două particule chimice trebuie să vină împreună, astfel încât viteza reacției depinde de numărul de ciocniri dintre ele. O creștere a numărului de particule într-un anumit volum duce la ciocniri mai frecvente și la o creștere a vitezei de reacție.

O creștere a vitezei de reacție care are loc în faza gazoasă va rezulta dintr-o creștere a presiunii sau o scădere a volumului ocupat de amestec.

Pe baza datelor experimentale din 1867, oamenii de știință norvegieni K. Guldberg și P. Waage, și independent de ei în 1865, savantul rus N.I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, stabilind dependența vitezei de reacție de concentrațiile reactanților -

Legea acțiunii în masă (LMA):

Viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în puteri egale cu coeficienţii acestora din ecuaţia reacţiei. („masa efectivă” este un sinonim pentru conceptul modern de „concentrare”)

aA +bB =cС +dD, Unde k– constanta vitezei de reacție

ZDM se efectuează numai pentru reacții chimice elementare care au loc într-o singură etapă. Dacă o reacție decurge secvenţial prin mai multe etape, atunci viteza totală a întregului proces este determinată de partea sa cea mai lentă.

Expresii pentru vitezele diferitelor tipuri de reacții

ZDM se referă la reacții omogene. Dacă reacția este eterogenă (reactivii sunt în diferite stări de agregare), atunci ecuația ZDM include doar reactivi lichizi sau doar gazoși, iar cei solizi sunt excluși, afectând doar constanta de viteză k.

Molecularitatea reacției este numărul minim de molecule implicate într-un proces chimic elementar. Pe baza molecularității, reacțiile chimice elementare se împart în moleculare (A →) și bimoleculare (A + B →); reacțiile trimoleculare sunt extrem de rare.

Rata reacțiilor eterogene

• Depinde de suprafața de contact dintre substanțe, adică asupra gradului de măcinare a substanțelor și a completitudinii amestecării reactivilor.
• Un exemplu este arderea lemnului. Un buștean întreg arde relativ lent în aer. Dacă creșteți suprafața de contact dintre lemn și aer, împărțind bușteanul în așchii, viteza de ardere va crește.
• Fierul piroforic se toarnă pe o foaie de hârtie de filtru. În timpul căderii, particulele de fier devin fierbinți și dau foc hârtiei.

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție

În secolul al XIX-lea, omul de știință olandez Van't Hoff a descoperit experimental că odată cu creșterea temperaturii cu 10 o C, viteza multor reacții crește de 2-4 ori.

regula lui Van't Hoff

Pentru fiecare creștere de 10 ◦ C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori.

Aici γ (litera greacă „gamma”) - așa-numitul coeficient de temperatură sau coeficientul van't Hoff, ia valori de la 2 la 4.

Pentru fiecare reacție specifică se determină experimental coeficientul de temperatură. Arată exact de câte ori viteza unei anumite reacții chimice (și constanta acesteia) crește cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii.

Regula lui Van't Hoff este folosită pentru a aproxima modificarea constantei vitezei de reacție cu creșterea sau scăderea temperaturii. O relație mai precisă între constanta de viteză și temperatură a fost stabilită de chimistul suedez Svante Arrhenius:

Cum Mai mult E o reacție specifică, deci Mai puțin(la o temperatură dată) va fi constanta de viteză k (și viteza) acestei reacții. O creștere a T duce la o creștere a constantei de viteză, aceasta se explică prin faptul că o creștere a temperaturii duce la o creștere rapidă a numărului de molecule „energetice” capabile să depășească bariera de activare Ea.

Efectul catalizatorului asupra vitezei de reacție

Puteți modifica viteza unei reacții folosind substanțe speciale care modifică mecanismul de reacție și o direcționează pe o cale energetic mai favorabilă, cu o energie de activare mai mică.

Catalizatori- sunt substanțe care participă la o reacție chimică și cresc viteza acesteia, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate calitativ și cantitativ.

Inhibitori– substanțe care încetinesc reacțiile chimice.

Se numește schimbarea vitezei unei reacții chimice sau a direcției acesteia folosind un catalizator cataliză .

Metode chimice

Metode fizice

Metode de măsurare a vitezei de reacție

În exemplul de mai sus, viteza de reacție dintre carbonatul de calciu și acid a fost măsurată prin studierea volumului de gaz eliberat în funcție de timp. Datele experimentale privind vitezele de reacție pot fi obținute prin măsurarea altor cantități.

Dacă cantitatea totală de substanțe gazoase se modifică în timpul unei reacții, progresul acesteia poate fi monitorizat prin măsurarea presiunii gazului la un volum constant. În cazurile în care una dintre materiile prime sau unul dintre produșii de reacție este colorat, progresul reacției poate fi monitorizat prin observarea schimbării culorii soluției. O altă metodă optică este măsurarea rotației planului de polarizare a luminii (dacă materiile prime și produsele de reacție au puteri de rotație diferite).

Unele reacții sunt însoțite de o modificare a numărului de ioni din soluție. În astfel de cazuri, viteza de reacție poate fi studiată prin măsurarea conductivității electrice a soluției. Următorul capitol va analiza alte tehnici electrochimice care pot fi utilizate pentru a măsura vitezele de reacție.

Progresul unei reacții poate fi monitorizat prin măsurarea concentrației unuia dintre participanții la reacție în timp, folosind o varietate de metode de analiză chimică. Reacția se efectuează într-un vas termostatat. La anumite intervale, se prelevează o probă din soluție (sau gaz) din vas și se determină concentrația unuia dintre componente. Pentru a obține rezultate fiabile, este important să nu aibă loc nicio reacție în proba prelevată pentru analiză. Acest lucru se realizează prin legarea chimică a unuia dintre reactivi, răcirea bruscă sau diluarea soluției.

Studiile experimentale arată că viteza reacției depinde de mai mulți factori. Să luăm în considerare mai întâi influența acestor factori la nivel calitativ.

1.Natura substanțelor care reacţionează. Din practica de laborator știm că neutralizarea unui acid cu o bază

H + + OH – ® H2O

interacțiunea sărurilor cu formarea unui compus ușor solubil

Ag ++ Cl – ® AgCl

iar alte reacții în soluțiile de electroliți apar foarte repede. Timpul necesar pentru a finaliza astfel de reacții este măsurat în milisecunde și chiar microsecunde. Acest lucru este destul de de înțeles, pentru că Esența unor astfel de reacții este abordarea și combinarea particulelor încărcate cu sarcini de semn opus.

Spre deosebire de reacțiile ionice, interacțiunile dintre moleculele legate covalent apar de obicei mult mai lent. Într-adevăr, în timpul reacției dintre astfel de particule, legăturile din moleculele substanțelor inițiale trebuie să fie rupte. Pentru a face acest lucru, moleculele care se ciocnesc trebuie să aibă o anumită cantitate de energie. În plus, dacă moleculele sunt suficient de complexe, pentru a se produce o reacție între ele, acestea trebuie să fie orientate într-un anumit fel în spațiu.

2. Concentrația reactanților. Viteza unei reacții chimice, celelalte lucruri fiind egale, depinde de numărul de ciocniri ale particulelor care reacţionează pe unitatea de timp. Probabilitatea de coliziuni depinde de numărul de particule pe unitatea de volum, adică. pe concentrare. Prin urmare, viteza de reacție crește odată cu creșterea concentrației.

3. Starea fizică a substanțelor. În sistemele omogene, viteza de reacție depinde de numărul de ciocniri de particule în volumul soluției(sau gaz). În sistemele eterogene, are loc interacțiuni chimice la interfata. Creșterea suprafeței unui solid atunci când este zdrobit face ca particulele care reacţionează să ajungă mai ușor la particulele solidului, ceea ce duce la o accelerare semnificativă a reacției.

4. Temperatura are un impact semnificativ asupra ratei diferitelor procese chimice și biologice. Pe măsură ce temperatura crește, energia cinetică a particulelor crește și, în consecință, crește proporția de particule a căror energie este suficientă pentru interacțiunea chimică.

5. Factorul steric caracterizează necesitatea orientării reciproce a particulelor care reacţionează. Cu cât moleculele sunt mai complexe, cu atât este mai puțin probabil ca acestea să fie orientate corect și cu atât coliziunile sunt mai puțin eficiente.

6. Disponibilitatea catalizatorilor.Catalizatorii sunt substanțe a căror prezență modifică viteza unei reacții chimice. Introduse în sistemul de reacție în cantități mici și rămânând neschimbate după reacție, ele sunt capabile să modifice extrem de viteza procesului.

Principalii factori de care depinde viteza de reacție vor fi discutați mai detaliat mai jos.

Ne confruntăm constant cu diverse interacțiuni chimice. Arderea gazelor naturale, ruginirea fierului, acrirea laptelui - acestea nu sunt toate procesele care sunt studiate în detaliu într-un curs de chimie școlar.

Unele reacții durează câteva fracțiuni de secunde, în timp ce unele interacțiuni durează zile sau săptămâni.

Să încercăm să identificăm dependența vitezei de reacție de temperatură, concentrație și alți factori. Noul standard educațional alocă o cantitate minimă de timp de predare acestei probleme. Testele examenului de stat unificat includ sarcini privind dependența vitezei de reacție de temperatură, concentrație și chiar oferă probleme de calcul. Mulți elevi de liceu întâmpină anumite dificultăți în a găsi răspunsuri la aceste întrebări, așa că vom analiza acest subiect în detaliu.

Relevanța problemei luate în considerare

Informațiile despre viteza de reacție au o importanță practică și științifică importantă. De exemplu, în producția specifică de substanțe și produse, productivitatea echipamentelor și costul mărfurilor depind direct de această valoare.

Clasificarea reacțiilor în curs

Există o relație directă între starea de agregare a componentelor inițiale și produsele formate în timpul interacțiunilor eterogene.

În chimie, un sistem înseamnă de obicei o substanță sau o combinație a acestora.

Un sistem care constă dintr-o fază (aceeași stare de agregare) este considerat omogen. Ca exemplu, putem aminti un amestec de gaze și mai multe lichide diferite.

Un sistem eterogen este un sistem în care substanțele care reacționează sunt sub formă de gaze și lichide, solide și gaze.

Nu există doar o dependență a vitezei de reacție de temperatură, ci și de faza în care sunt utilizate componentele care intră în interacțiunea analizată.

O compoziție omogenă se caracterizează prin procesul care are loc pe întregul volum, ceea ce îi îmbunătățește semnificativ calitatea.

Dacă substanțele inițiale sunt în diferite stări de fază, atunci interacțiunea maximă este observată la interfața de fază. De exemplu, atunci când un metal activ este dizolvat într-un acid, formarea unui produs (sare) se observă numai pe suprafața contactului lor.

Relația matematică între viteza procesului și diverși factori

Cum arată ecuația pentru dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură? Pentru un proces omogen, viteza este determinată de cantitatea de substanță care interacționează sau se formează în timpul reacției în volumul sistemului pe unitatea de timp.

Pentru un proces eterogen, viteza este determinată în funcție de cantitatea de substanță care reacţionează sau produsă în proces per unitate de suprafață într-o perioadă minimă de timp.

Factorii care afectează viteza unei reacții chimice

Natura substanțelor care reacţionează este unul dintre motivele diferitelor viteze ale proceselor. De exemplu, metalele alcaline formează alcalii cu apa la temperatura camerei, iar procesul este însoțit de eliberarea intensă de hidrogen gazos. Metalele nobile (aur, platină, argint) nu sunt capabile de astfel de procese nici la temperatura camerei, nici atunci când sunt încălzite.

Natura reactanților este un factor care este luat în considerare în industria chimică pentru creșterea profitabilității producției.

S-a descoperit o relație între concentrația de reactivi și viteza reacției chimice. Cu cât este mai mare, cu atât mai multe particule se vor ciocni, prin urmare, procesul va continua mai rapid.

Legea acțiunii în masă sub formă matematică descrie o relație direct proporțională între concentrația de substanțe inițiale și viteza procesului.

A fost formulat la mijlocul secolului al XIX-lea de chimistul rus N. N. Beketov. Pentru fiecare proces, se determină o constantă de reacție, care nu este legată de temperatură, concentrație sau natura reactanților.

Pentru a accelera reacția în care este implicată o substanță solidă, trebuie să o măcinați până la o stare de pulbere.

În acest caz, suprafața crește, ceea ce are un efect pozitiv asupra vitezei procesului. Pentru motorină se utilizează un sistem special de injecție, datorită căruia, atunci când intră în contact cu aerul, viteza de ardere a amestecului de hidrocarburi crește semnificativ.

Incalzi

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură este explicată de teoria cinetică moleculară. Vă permite să calculați numărul de ciocniri între moleculele de reactiv în anumite condiții. Dacă sunteți înarmat cu astfel de informații, atunci în condiții normale toate procesele ar trebui să continue instantaneu.

Dar dacă luăm în considerare un exemplu specific al dependenței vitezei de reacție de temperatură, se dovedește că pentru interacțiune este necesar să se rupă mai întâi legăturile chimice dintre atomi, astfel încât din ele să se formeze noi substanțe. Acest lucru necesită cheltuieli energetice semnificative. Care este dependența vitezei de reacție de temperatură? Energia de activare determină posibilitatea de rupere a moleculelor; tocmai această energie este cea care caracterizează realitatea proceselor. Unitățile sale sunt kJ/mol.

Dacă energia este insuficientă, ciocnirea va fi ineficientă, deci nu este însoțită de formarea unei noi molecule.

Reprezentare grafică

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură poate fi reprezentată grafic. Când este încălzit, numărul de ciocniri între particule crește, ceea ce accelerează interacțiunea.

Cum arată un grafic al vitezei de reacție în funcție de temperatură? Energia moleculelor este afișată pe orizontală, iar numărul de particule cu o rezervă mare de energie este indicat pe verticală. Un grafic este o curbă prin care se poate aprecia viteza unei anumite interacțiuni.

Cu cât este mai mare diferența de energie față de medie, cu atât punctul curbei este mai departe de maxim, iar procentul mai mic de molecule au o astfel de rezervă de energie.

Aspecte importante

Este posibil să notăm ecuația pentru dependența constantei vitezei de reacție de temperatură? Creșterea sa se reflectă într-o creștere a vitezei procesului. Această dependență este caracterizată de o anumită valoare numită coeficient de temperatură al vitezei de proces.

Pentru orice interacțiune, a fost relevată dependența constantei vitezei de reacție de temperatură. Dacă crește cu 10 grade, viteza procesului crește de 2-4 ori.

Dependența vitezei reacțiilor omogene de temperatură poate fi reprezentată în formă matematică.

Pentru majoritatea interacțiunilor la temperatura camerei, coeficientul este în intervalul de la 2 la 4. De exemplu, cu un coeficient de temperatură de 2,9, o creștere a temperaturii de 100 de grade accelerează procesul de aproape 50.000 de ori.

Dependența vitezei de reacție de temperatură poate fi ușor explicată prin diferite energii de activare. Are o valoare minimă în timpul proceselor ionice, care sunt determinate doar de interacțiunea dintre cationi și anioni. Numeroase experimente indică apariția instantanee a unor astfel de reacții.

La o energie de activare mare, doar un număr mic de ciocniri între particule va duce la interacțiune. La o energie de activare medie, reactanții vor interacționa la o rată medie.

Sarcinile privind dependența ratelor de reacție de concentrație și temperatură sunt luate în considerare numai la nivelul superior de educație și adesea provoacă dificultăți grave copiilor.

Măsurarea vitezei unui proces

Acele procese care necesită o energie de activare semnificativă implică o ruptură inițială sau o slăbire a legăturilor dintre atomi din substanțele inițiale. În acest caz, ele trec la o anumită stare intermediară numită complex activat. Este o stare instabilă, se descompune destul de repede în produși de reacție, procesul este însoțit de eliberarea de energie suplimentară.

În forma sa cea mai simplă, un complex activat este o configurație de atomi cu legături vechi slăbite.

Inhibitori și catalizatori

Să analizăm dependența vitezei reacției enzimatice de temperatura mediului. Astfel de substanțe funcționează ca acceleratori de proces.

Ei înșiși nu sunt participanți la interacțiune; numărul lor rămâne neschimbat după finalizarea procesului. În timp ce catalizatorii ajută la creșterea vitezei de reacție, inhibitorii, dimpotrivă, încetinesc acest proces.

Esența acestui lucru constă în formarea de compuși intermediari, în urma cărora se observă o schimbare a vitezei procesului.

Concluzie

Diverse interacțiuni chimice au loc în fiecare minut în lume. Cum se stabilește dependența vitezei de reacție de temperatură? Ecuația Arrhenius este o explicație matematică a relației dintre constanta de viteză și temperatură. Oferă o idee despre acele valori ale energiei de activare la care este posibilă distrugerea sau slăbirea legăturilor dintre atomi din molecule și distribuția particulelor în noi substanțe chimice.

Datorită teoriei cinetice moleculare, este posibil să se prezică probabilitatea interacțiunilor dintre componentele inițiale și să se calculeze viteza procesului. Printre acei factori care afectează viteza de reacție, de o importanță deosebită sunt schimbările de temperatură, concentrația procentuală de substanțe care interacționează, aria suprafeței de contact, prezența unui catalizator (inhibitor), precum și natura componentelor care interacționează.