อัตราการเกิดปฏิกิริยาในการวิเคราะห์ทางเคมี

บ้านปฏิกิริยาความเร็ว

ถูกกำหนดโดยการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของโมลของสารตั้งต้นตัวใดตัวหนึ่ง:

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

สาร ณ เวลา t 1 และ t 2 ตามลำดับ (เครื่องหมาย (+) - หากอัตราถูกกำหนดโดยผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาให้ลงชื่อ (-) - โดยสารเริ่มต้น)
ปฏิกิริยาเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลของสารที่ทำปฏิกิริยาชนกัน ความเร็วของมันถูกกำหนดโดยจำนวนการชนและความน่าจะเป็นที่จะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลง จำนวนการชนกันถูกกำหนดโดยความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา และความน่าจะเป็นของการเกิดปฏิกิริยาจะถูกกำหนดโดยพลังงานของโมเลกุลที่ชนกัน ปัจจัยที่ส่งผลต่อความเร็ว.
ปฏิกริยาเคมี 1. ลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยา ตัวละครมีบทบาทสำคัญพันธะเคมี
และโครงสร้างของโมเลกุลรีเอเจนต์ ปฏิกิริยาดำเนินไปในทิศทางของการทำลายพันธะที่แข็งแกร่งน้อยกว่าและการก่อตัวของสารที่มีพันธะที่แข็งแกร่งกว่า ดังนั้นการทำลายพันธะในโมเลกุล H 2 และ N 2 จึงต้องใช้พลังงานสูง โมเลกุลดังกล่าวมีปฏิกิริยาเล็กน้อย การทำลายพันธะในโมเลกุลที่มีขั้วสูง (HCl, H 2 O) ต้องใช้พลังงานน้อยลง และอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็สูงกว่ามาก ปฏิกิริยาระหว่างไอออนในสารละลายอิเล็กโทรไลต์เกิดขึ้นเกือบจะในทันที
ตัวอย่าง
ฟลูออรีนทำปฏิกิริยากับไฮโดรเจนอย่างระเบิดได้ที่อุณหภูมิห้อง โบรมีนจะทำปฏิกิริยากับไฮโดรเจนอย่างช้าๆ เมื่อถูกความร้อน

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

อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้น

• เอเอ+บีบี+ . - - . - -

[ก] ก [ข] ข . - -
ค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา k ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้น อุณหภูมิ และตัวเร่งปฏิกิริยา แต่ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารตั้งต้น
ความหมายทางกายภาพของอัตราคงที่คือ เท่ากับอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ความเข้มข้นต่อหน่วยของสารตั้งต้น

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

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

• อี -เอ/RT

ที่ไหน
A เป็นค่าคงที่ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้น
R คือค่าคงที่ของก๊าซสากล

Ea คือพลังงานกระตุ้นเช่น พลังงานที่โมเลกุลที่ชนกันต้องมีเพื่อให้การชนกันทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี
แผนภาพพลังงานของปฏิกิริยาเคมี

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

4. พื้นผิวสัมผัสของสารที่ทำปฏิกิริยา สำหรับระบบที่ต่างกัน (เมื่อสารต่างกัน สถานะของการรวมตัว) ยิ่งพื้นผิวสัมผัสมีขนาดใหญ่เท่าไร ปฏิกิริยาก็จะยิ่งเกิดขึ้นเร็วขึ้นเท่านั้น พื้นที่ผิวของของแข็งสามารถเพิ่มขึ้นได้โดยการบดและสำหรับสารที่ละลายได้โดยการละลาย

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

ความรู้เกี่ยวกับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเป็นความรู้ทางทฤษฎีที่ดีและ ความสำคัญในทางปฏิบัติ- ตัวอย่างเช่น ในอุตสาหกรรมเคมี ในระหว่างการผลิตสาร ขนาดและผลผลิตของอุปกรณ์และปริมาณของผลิตภัณฑ์ที่ได้จะขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยา

ปฏิกิริยาเคมีต่างกันมีอัตราต่างกัน ปฏิกิริยาบางอย่างเกิดขึ้นภายในเสี้ยววินาที ในขณะที่ปฏิกิริยาบางอย่างใช้เวลาหลายเดือนหรือหลายปีจึงจะเสร็จสมบูรณ์ การศึกษาความเร็วของปฏิกิริยาเคมี จลนพลศาสตร์เคมี.

แนวคิดพื้นฐานเกี่ยวกับจลนพลศาสตร์เคมีคือสารเคมี ระบบและ เฟส:

• ระบบเคมี- สาร (ชุดของสาร);
• เฟสเคมี- ส่วนหนึ่งของระบบที่แยกออกจากส่วนอื่น อินเตอร์เฟซ.

ระบบที่ประกอบด้วยเฟสเดียวเรียกว่า เป็นเนื้อเดียวกันหรือ เป็นเนื้อเดียวกันเช่น ก๊าซผสมหรือสารละลาย ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันเรียกว่า ปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันปฏิกิริยาดังกล่าวเกิดขึ้นตลอดปริมาตรของส่วนผสมทั้งหมด

ระบบที่ประกอบด้วยหลายเฟสเรียกว่า ต่างกันหรือ ต่างกันเช่น ของเหลว + ของแข็ง ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในระบบที่ต่างกันเรียกว่า ปฏิกิริยาที่ต่างกันปฏิกิริยาดังกล่าวจะเกิดขึ้นที่อินเทอร์เฟซเท่านั้น

อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน

อัตราของปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันคือปริมาณของสาร (ν) ที่เกิดขึ้นจากปฏิกิริยาต่อหน่วยเวลา (t) ต่อหน่วยปริมาตรของระบบ (V):

• ν 1 - จำนวนโมลของสาร ณ เวลา t 1;
• ν 2 - จำนวนโมลของสาร ณ เวลา เสื้อ 2 ;

ความเข้มข้นของปริมาตรโมลสาร (C, โมล/ลิตร) - อัตราส่วนของจำนวนโมลของสาร (ν) ต่อปริมาตรทั้งหมดของส่วนผสมของปฏิกิริยา (V): ซ=ν/วี.

อัตราของปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันเท่ากับการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่อหน่วยเวลา

ในกรณีที่เรากำลังพูดถึงความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาตัวใดตัวหนึ่ง เครื่องหมาย "บวก" จะถูกใส่ไว้ในนิพจน์ หากเรากำลังพูดถึงความเข้มข้นของสารตั้งต้นตัวใดตัวหนึ่ง เครื่องหมาย "ลบ" จะถูกใส่เข้าไป การแสดงออก.

อัตราการเกิดปฏิกิริยาต่างกัน

ดังที่ได้กล่าวไว้ข้างต้น ความแตกต่างที่สำคัญระหว่างปฏิกิริยาที่ต่างกันและปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันก็คือ ปฏิกิริยาเกิดขึ้นที่ขอบเขตเฟส

อัตราของปฏิกิริยาที่ต่างกัน (v het) คือปริมาณของสาร (ν) ที่เกิดขึ้นต่อหน่วยเวลา (t) ต่อพื้นผิวส่วนต่อประสานของหน่วย (S)

ปัจจัยหลักที่มีอิทธิพลต่อความเร็วของปฏิกิริยา:

• ลักษณะของสารที่ทำปฏิกิริยา
• ความเข้มข้น;
• อุณหภูมิ;
• ตัวเร่งปฏิกิริยา;
• ขนาดอนุภาคของรีเอเจนต์
• ความดัน.

สองประเด็นสุดท้ายเกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาที่ต่างกัน

ลักษณะของสารตั้งต้น

เงื่อนไขที่จำเป็นสำหรับปฏิกิริยาทางเคมีระหว่างโมเลกุลของสารคือการชนกันในส่วน "ขวา" ของโมเลกุลเรียกว่า พื้นที่ที่มีปฏิกิริยาสูง- ก็เหมือนกับการชกมวย ถ้านักมวยชกโดนนวมของคู่ต่อสู้ จะไม่มีปฏิกิริยาใดๆ แต่ถ้าการฟาดใส่หัวของคู่ต่อสู้ ความน่าจะเป็นของการน็อกเอาต์ (ปฏิกิริยา) จะเพิ่มขึ้นอย่างมาก และหากแรงกระแทก (แรงกระแทกของโมเลกุล) สูง ก็จะเกิดการน็อคเอาท์ (ปฏิกิริยา) อย่างหลีกเลี่ยงไม่ได้

จากข้อมูลข้างต้น เราสามารถสรุปได้ว่ายิ่งโมเลกุลซับซ้อนมากเท่าใด บริเวณที่เกิดปฏิกิริยาสูงก็จะยิ่งเล็กลงเท่านั้น ดังนั้นยิ่งโมเลกุลของสารที่ทำปฏิกิริยามีขนาดใหญ่และซับซ้อนมากขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งช้าลงเท่านั้น

ความเข้มข้นของรีเอเจนต์

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นสัดส่วนโดยตรงกับจำนวนการชนของโมเลกุล ยิ่งความเข้มข้นของรีเอเจนต์สูง การชนกันก็จะยิ่งมากขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาทางเคมีก็จะยิ่งสูงขึ้น ตัวอย่างเช่น การเผาไหม้ในออกซิเจนบริสุทธิ์เกิดขึ้นเร็วกว่าในอากาศธรรมดามาก

อย่างไรก็ตามควรกล่าวว่าในปฏิกิริยาที่ซับซ้อนเกิดขึ้นในหลายขั้นตอน การพึ่งพาอาศัยกันดังกล่าวไม่ได้รับการเคารพ ซึ่งช่วยให้คุณระบุได้ว่ารีเอเจนต์ตัวใดที่ไม่เกี่ยวข้องกับขั้นตอนที่ช้าที่สุดของปฏิกิริยา ซึ่งจะเป็นตัวกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาเอง

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะแสดงออกมา กฎแห่งการกระทำของมวลชนซึ่งถูกค้นพบในปี พ.ศ. 2410 โดยนักวิทยาศาสตร์ชาวนอร์เวย์ Guldberg และ Waage

ความเร็ว (v) ของปฏิกิริยาปรับอากาศที่อธิบายโดยสมการ AA+BB=ซีซี+ดีดีตามกฎแห่งการกระทำมวลจะคำนวณโดยใช้สูตรที่เรียกว่า สมการปฏิกิริยาจลน์:

V=k·[A] ก ·[B] ข

• [A], [B] - ความเข้มข้นของสารตั้งต้น;
• k คือค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา เท่ากับอัตราของปฏิกิริยานี้ที่ความเข้มข้นของสารตัวทำปฏิกิริยาเท่ากับ 1 โมลแต่ละตัว

เคไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา แต่ขึ้นอยู่กับธรรมชาติและอุณหภูมิ

เมื่อใช้สมการจลน์ของปฏิกิริยา คุณสามารถกำหนดอัตราการเปลี่ยนแปลงของปฏิกิริยาได้โดยขึ้นอยู่กับการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้น

ตัวอย่างของสมการจลนศาสตร์:

2SO 2 (g)+O 2 (g)=2SO 3 (g) v=k 2 CuO(s)+H 2 (g)=Cu(s)+H 2 O(g) v=k

โปรดทราบว่าสมการจลน์ไม่รวมความเข้มข้นของของแข็ง เฉพาะก๊าซและละลายเท่านั้น

อุณหภูมิรีเอเจนต์

เมื่ออุณหภูมิสูงขึ้น โมเลกุลจะเคลื่อนที่เร็วขึ้น ดังนั้นจำนวนการชนกันจึงเพิ่มขึ้น นอกจากนี้พลังงานจลน์ของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นซึ่งจะเพิ่มประสิทธิภาพของการชนซึ่งท้ายที่สุดจะเป็นตัวกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยา

ตาม ทฤษฎีการกระตุ้นมีเพียงโมเลกุลที่มีพลังงานเกินค่าเฉลี่ยที่กำหนดเท่านั้นที่สามารถมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเคมีได้ เรียกว่าปริมาณพลังงานส่วนเกินโดยเฉลี่ยของโมเลกุล พลังงานกระตุ้น- พลังงานนี้จำเป็นต่อการลดพันธะเคมีในโมเลกุลของสารตั้งต้น โมเลกุลที่มีพลังงานส่วนเกินที่จำเป็นเพื่อให้เกิดปฏิกิริยาเรียกว่า โมเลกุลที่ทำงานอยู่- ยิ่งอุณหภูมิสูง โมเลกุลก็จะยิ่งมีปฏิกิริยามากขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้น

ลักษณะการขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิ ไม่ใช่กฎของฮอฟฟ์:

ในทางคณิตศาสตร์ กฎของแวนท์ ฮอฟฟ์แสดงได้ด้วยสูตรต่อไปนี้:

• γ คือค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิที่แสดงการเพิ่มขึ้นของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10°C
• โวลต์ 1 - อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ เสื้อ 1;
• โวลต์ 2 - อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ เสื้อ 2 ;

ตัวเร่งปฏิกิริยา

ตัวเร่งปฏิกิริยา- สารเหล่านี้เป็นสารที่ส่งผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา แต่ไม่ได้บริโภคไปเอง

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับการมีส่วนร่วมของตัวเร่งปฏิกิริยาเรียกว่า ปฏิกิริยาเร่งปฏิกิริยา.

ผลกระทบหลักของตัวเร่งปฏิกิริยาคือการลดพลังงานกระตุ้นของปฏิกิริยาส่งผลให้จำนวนการชนกันของโมเลกุลมีประสิทธิผลเพิ่มขึ้น

ตัวเร่งปฏิกิริยาสามารถเร่งปฏิกิริยาได้นับล้านครั้ง!

ตัวเร่งปฏิกิริยามีสองประเภท:

• การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน (สม่ำเสมอ)- ตัวเร่งปฏิกิริยาและรีเอเจนต์ก่อตัวเป็นเฟสเดียว: ก๊าซหรือสารละลาย
• การเร่งปฏิกิริยาที่ต่างกัน (ต่างกัน)- ตัวเร่งปฏิกิริยาจะอยู่ในรูปของเฟสอิสระ

กลไกของปฏิกิริยาตัวเร่งปฏิกิริยามีความซับซ้อนมากและไม่ทราบแน่ชัด ตามหนึ่งใน สมมติฐานทางวิทยาศาสตร์ในปฏิกิริยาตัวเร่งปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยาและรีเอเจนต์จะทำปฏิกิริยาเพื่อสร้างสารประกอบขั้นกลาง ซึ่งจะทำปฏิกิริยาอย่างแข็งขันมากขึ้นกับวัสดุตั้งต้นอื่นเพื่อสร้างผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาขั้นสุดท้าย ในขณะที่ตัวเร่งปฏิกิริยาเองก็ถูกปล่อยออกมาในสถานะอิสระ

โดยทั่วไปแล้วตัวเร่งปฏิกิริยาจะเข้าใจว่าเป็นสารที่เร่งปฏิกิริยา แต่มีสารบางชนิดที่ชะลอการเกิดปฏิกิริยา - พวกมันเรียกว่า สารยับยั้ง.

ตัวเร่งปฏิกิริยาทางชีวภาพเรียกว่า เอนไซม์- เอนไซม์ก็คือโปรตีน

ขนาดอนุภาคของรีเอเจนต์

ลองจับคู่แล้วนำไปใส่ถ่านหิน ไม่น่าเป็นไปได้ที่ถ่านหินจะมีเวลาในการจุดไฟก่อนที่การแข่งขันจะดับลง มาบดถ่านหินและทำการทดลองซ้ำ - ฝุ่นถ่านหินจะไม่เพียงติดไฟ แต่จะติดไฟเร็วมาก - จะเกิดการระเบิด (อันตรายหลักในเหมืองถ่านหิน) เกิดอะไรขึ้น?

โดยการบดถ่านหิน เราจะเพิ่มพื้นที่ผิวของมันได้อย่างมาก ยังไง พื้นที่ขนาดใหญ่พื้นผิวที่มีการชนกันของโมเลกุล อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้น

แรงดันรีเอเจนต์

ความดันของรีเอเจนต์ที่เป็นก๊าซจะคล้ายกับความเข้มข้น - ยิ่งความดันสูง ความเข้มข้นก็จะสูง - อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้นเพราะ จำนวนการชนของโมเลกุลเพิ่มขึ้น เช่นเดียวกับความเข้มข้น ความดันของสารตั้งต้นจะไม่ “ทำงาน” ในปฏิกิริยาที่ซับซ้อน

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย รวมถึงลักษณะของสารตั้งต้น ความเข้มข้นของสารตั้งต้น อุณหภูมิ และการมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา ลองพิจารณาปัจจัยเหล่านี้

1). ลักษณะของสารตั้งต้น- หากมีอันตรกิริยาระหว่างสารที่มีพันธะไอออนิก ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเร็วกว่าระหว่างสารที่มีพันธะโควาเลนต์

2.) ความเข้มข้นของสารตั้งต้น- เพื่อให้เกิดปฏิกิริยาเคมี โมเลกุลของสารที่ทำปฏิกิริยาจะต้องชนกัน นั่นคือโมเลกุลจะต้องเข้ามาใกล้กันมากจนอะตอมของอนุภาคหนึ่งสัมผัสกับการกระทำของสนามไฟฟ้าของอีกอนุภาคหนึ่ง เฉพาะในกรณีนี้เท่านั้นที่การเปลี่ยนอิเล็กตรอนและการจัดเรียงอะตอมใหม่ที่สอดคล้องกันจะเป็นไปได้ซึ่งเป็นผลมาจากโมเลกุลของสารใหม่ที่เกิดขึ้น ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาเคมีจึงเป็นสัดส่วนกับจำนวนการชนที่เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล และจำนวนการชนก็แปรผันตามความเข้มข้นของสารตั้งต้น จากวัสดุทดลองนักวิทยาศาสตร์ชาวนอร์เวย์ Guldberg และ Waage และนักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย Beketov ในปี พ.ศ. 2410 ได้กำหนดกฎพื้นฐานของจลนศาสตร์เคมี - กฎแห่งการกระทำของมวลชน(ZDM): ที่อุณหภูมิคงที่ อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาในระดับนั้น สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์- สำหรับกรณีทั่วไป:

กฎแห่งการกระทำมวลชนมีรูปแบบ:

การบันทึกกฎการออกฤทธิ์ของมวลสำหรับปฏิกิริยาที่กำหนดเรียกว่า สมการจลนศาสตร์พื้นฐานของปฏิกิริยา- ในสมการจลน์พื้นฐาน k คือค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา ซึ่งขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ

ปฏิกิริยาเคมีส่วนใหญ่สามารถย้อนกลับได้ ในระหว่างปฏิกิริยาดังกล่าว ผลิตภัณฑ์ของพวกเขาในขณะที่สะสมอยู่จะทำปฏิกิริยากันเพื่อสร้างสารตั้งต้น:

อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า:

ความเร็วในการตอบรับ:

ในช่วงเวลาแห่งความสมดุล:

ดังนั้นกฎแห่งการกระทำของมวลในสภาวะสมดุลจึงมีรูปแบบดังนี้:

โดยที่ K คือค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

3) ผลกระทบของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา- ตามกฎแล้วอัตราของปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเกิน ลองพิจารณาสิ่งนี้โดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างไฮโดรเจนกับออกซิเจน

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

ที่อุณหภูมิ 20 0 C อัตราการเกิดปฏิกิริยาแทบจะเป็นศูนย์ และจะใช้เวลา 54 พันล้านปีกว่าปฏิกิริยาจะคืบหน้าขึ้น 15% ที่อุณหภูมิ 500 0 C จะใช้เวลา 50 นาทีในการก่อตัวน้ำ และที่อุณหภูมิ 700 0 C ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นทันที

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิจะแสดงออกมา ไม่ใช่กฎของฮอฟฟ์: เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 o อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น 2–4 เท่า กฎของ Van't Hoff เขียนไว้ว่า:

4) ผลกระทบของตัวเร่งปฏิกิริยา- สามารถควบคุมอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีได้โดยใช้ ตัวเร่งปฏิกิริยา– สารที่เปลี่ยนอัตราการเกิดปฏิกิริยาและคงอยู่หลังปฏิกิริยาในปริมาณที่ไม่เปลี่ยนแปลง การเปลี่ยนอัตราการเกิดปฏิกิริยาเมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยาเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยา แยกแยะ เชิงบวก(ความเร็วของปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น) และ เชิงลบ(อัตราปฏิกิริยาลดลง) การเร่งปฏิกิริยา บางครั้งตัวเร่งปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นระหว่างปฏิกิริยา กระบวนการดังกล่าวเรียกว่าตัวเร่งปฏิกิริยาอัตโนมัติ มีการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันและต่างกัน

ที่ เป็นเนื้อเดียวกันในการเร่งปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยาและสารตั้งต้นจะอยู่ในเฟสเดียวกัน ตัวอย่างเช่น:

ที่ ต่างกันในการเร่งปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยาและสารตั้งต้นจะอยู่ในเฟสที่ต่างกัน ตัวอย่างเช่น:

การเร่งปฏิกิริยาแบบต่างกันมีความเกี่ยวข้องกับกระบวนการของเอนไซม์ กระบวนการทางเคมีทั้งหมดที่เกิดขึ้นในสิ่งมีชีวิตจะถูกเร่งด้วยเอนไซม์ซึ่งเป็นโปรตีนที่มีหน้าที่เฉพาะบางอย่าง ในสารละลายที่มีกระบวนการเอนไซม์เกิดขึ้น ไม่มีสภาพแวดล้อมที่ต่างกันโดยทั่วไป เนื่องจากไม่มีส่วนต่อประสานเฟสที่กำหนดไว้อย่างชัดเจน กระบวนการดังกล่าวเรียกว่าการเร่งปฏิกิริยาแบบจุลภาค

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีคือการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่อหน่วยเวลา

ในปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน พื้นที่ปฏิกิริยาหมายถึงปริมาตรของถังปฏิกิริยา และในปฏิกิริยาต่างกัน หมายถึงพื้นผิวที่เกิดปฏิกิริยา ความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยามักจะแสดงเป็น โมล/ลิตร - จำนวนโมลของสารในสารละลาย 1 ลิตร

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้น ความเข้มข้น อุณหภูมิ ความดัน พื้นผิวสัมผัสของสารและธรรมชาติของสาร และการมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา

ความเข้มข้นของสารที่เข้าสู่ร่างกายเพิ่มขึ้น ปฏิกิริยาเคมีส่งผลให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเพิ่มขึ้น สิ่งนี้เกิดขึ้นเนื่องจากปฏิกิริยาเคมีทั้งหมดเกิดขึ้นระหว่างอนุภาคที่ทำปฏิกิริยาจำนวนหนึ่ง (อะตอม โมเลกุล ไอออน) ยิ่งอนุภาคเหล่านี้มีปริมาตรของพื้นที่ปฏิกิริยามากเท่าใด การชนกันและปฏิกิริยาทางเคมีก็จะเกิดขึ้นบ่อยขึ้นเท่านั้น ปฏิกิริยาเคมีสามารถเกิดขึ้นได้จากการกระทำเบื้องต้นอย่างน้อยหนึ่งครั้ง (การชน) จากสมการปฏิกิริยา เราสามารถเขียนนิพจน์ของการขึ้นต่อกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้นได้ หากมีเพียงโมเลกุลเดียวเท่านั้นที่มีส่วนร่วมในการกระทำเบื้องต้น (ระหว่างปฏิกิริยาการสลายตัว) การพึ่งพาอาศัยกันจะมีรูปแบบดังต่อไปนี้:

โวลต์= k*[ก]

นี่คือสมการของปฏิกิริยาโมเลกุลเดี่ยว เมื่อโมเลกุลที่แตกต่างกันสองตัวมีปฏิสัมพันธ์กันในการกระทำเบื้องต้น การพึ่งพาอาศัยกันจะมีรูปแบบ:

โวลต์= k*[ก]*[ข]

ปฏิกิริยานี้เรียกว่าชีวโมเลกุล ในกรณีที่โมเลกุลทั้งสามชนกัน นิพจน์นี้ใช้ได้:

โวลต์= k*[ก]*[ข]*[ค]

ปฏิกิริยานี้เรียกว่าไตรโมเลกุล การกำหนดสัมประสิทธิ์:

โวลต์ — ปฏิกิริยาความเร็ว

[A], [B], [C] คือความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา

k—สัมประสิทธิ์สัดส่วน; เรียกว่าค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา

ถ้าความเข้มข้นของสารตั้งต้นเท่ากับ 1 (1 โมล/ลิตร) หรือผลคูณของสารตั้งต้นเท่ากับ 1 แล้ว วี = k.. อัตราคงที่ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ การขึ้นต่อกันของอัตราของปฏิกิริยาอย่างง่าย (เช่น ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจากการกระทำเบื้องต้นครั้งหนึ่ง) กับความเข้มข้น อธิบายโดยกฎแห่งการกระทำของมวล: อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้นที่เพิ่มขึ้นด้วยกำลังของสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

ตัวอย่างเช่น ลองดูปฏิกิริยา 2NO + O 2 = 2NO 2

ในนั้น โวลต์= k* 2 *

ในกรณีที่สมการของปฏิกิริยาเคมีไม่สอดคล้องกับการกระทำเบื้องต้น แต่สะท้อนถึงความสัมพันธ์ระหว่างมวลของสารที่ทำปฏิกิริยากับสารที่เกิดขึ้นเท่านั้น พลังของความเข้มข้นจะไม่เท่ากับ ค่าสัมประสิทธิ์ที่ปรากฏหน้าสูตรของสารที่เกี่ยวข้องในสมการปฏิกิริยา สำหรับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในหลายระยะ อัตราของปฏิกิริยาจะถูกกำหนดโดยอัตราของระยะที่ช้าที่สุด (จำกัด)

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้นนี้ใช้ได้กับก๊าซและปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในสารละลาย ปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับของแข็งไม่เป็นไปตามกฎการออกฤทธิ์ของมวล เนื่องจากอันตรกิริยาของโมเลกุลเกิดขึ้นที่ส่วนต่อประสานเท่านั้น ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาต่างกันยังขึ้นอยู่กับขนาดและลักษณะของพื้นผิวสัมผัสของเฟสปฏิกิริยาด้วย ยิ่งพื้นผิวมีขนาดใหญ่ ปฏิกิริยาก็จะยิ่งเกิดขึ้นเร็วขึ้นเท่านั้น

ผลกระทบของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

ผลกระทบของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีถูกกำหนดโดยกฎ Van't Hoff: โดยมีอุณหภูมิเพิ่มขึ้นทุกๆ 10 ° C อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น 2-4 เท่าในทางคณิตศาสตร์ กฎนี้แสดงโดยสมการต่อไปนี้:

วี t2= วี t1* ก(t2-t1)/10

ที่ไหน วี t1และ วี t2 —อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ t2 และ t1; g - ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยา - ตัวเลขแสดงจำนวนครั้งที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นทุกๆ 10 ° C. การพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิอย่างมีนัยสำคัญดังกล่าวอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าการก่อตัวของสารใหม่ไม่ได้เกิดขึ้นทุกครั้งที่มีการชนกันของโมเลกุลที่ทำปฏิกิริยา เฉพาะโมเลกุลเหล่านั้น (โมเลกุลที่ทำงานอยู่) เท่านั้นที่ทำปฏิกิริยาโต้ตอบซึ่งมีพลังงานเพียงพอที่จะทำลายพันธะในอนุภาคดั้งเดิม ดังนั้นแต่ละปฏิกิริยาจึงมีลักษณะเป็นอุปสรรคด้านพลังงาน โมเลกุลต้องการเพื่อเอาชนะมัน พลังงานกระตุ้น -พลังงานส่วนเกินบางส่วนที่โมเลกุลต้องมีเพื่อที่จะชนกับโมเลกุลอื่นทำให้เกิดการก่อตัวของสารใหม่ เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น จำนวนโมเลกุลที่ทำงานอยู่จะเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว ส่งผลให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วตามกฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ พลังงานกระตุ้นสำหรับปฏิกิริยาแต่ละอย่างขึ้นอยู่กับลักษณะของตัวทำปฏิกิริยา

ทฤษฎีการชนแบบแอคทีฟช่วยให้เราสามารถอธิบายอิทธิพลของปัจจัยบางประการต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีได้ บทบัญญัติหลักของทฤษฎีนี้:

• ปฏิกิริยาเกิดขึ้นเมื่ออนุภาคของสารตั้งต้นที่มีพลังงานจำนวนหนึ่งชนกัน
• ยิ่งมีอนุภาคของสารตั้งต้นมากเท่าไร ยิ่งอยู่ใกล้กันมากเท่าไร ก็ยิ่งมีแนวโน้มที่จะชนกันและทำปฏิกิริยามากขึ้นเท่านั้น
• การชนที่มีประสิทธิภาพเท่านั้นที่จะทำให้เกิดปฏิกิริยา เช่น ส่วนที่ "ความสัมพันธ์เก่า" ถูกทำลายหรืออ่อนแอลง ดังนั้น "ความสัมพันธ์ใหม่" จึงเกิดขึ้นได้ อนุภาคจะต้องมีพลังงานเพียงพอ
• เรียกว่าพลังงานส่วนเกินขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการชนกันของอนุภาคของสารตั้งต้นอย่างมีประสิทธิภาพ พลังงานกระตุ้น Ea
• กิจกรรมของสารเคมีนั้นแสดงออกมาในพลังงานกระตุ้นปฏิกิริยาต่ำของปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้อง ยิ่งพลังงานกระตุ้นต่ำ อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งสูงขึ้นตัวอย่างเช่น ในปฏิกิริยาระหว่างแคตไอออนและแอนไอออน พลังงานกระตุ้นต่ำมาก ดังนั้นปฏิกิริยาดังกล่าวจึงเกิดขึ้นเกือบจะในทันที

อิทธิพลของตัวเร่งปฏิกิริยา

วิธีที่มีประสิทธิภาพมากที่สุดวิธีหนึ่งในการมีอิทธิพลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีคือการใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา ถึง ตัวช่วยแก้ไข -เหล่านี้เป็นสารที่เปลี่ยนอัตราการเกิดปฏิกิริยา แต่ในตอนท้ายของกระบวนการพวกมันเองยังคงองค์ประกอบและมวลไม่เปลี่ยนแปลง กล่าวอีกนัยหนึ่ง ในขณะที่เกิดปฏิกิริยา ตัวเร่งปฏิกิริยาจะมีส่วนร่วมในกระบวนการทางเคมี แต่เมื่อสิ้นสุดปฏิกิริยา รีเอเจนต์จะเปลี่ยน องค์ประกอบทางเคมีกลายเป็นผลิตภัณฑ์และตัวเร่งปฏิกิริยาก็ถูกปลดปล่อยออกมาในรูปแบบเดิม โดยทั่วไป บทบาทของตัวเร่งปฏิกิริยาคือการเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา แม้ว่าตัวเร่งปฏิกิริยาบางตัวจะทำให้กระบวนการช้าลงแทนที่จะเร่งให้เร็วขึ้น ปรากฏการณ์การเร่งปฏิกิริยาเคมีเนื่องจากมีตัวเร่งปฏิกิริยาเรียกว่า การเร่งปฏิกิริยา,และการชะลอตัว - การยับยั้ง

สารบางชนิดไม่มีผลในการเร่งปฏิกิริยา แต่การเติมสารเหล่านี้จะเพิ่มความสามารถในการเร่งปฏิกิริยาของตัวเร่งปฏิกิริยาได้อย่างมาก สารดังกล่าวมีชื่อเรียกว่า โปรโมเตอร์- สารอื่นๆ (สารพิษจากตัวเร่งปฏิกิริยา) จะไปลดหรือขัดขวางการทำงานของตัวเร่งปฏิกิริยาโดยสิ้นเชิง กระบวนการนี้เรียกว่า พิษของตัวเร่งปฏิกิริยา.

ตัวเร่งปฏิกิริยามีสองประเภท: เป็นเนื้อเดียวกันและ ต่างกัน- ที่ การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันสารตั้งต้น ผลิตภัณฑ์ และตัวเร่งปฏิกิริยาจะก่อตัวเป็นเฟสเดียว (ก๊าซหรือของเหลว) ในกรณีนี้ไม่มีส่วนต่อประสานระหว่างตัวเร่งปฏิกิริยากับสารตั้งต้น

ลักษณะเฉพาะ การเร่งปฏิกิริยาต่างกันคือตัวเร่งปฏิกิริยา (โดยปกติจะเป็นของแข็ง) อยู่ในสถานะเฟสที่แตกต่างจากสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยา ปฏิกิริยานี้มักจะเกิดขึ้นบนพื้นผิวของของแข็ง

ในการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน ผลิตภัณฑ์ขั้นกลางจะเกิดขึ้นระหว่างตัวเร่งปฏิกิริยาและตัวทำปฏิกิริยาอันเป็นผลมาจากปฏิกิริยาที่มีพลังงานกระตุ้นต่ำกว่า ในการเร่งปฏิกิริยาแบบเฮเทอโรจีนัส อัตราการเพิ่มขึ้นของอธิบายได้โดยการดูดซับของสารตั้งต้นบนพื้นผิวของตัวเร่งปฏิกิริยา เป็นผลให้ความเข้มข้นเพิ่มขึ้นและอัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น

จลนศาสตร์เคมีและ

จลนพลศาสตร์เคมีคือการศึกษาอัตราของกระบวนการทางเคมี สรุปพื้นฐานของจลนพลศาสตร์เคมีและรูปแบบเนื้อหาของบทนี้

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

การศึกษาปฏิกิริยาเคมีแสดงให้เห็นว่าสามารถเกิดขึ้นได้ในอัตราที่แตกต่างกันมาก บางครั้งปฏิกิริยาก็เร็วมากจนแทบจะเรียกได้ว่าเกิดขึ้นทันที ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาหลายอย่างระหว่างเกลือ กรด และเบสที่เกิดขึ้นในสารละลายที่เป็นน้ำ หรือปฏิกิริยาที่เราเรียกว่าการระเบิด ในกรณีอื่นๆ ในทางกลับกัน อัตราการเกิดปฏิกิริยาต่ำมากจนต้องใช้เวลาหลายปีหรือหลายศตวรรษในการสร้างผลิตภัณฑ์ที่เกิดปฏิกิริยาในปริมาณที่เห็นได้ชัดเจน

อัตราการเกิดปฏิกิริยาวัดจากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่อหน่วยเวลา

ความเข้มข้นคือปริมาณต่อหน่วยปริมาตร เมื่อวัดอัตราปฏิกิริยา ความเข้มข้นมักจะแสดงเป็นจำนวนโมลที่มีอยู่ใน 1 ลิตร

สมมติว่า ณ จุดใดจุดหนึ่ง ความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาใดๆ มีค่าเท่ากับ 2 โมลต่อ 1 ลิตรและหลังจากนั้นหนึ่งนาทีก็เท่ากับ 1.8 โมลต่อ 1 ลิตรกล่าวคือลดลง 0.2 โมล ความเข้มข้นที่ลดลงบ่งชี้ว่าจากปริมาณที่มีอยู่ใน 1 ลิตร 0.2 โมลทำปฏิกิริยาภายในหนึ่งนาที ดังนั้น ขนาดของการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นสามารถใช้เป็นหน่วยวัดปริมาณของสารที่มีการเปลี่ยนแปลงต่อหน่วยเวลาได้ กล่าวคือ การวัดอัตราการเกิดปฏิกิริยา บนพื้นฐานนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะแสดงด้วยจำนวนโมลที่ทำการเปลี่ยนแปลงต่อหน่วยเวลา โดยอ้างอิงตัวเลขนี้คือ 1 ลิตร ในกรณีนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะอยู่ที่ 0.2 โมลต่อนาที เนื่องจากสารทำปฏิกิริยาในปริมาณที่เท่ากัน อัตราการเกิดปฏิกิริยาจึงสามารถตัดสินได้จากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาใดๆ

อัตราของปฏิกิริยาแต่ละอย่างขึ้นอยู่กับลักษณะของตัวทำปฏิกิริยา ความเข้มข้นของสารนั้น และสภาวะที่เกิดปฏิกิริยา (อุณหภูมิ ความดัน การมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา)

การขึ้นต่อกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้นนั้นง่ายต่อการเข้าใจตามแนวคิดจลน์ศาสตร์ของโมเลกุล ลองพิจารณาเป็นตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างสารก๊าซสองชนิดที่ผสมกันในปริมาตรที่ทราบที่อุณหภูมิหนึ่ง

โมเลกุลของก๊าซซึ่งเคลื่อนที่ไปในทิศทางที่แตกต่างกันด้วยความเร็วที่ค่อนข้างสูงจะต้องชนกันอย่างหลีกเลี่ยงไม่ได้ เห็นได้ชัดว่าปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลสามารถเกิดขึ้นได้ผ่านการชนเท่านั้น ดังนั้นยิ่งโมเลกุลชนกันบ่อยเท่าใด การเปลี่ยนแปลงของสารที่ถูกนำไปเป็นสารใหม่จะเกิดขึ้นเร็วขึ้นเท่านั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ความถี่ของการชนกันของโมเลกุลขึ้นอยู่กับจำนวนต่อหน่วยปริมาตร ซึ่งก็คือความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยา

เราไม่ควรคิดว่าการชนกันระหว่างโมเลกุลทุกครั้งจะนำไปสู่การก่อตัวของโมเลกุลใหม่ ทฤษฎีจลน์ศาสตร์ช่วยให้สามารถคำนวณจำนวนการชนที่ควรจะเกิดขึ้นต่อหนึ่งหน่วยเวลา โดยพิจารณาจากความเข้มข้นและอุณหภูมิของสารที่ทำปฏิกิริยา และการกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาในการทดลองแสดงให้เห็นว่ามีโมเลกุลจำนวนเท่าใดที่ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในช่วงเวลาเดียวกัน หมายเลขสุดท้ายจะน้อยกว่าหมายเลขแรกเสมอ เห็นได้ชัดว่าในบรรดาโมเลกุลนั้นมี "แอคทีฟ" มากกว่าจำนวนหนึ่งนั่นคือโมเลกุลที่มีพลังงานมากกว่าในขณะที่เกิดการชนกัน เฉพาะเมื่อโมเลกุลที่ออกฤทธิ์ชนกันเท่านั้นที่ปฏิกิริยาทางเคมีจะเกิดขึ้น ในขณะที่โมเลกุลอื่นๆ จะกระจายตัวไม่เปลี่ยนแปลงหลังจากการชนกัน แต่ไม่ว่าจำนวนสัมพัทธ์ของโมเลกุลออกฤทธิ์ในแต่ละกรณีจะเป็นจำนวนสัมบูรณ์ต่อหน่วยปริมาตร และจำนวนการชนกันที่มีประสิทธิผล จะเพิ่มขึ้นตามความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้น ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะเพิ่มขึ้นด้วย

ให้เราลองสร้างความสัมพันธ์เชิงปริมาณระหว่างอัตราการเกิดปฏิกิริยาและความเข้มข้นของสารตั้งต้น เมื่อต้องการทำเช่นนี้ ให้พิจารณาปฏิกิริยาเฉพาะ เช่น ปฏิกิริยาการก่อตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์จากไอโอดีนและไฮโดรเจน:

ฮ 2 + เจ 2 = 2HJ

สมมติว่าเราผสมไฮโดรเจนและไอโอดีนในปริมาณเท่ากันในภาชนะที่อุณหภูมิหนึ่งแล้วบีบอัดส่วนผสมเพื่อให้ความเข้มข้นของก๊าซแต่ละชนิดเท่ากับ 0.1 นางสาว.ปฏิกิริยาเริ่มต้นขึ้น ปล่อยให้อยู่ภายใต้เงื่อนไขเหล่านี้ใน 1 นาที ผ่านการแปลงเป็น HJ 0.0001 โมลของ H 2 และ J 2 เช่น อัตราการเกิดปฏิกิริยาคือ 0.0001 โมลต่อ 1 นาที หากคุณเพิ่มความเข้มข้นของก๊าซตัวใดตัวหนึ่ง เช่น ไฮโดรเจน ขึ้นสอง สาม หรือสี่ตัว

ครั้ง (โดยนำปริมาณที่สอดคล้องกันของมันลงในภาชนะเดียวกัน) แน่นอนว่าจำนวนการชนระหว่างโมเลกุล H 2 และ J 2 ต่อหน่วยเวลาจะเพิ่มขึ้นด้วยจำนวนที่เท่ากัน ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาระหว่างพวกมันจะเพิ่มขึ้นเท่ากัน จำนวน. เมื่อความเข้มข้นของก๊าซทั้งสองเพิ่มขึ้นพร้อมกัน เช่น หนึ่งครั้งสองครั้งและอีกสี่ครั้ง อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นแปดครั้งและจะเท่ากับ: 0.0001 2 4 = 0.0008 โมลต่อนาที ดังนั้นเราจึงได้ข้อสรุปดังต่อไปนี้:

อัตราของปฏิกิริยาเคมีเป็นสัดส่วนกับผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้น

ตำแหน่งที่สำคัญมากนี้ก่อตั้งขึ้นในปี พ.ศ. 2410 โดยนักวิทยาศาสตร์ชาวนอร์เวย์สองคน - Guldber และ Waage และถูกเรียกว่ากฎแห่งการกระทำของมวลชนหรือกฎแห่งการกระทำของมวลชน

มาดูการแสดงออกทางคณิตศาสตร์ของกฎการกระทำของมวลกันก่อน เริ่มจากปฏิกิริยาที่ง่ายที่สุดซึ่งในการก่อตัวของ HJ โมเลกุลหนึ่งของสารหนึ่งมีปฏิกิริยากับโมเลกุลหนึ่งของอีกโมเลกุลหนึ่ง เนื่องจากตอนนี้เราสนใจเฉพาะสารที่ทำปฏิกิริยา เราจึงสามารถแสดงปฏิกิริยาดังกล่าวโดยใช้สมการทั่วไปได้

เอ + บี = ค

แสดงถึงความเข้มข้นของสาร A และ B ตามลำดับโดย [A] และ [B] และอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ความเข้มข้นที่กำหนดโดย โวลต์, เราได้รับ: υ = K ∙ [A] ∙ [B]

ที่ไหนเค - ค่าสัมประสิทธิ์สัดส่วน - ค่าคงที่สำหรับปฏิกิริยาที่กำหนดที่อุณหภูมิที่กำหนดเรียกว่าค่าคงที่อัตราและแสดงลักษณะอิทธิพลของธรรมชาติของสารที่ทำปฏิกิริยาต่ออัตราการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างกัน

หากเราสมมติในสมการที่เขียนไว้ข้างต้นว่า [A] = 1 และ [B] = 1 แล้ว

υ = เค

นี่แสดงให้เห็นว่าอัตราคงที่ K มีค่าเท่ากับตัวเลขของอัตราการเกิดปฏิกิริยา เมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้น (หรือผลิตภัณฑ์) เท่ากับความสามัคคี

การแสดงออกของอัตราการเกิดปฏิกิริยาจะมีรูปแบบที่แตกต่างกันเล็กน้อยเมื่อไม่มีรูปแบบใดรูปแบบหนึ่ง แต่มีโมเลกุลหลายโมเลกุลของสารมีปฏิกิริยาโต้ตอบ เช่น:

2A + B = D หรือ A + A + B = D

เพื่อให้อันตรกิริยานี้เกิดขึ้น จะต้องเกิดการชนกันของโมเลกุล A สองโมเลกุลและ B หนึ่งโมเลกุลพร้อมกัน การวิเคราะห์ทางคณิตศาสตร์แสดงให้เห็นว่าความเข้มข้นของสาร A จะต้องปรากฏขึ้นสองครั้งในสมการอัตราการเกิดปฏิกิริยา:

υ = เค∙ [ก] ∙[A]∙[B]= K∙[A] 2 ∙ [B]

ใน ในกรณีทั่วไปเมื่อใดตโมเลกุลของสสารก ทำปฏิกิริยาไปพร้อมๆ กันด้วย โมเลกุลของสาร B สมการอัตราการเกิดปฏิกิริยามีรูปแบบ:

υ = เค∙ [ก] ต∙ S [V] หน้า

ตัวอย่างเฉพาะต่อไปนี้แสดงให้เห็นสิ่งนี้:

ฮ2+ J2 = 2HJ

υ = เค[ชม 2 ] ∙ 2NO + O 2 = 2NO2

υ = เค 2 ∙ [O 2 ]

อัตราของปฏิกิริยาใดๆ จะลดลงอย่างต่อเนื่องเมื่อเวลาผ่านไป เนื่องจากสารที่ทำปฏิกิริยากันจะถูกใช้ไปทีละน้อยและความเข้มข้นของสารก็จะน้อยลงเรื่อยๆ ดังนั้น เมื่อพูดถึงความเร็วของปฏิกิริยา เรามักจะหมายถึงความเร็วใน ช่วงเวลานี้กล่าวคือ ปริมาณของสารที่จะเกิดการเปลี่ยนแปลงหากความเข้มข้นที่มีอยู่ในปัจจุบันถูกรักษาไว้อย่างเทียมในช่วงระยะเวลาหนึ่ง

ข้อสรุปทั้งหมดเกี่ยวกับการขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาไม่สามารถใช้ได้กับสารที่เป็นของแข็งที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา เนื่องจากของแข็งทำปฏิกิริยาจากพื้นผิวเท่านั้น ในกรณีนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของปริมาตร แต่ขึ้นอยู่กับพื้นที่ผิวของของแข็ง ดังนั้นหากสารของแข็งมีส่วนร่วมในการทำปฏิกิริยาร่วมกับก๊าซและสารที่ละลายด้วย อัตราการเกิดปฏิกิริยา (ในระดับการกระจายตัวของสารของแข็งที่กำหนด) จะเปลี่ยนไปขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของก๊าซหรือสารที่ละลายเท่านั้น เช่น อัตราการเกิดปฏิกิริยาการเผาไหม้ถ่านหิน

C + O 2 = CO 2

จะเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของออกซิเจนเท่านั้น:

C + O 2 = CO 2

ในทางปฏิบัติ เมื่อทำการวัดอัตราปฏิกิริยา เรามักพบความเบี่ยงเบนที่ชัดเจนจากกฎการกระทำของมวล สิ่งนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าปฏิกิริยาหลายอย่างเกิดขึ้นในหลายขั้นตอน กล่าวคือ พวกมันแบ่งออกเป็นกระบวนการที่ง่ายกว่าหลายขั้นตอนต่อเนื่องกัน กฎแห่งการกระทำโดยรวมนั้นใช้ได้สำหรับทุกคนในกรณีนี้

กระบวนการเบื้องต้นส่วนบุคคล แต่ไม่ใช่สำหรับปฏิกิริยาทั้งหมดโดยรวม ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดไอโอดิก HJO3 และกรดซัลฟูรัส H 2 SO 3 แสดงโดยสมการโดยรวม

ฮJO 3 + 3H 2 SO 3 = HJ + 3H 2 SO 4

อัตราของปฏิกิริยานี้ตามการวัดเพิ่มขึ้นไม่สัดส่วนกับกำลังสามของความเข้มข้นของ H 2 SO 3 แต่เกือบจะเป็นสัดส่วนกับกำลังแรกซึ่งดูเหมือนจะขัดแย้งกับกฎแห่งการกระทำของมวล อย่างไรก็ตาม ให้เราสมมติว่าปฏิกิริยาที่กำลังพิจารณาดำเนินไปในสองขั้นตอนในลักษณะที่ HJO 3 แรกจะถูกแปลงเป็นกรดไอโอดีส HJO 2 อย่างช้าๆ ตามสมการ

ฮJO 3 + H 2 SO 3 = HJO 2 + H 2 SO 4

จากนั้น HJO 2 จะทำปฏิกิริยาอย่างรวดเร็วกับ H 2 SO 3 ก่อตัวเป็น HJ และ H 2 SO 4:

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

ในกรณีนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่สังเกตได้จะถูกกำหนดอย่างชัดเจนโดยความเร็วของกระบวนการแรกซึ่งช้า กล่าวคือ ตามกฎของการกระทำของมวล ควรเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนของพลังของกระบวนการแรก ไม่ใช่ประการที่สามของ H ความเข้มข้น 2 SO 3 (ในความเป็นจริง ปฏิกิริยานี้ซับซ้อนยิ่งกว่านั้นอีก)

การวิจัยพบว่าปฏิกิริยาก๊าซส่วนใหญ่ดำเนินไปในลักษณะที่ซับซ้อนมาก และไม่เป็นไปตามกฎแห่งการกระทำของมวลในรูปแบบที่เรียบง่าย ดังนั้น บนพื้นฐานของสมการทางเคมีทั่วไป โดยไม่ได้ศึกษากลไกการเกิดปฏิกิริยาจริงๆ ยังไม่สามารถตัดสินได้อย่างมั่นใจว่าอัตราของปฏิกิริยาที่กำหนดจะเปลี่ยนแปลงไปอย่างไรขึ้นอยู่กับความเข้มข้น

การวิจัยของนักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย N.A. Shilov ผู้ศึกษาจลนศาสตร์ของปฏิกิริยาเคมีในสารละลายโดยเฉพาะกลไกของสิ่งที่เรียกว่า "ปฏิกิริยาคอนจูเกต" มีวัตถุประสงค์เพื่ออธิบายกลไกของปฏิกิริยาเคมี - ปัญหาหลักของจลนพลศาสตร์เคมี

หากมีปฏิกิริยาสองประการกับผู้เข้าร่วมหนึ่งคน

(I) A + B→M และ (II) A + C → N

ปฏิกิริยาที่สองจะเกิดขึ้นเฉพาะเมื่อเกิดขึ้นครั้งแรกเท่านั้น จากนั้นปฏิกิริยาทั้งสองดังกล่าวจะเรียกว่าคอนจูเกต สาร A ที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาทั้งสองเรียกว่านักแสดง สาร B ซึ่งทำปฏิกิริยาโดยตรงกับตัวแสดงเรียกว่าตัวเหนี่ยวนำ และสาร C ซึ่งทำปฏิกิริยากับ A เมื่อมีตัวเหนี่ยวนำเท่านั้นเรียกว่าตัวรับ

ในปฏิกิริยาคู่กัน ตัวเหนี่ยวนำจะทำหน้าที่เหมือนตัวเร่งปฏิกิริยา ทำให้เกิดปฏิกิริยาที่จะไม่เกิดขึ้นหากไม่มีมัน อย่างไรก็ตามจำเป็นต้องแยกแยะความแตกต่างระหว่างตัวเหนี่ยวนำจากตัวเร่งปฏิกิริยาอย่างเคร่งครัด: อันแรกถูกใช้ในระหว่างการทำปฏิกิริยาและอันที่สองไม่ได้ใช้

นอกจากความเข้มข้นแล้ว อุณหภูมิยังเป็นปัจจัยสำคัญมากในการกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยา มีข้อพิสูจน์แล้วว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นทุกๆ 10° อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นสองถึงสามครั้ง เมื่ออุณหภูมิลดลง อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะลดลงตามปัจจัยเดียวกัน ตัวเลขที่แสดงจำนวนครั้งที่อัตราของปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10° เรียกว่าค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยา

เมื่อหาค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยาเท่ากับ 2 จะเป็นเรื่องง่ายที่จะคำนวณว่า ตัวอย่างเช่น ที่อุณหภูมิ 0° ปฏิกิริยาจะเสร็จสมบูรณ์มีการคำนวณใน 10 นาที จากนั้นที่ 100° จะสิ้นสุดใน 0.6 วินาที

ในทางตรงกันข้าม ปฏิกิริยาที่สิ้นสุดที่ 100° ใน 10 นาที ที่ 0°จะต้องใช้เวลาประมาณ 7 วันจึงจะเสร็จสมบูรณ์ จากตรงนี้ก็ชัดเจนแล้วปฏิกิริยาหลายอย่างที่เกิดขึ้นอย่างรวดเร็วที่อุณหภูมิสูงทัวร์ที่อุณหภูมิปกติไปช้ามากดูเหมือนว่าเราจะไม่เกิดขึ้นเลย (เช่นการเกิดน้ำจากไฮโดรเจนและออกซิเจน)

อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เพิ่มขึ้นอย่างมีนัยสำคัญเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นไม่สามารถอธิบายได้ด้วยการเพิ่มจำนวนการชนระหว่างโมเลกุลเพียงอย่างเดียว ตาม ทฤษฎีจลน์ศาสตร์ความเร็วของการเคลื่อนที่ของโมเลกุลจะเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนรากที่สองของอุณหภูมิสัมบูรณ์ ในขณะที่อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นเร็วขึ้นมาก ควรพิจารณาว่าการเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิไม่เพียง แต่ทำให้เกิดการชนกันบ่อยขึ้นเท่านั้น แต่ยังเพิ่มจำนวนการชนที่มีประสิทธิภาพซึ่งเป็นผลมาจากปฏิกิริยาทางเคมีเกิดขึ้นนั่นคือมันเพิ่มจำนวนสัมพัทธ์ของโมเลกุลที่ใช้งานอยู่ สิ่งนี้สามารถอธิบายได้ด้วยข้อเท็จจริงที่ว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น โมเลกุลจะมีความคงตัวน้อยลง และมีแนวโน้มที่จะเกิดปฏิกิริยาทางเคมีมากขึ้น

สุดท้าย ปัจจัยที่สามที่ส่งผลกระทบอย่างมากต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาคือการมีตัวเร่งปฏิกิริยา ซึ่งเป็นสารที่เปลี่ยนอัตราการเกิดปฏิกิริยา แต่หลังปฏิกิริยา ตัวพวกมันเองยังคงไม่เปลี่ยนแปลงทางเคมีและมีปริมาณเท่ากับก่อนเกิดปฏิกิริยา โดยปกติแล้วผลของตัวเร่งปฏิกิริยาจะแสดงออกมาในการเร่งปฏิกิริยา บางครั้งตัวเร่งปฏิกิริยาสามารถเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาได้ 1,000 เท่าหรือมากกว่านั้น ส่วนใหญ่แล้วตัวเร่งปฏิกิริยาที่ถูกบดละเอียดจะทำหน้าที่เป็นตัวเร่งปฏิกิริยา

เมื่อพิจารณาถึงอิทธิพลของสภาวะต่างๆ ที่มีต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา เราได้วิเคราะห์ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันหรือเป็นเนื้อเดียวกันเป็นหลัก (ส่วนผสมของก๊าซ สารละลาย) ปฏิกิริยาในระบบที่ต่างกันนั้นซับซ้อนกว่ามาก

ระบบที่ต่างกันคือระบบที่ประกอบด้วยสองส่วนขึ้นไปที่แตกต่างกันทางกายภาพหรือ คุณสมบัติทางเคมีและแยกออกจากกันด้วยอินเทอร์เฟซแต่ละส่วนที่เป็นเนื้อเดียวกันของระบบที่ต่างกันเรียกว่าเฟสของมัน ตัวอย่างเช่น น้ำแข็งและไอน้ำที่อยู่เหนือพวกมันก่อตัวเป็นระบบที่ต่างกันซึ่งมีสามเฟส: ของแข็ง (น้ำแข็ง) ของเหลว () และก๊าซ (น้ำ)ไอน้ำ); กรดและชิ้นส่วนโลหะที่จุ่มลงไปก่อให้เกิดระบบสองเฟส ฯลฯ

ในระบบที่ต่างกัน ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเสมอที่เชื่อมต่อกันระหว่างสองเฟส เนื่องจากมีเพียงโมเลกุลที่นี่เท่านั้นทั้งสองเฟสชนกัน ดังนั้นการสบตา

การเติบโตของปฏิกิริยาที่ต่างกันไม่เพียงขึ้นอยู่กับการพิจารณาเท่านั้นก่อนปัจจัยสามประการ แต่ยังรวมถึงขนาดของพื้นผิวสัมผัสระหว่างเฟสของปฏิกิริยาด้วย การเพิ่มขึ้นของพื้นที่ผิวยังส่งผลให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นอีกด้วย ตัวอย่างเช่น ถ่านหินบดซึ่งมีพื้นที่ผิวกว้าง จะเผาไหม้ได้เร็วกว่าถ่านหินเป็นชิ้นใหญ่มาก การละลายของโลหะในกรดจะถูกเร่งอย่างมีนัยสำคัญหากใช้ในรูปของผง ฯลฯ ปัจจัยสำคัญที่กำหนดอัตราของปฏิกิริยาที่ต่างกันก็คือการแพร่กระจายเช่นกัน เนื่องจากส่วนใหม่ของสารที่ทำปฏิกิริยาจะไหลไปยังส่วนต่อประสาน ด้วยการเร่งกระบวนการแพร่กระจายโดยการเขย่าหรือการกวนโดยไม่ได้ตั้งใจ อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นอย่างมาก