Хімічні реакції протікають з різними швидкостями: з малою швидкістю – при утворенні сталактитів та сталагмітів, із середньою швидкістю – при варінні їжі, миттєво – при вибуху. Дуже швидко відбуваються реакції у водних розчинах.

Визначення швидкості хімічної реакції, а також з'ясування її залежності від умов проведення процесу – завдання хімічної кінетики – науки про закономірності перебігу хімічних реакцій у часі.

Якщо хімічні реакції відбуваються в однорідному середовищі, наприклад, у розчині або в газовій фазі, то взаємодія реагуючих речовин відбувається у всьому обсязі. Такі реакції називають гомогенними.

(v гомог) визначається як зміною кількості речовини в одиницю часу в одиниці об'єму:

де Δn - зміна числа молей однієї речовини (найчастіше вихідної, але можливо і продукту реакції); Δt - інтервал часу (с, хв); V - обсяг газу чи розчину (л).

Оскільки відношення кількості речовини до обсягу є молярною концентрацією С, то

Таким чином, швидкість гомогенної реакції визначається як зміна концентрації однієї з речовин в одиницю часу:

якщо об'єм системи не змінюється.

Якщо реакція йде між речовинами, що знаходяться в різних агрегатних станах(наприклад, між твердою речовиною і газом або рідиною), або між речовинами, нездатними утворювати гомогенне середовище (наприклад, між рідинами, що не змішуються), то вона проходить тільки на поверхні дотику речовин. Такі реакції називають гетерогенними.

Визначається як зміна кількості речовини за одиницю часу на одиниці поверхні.

де S - площа поверхні зіткнення речовин (м 2 см 2).

Зміна кількості речовини, за якою визначають швидкість реакції, - це зовнішній фактор, що спостерігається дослідником. По суті всі процеси здійснюються на мікрорівні. Очевидно, для того, щоб якісь частинки прореагували, вони передусім мають зіткнутися, причому зіткнутися ефективно: не розлетітися, як м'ячики, в різні боки, а так, щоб у частках зруйнувалися чи ослабли «старі зв'язки» та змогли утворитися «нові» », а для цього частинки повинні мати достатню енергію.

Розрахункові дані показують, що, наприклад, у газах зіткнення молекул при атмосферному тиску обчислюються мільярдами за 1 секунду, тобто всі реакції мали б йти миттєво. Але це не так. Виявляється, що лише дуже невелика частка молекул має необхідну енергію, що призводить до ефективного зіткнення.

Мінімальний надлишок енергії, який повинна мати частка (або пара частинок), щоб відбулося ефективне зіткнення, називають енергією активації E a .

Таким чином, на шляху всіх частинок, що вступають у реакцію, є енергетичний бар'єр, що дорівнює енергії активації E a . Коли він маленький, то є багато частинок, які можуть його подолати, і швидкість реакції велика. В іншому випадку потрібен «поштовх». Коли ви підносите сірник, щоб запалити спиртування, ви повідомляєте додаткову енергію E a , необхідну для ефективного зіткнення молекул спирту з молекулами кисню (подолання бар'єру).

Швидкість хімічної реакції залежить багатьох чинників. Основними з них є: природа та концентрація реагуючих речовин, тиск (у реакціях за участю газів), температура, дія каталізаторів та поверхня реагуючих речовин у разі гетерогенних реакцій.

Температура

При підвищенні температури найчастіше швидкість хімічної реакції значно зростає. У ХІХ ст. голландський хімік Я. X. Вант-Гофф сформулював правило:

Підвищення температури кожні 10 °З призводить до підвищенняшвидкості реакції у 2-4 рази(Цю величину називають температурним коефіцієнтом реакції).

При підвищенні температури середня швидкість молекул, їх енергія, кількість зіткнень збільшуються незначно, зате різко підвищується частка «активних» молекул, що беруть участь у ефективних зіткненнях, що долають енергетичний бар'єр реакції. Математично ця залежність виражається співвідношенням:

де v t 1 і v t 2 - швидкості реакції відповідно при кінцевій t 2 і початковій t 1 температурах, а - температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на кожні 10 °С.

Однак для збільшення швидкості реакції підвищення температури не завжди застосовується, тому що вихідні речовини можуть почати розкладатися, можуть випаровуватися розчинники або самі речовини і т.д.

Ендотермічні та екзотермічні реакції

Реакція метану із киснем повітря, як відомо, супроводжується виділенням великої кількості тепла. Тому її використовують у побуті для приготування їжі, нагрівання води та опалення. Природний газ, що надходить у будинки трубами, на 98% складається саме з метану. Реакція оксиду кальцію (СаО) із водою також супроводжується виділенням великої кількості тепла.

Про що можуть казати ці факти? При освіті нових хімічних зв'язківу продуктах реакції виділяється більшеенергії, чим потрібно розрив хімічних зв'язків у реагентах. Надлишок енергії виділяється у вигляді тепла, а іноді й світла.

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 Про + Q (енергія (світло, тепло));

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 + Q (енергія (тепло)).

Такі реакції повинні протікати легко (як легко котиться камінь під гору).

Реакції, у яких енергія виділяється, називаються ЕКЗОТЕРМІЧНИМИ(Від латинського «екзо» - назовні).

Наприклад, багато окислювально-відновних реакцій є екзотермічними. Одна з таких гарних реакцій - внутрішньомолекулярне окислення-відновлення, що протікає всередині однієї і тієї ж солі - дихромату амонію (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

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

Інша річ – зворотні реакції. Вони аналогічні закочування каменю в гору. Отримати метан з CO 2 і води досі не вдається, а для отримання негашеного вапна СаО гідроксиду кальцію Са(ОН) 2 потрібне сильне нагрівання. Така реакція йде лише за постійного припливу енергії ззовні:

Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О - Q (енергія (тепло))

Це говорить про те, що розрив хімічних зв'язків Ca(OH) 2 вимагає більшої енергії, ніж може виділитися при утворенні нових хімічних зв'язків у молекулах CaO і H 2 O.

Реакції, у яких енергія поглинається, називаються ЕНДОТЕРМІЧНИМИ(Від "ендо" - всередину).

Концентрація реагуючих речовин

Зміна тиску за участю реакції газоподібних речовин також призводить до зміни концентрації цих речовин.

Щоб здійснилася хімічна взаємодія між частинками, вони мають ефективно зіткнутися. Чим більша концентрація реагуючих речовин, тим більше зіткнень і, відповідно, вища швидкість реакції. Наприклад, у чистому кисні ацетилен згоряє дуже швидко. У цьому розвивається температура, достатня плавлення металу. На основі великого експериментального матеріалу в 1867 р. норвежцями К. Гульденбергом і П. Вааге і незалежно від них в 1865 р. російським вченим Н. І. Бекетова був сформульований основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації речовин, що реагують.

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам рівняння реакції.

Цей закон називають також законом чинних мас.

Для реакції А + В = D цей закон висловиться так:

Для реакції 2А + В = D цей закон висловиться так:

Тут С А, С - концентрації речовин А і В (моль/л); k 1 і k 2 - Коефіцієнти пропорційності, звані константами швидкості реакції.

Фізичний зміст константи швидкості реакції неважко встановити - вона чисельно дорівнює швидкості реакції, в якій концентрації речовин, що реагують, дорівнює 1 моль/л або їх добуток дорівнює одиниці. У такому разі ясно, що константа швидкості реакції залежить тільки від температури і залежить від концентрації речовин.

Закон чинних мас не враховує концентрації реагуючих речовин, що знаходяться у твердому стані, Оскільки вони реагують на поверхні та їх концентрації зазвичай є постійними.

Наприклад, для реакції горіння вугілля вираз швидкості реакції має бути записано так:

т. е. швидкість реакції пропорційна лише концентрації кисню.

Якщо ж рівняння реакції описує лише сумарну хімічну реакцію, яка проходить у кілька стадій, швидкість такої реакції може складним чином залежати від концентрацій вихідних речовин. Ця залежність визначається експериментально чи теоретично виходячи з передбачуваного механізму реакції.

Дія каталізаторів

Можна збільшити швидкість реакції, використовуючи спеціальні речовини, які змінюють механізм реакції і направляють її енергетично більш вигідному шляху з меншою енергією активації. Їх називають каталізаторами (від латів. katalysis – руйнація).

Каталізатор діє як досвідчений провідник, що спрямовує групу туристів не через високий перевал у горах (його подолання вимагає багато сил і часу і не всім доступно), а відомими йому обхідними стежками, якими можна подолати гору значно легше і швидше.

Щоправда, обхідним шляхом можна потрапити не зовсім туди, куди веде головний перевал. Але іноді саме це потрібно! Саме так діють каталізатори, які називаються селективними. Зрозуміло, що немає необхідності спалювати аміак та азот, зате оксид азоту (II) знаходить використання у виробництві азотної кислоти.

Каталізатори- це речовини, що беруть участь у хімічній реакції та змінюють її швидкість або напрямок, але після закінчення реакції залишаються незмінними кількісно та якісно.

Зміну швидкості хімічної реакції чи її напрями з допомогою каталізатора називають каталізом. Каталізатори широко використовують у різних галузях промисловості та на транспорті (каталітичні перетворювачі, що перетворюють оксиди азоту вихлопних газів автомобіля на нешкідливий азот).

Розрізняють два види каталізу.

Гомогенний каталіз, при якому і каталізатор, і речовини, що реагують знаходяться в одному агрегатному стані (фазі).

Гетерогенний каталіз, при якому каталізатор та реагуючі речовини знаходяться в різних фазах. Наприклад, розкладання пероксиду водню у присутності твердого каталізатора оксиду марганцю (IV):

Сам каталізатор не витрачається в результаті реакції, але якщо на його поверхні адсорбуються інші речовини (їх називають каталітичною отрутою), то поверхня стає непрацездатною, потрібна регенерація каталізатора. Тому перед проведенням каталітичної реакції ретельно очищають вихідні речовини.

Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти контактним способом використовують твердий каталізатор - оксид ванадію (V) V 2 O 5:

При виробництві метанолу використовують твердий «цинкохромовий» каталізатор (8ZnO Cr 2 O 3 х CrO 3):

Дуже ефективно працюють біологічні каталізатори – ферменти. за хімічної природице білки. Завдяки їм у живих організмах за невисокої температури з великою швидкістю протікають складні хімічні реакції.

Відомі інші цікаві речовини – інгібітори (від лат. inhibere – затримувати). Вони швидко реагують з активними частинками з утворенням малоактивних сполук. В результаті реакція різко уповільнюється і потім припиняється. Інгібітори часто спеціально додають у різні речовини, щоб запобігти небажаним процесам.

Наприклад, з допомогою інгібіторів стабілізують розчини пероксиду водню.

Природа речовин, що реагують (їх склад, будова)

Значення енергії активаціїє тим фактором, за допомогою якого позначається вплив природи речовин, що реагують, на швидкість реакції.

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

Якщо енергія активації велика(> 120 кДж/моль), це означає, що лише нікчемна частина зіткнень між взаємодіючими частинками призводить до реакції. Швидкість такої реакції тому дуже мала. Наприклад, перебіг реакції синтезу аміаку за нормальної температури помітити практично неможливо.

Якщо енергії активації хімічних реакцій мають проміжні значення(40120 кДж/моль), то швидкості таких реакцій будуть середніми. До таких реакцій можна віднести взаємодію натрію з водою або етиловим спиртом, знебарвлення бромної води етиленом, взаємодія цинку з соляною кислотою та ін.

Поверхня дотику реагуючих речовин

Швидкість реакцій, що йдуть на поверхні речовин, тобто гетерогенних, залежить за інших рівних умов від властивостей цієї поверхні. Відомо, що розтерта на порошок крейда набагато швидше розчиняється в соляній кислоті, ніж рівний по масі шматочок крейди.

Збільшення швидкості реакції пояснюється насамперед збільшенням поверхні дотику вихідних речовин, а також ряд інших причин, наприклад, порушення структури «правильної» кристалічних ґрат. Це призводить до того, що частинки на поверхні мікрокристалів, що утворюються, значно реакційноздатніше, ніж ті ж частинки на «гладкій» поверхні.

У промисловості для проведення гетерогенних реакцій використовують «киплячий шар», щоб збільшити поверхню зіткнення реагуючих речовин, підведення вихідних речовин та відведення продуктів. Наприклад, при виробництві сірчаної кислоти за допомогою «киплячого шару» проводять випал колчедану.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага

План:

1. Поняття про швидкість хімічної реакції.

2. Чинники, що впливають швидкість хімічної реакції.

3. Хімічна рівновага. Чинники, що впливають на зміщення рівноваги. Принцип Ле-Шательє.

Хімічні реакції протікають із різними швидкостями. Дуже швидко протікають реакції у водних розчинах. Наприклад, якщо злити розчини хлориду барію та сульфату натрію, то відразу негайно випадає білий осад сульфату барію. Швидко, але не миттєво етилен знебарвлює бромну воду. Повільно утворюється іржа на залізних предметах, з'являється наліт на мідних та бронзових виробах, гниє листя.

Вивченням швидкості хімічної реакції, а також виявлення її залежності від умов проведення процесу займається наука - Хімічна кінетика.

Якщо реакції протікають в однорідному середовищі, наприклад, у розчині або газовій фазі, то взаємодія речовин, що реагують, відбувається у всьому обсязі. Такі реакції називаються гомогенними.

Якщо реакція йде між речовинами, що знаходяться в різних агрегатних станах (наприклад, між твердою речовиною і газом або рідиною) або між речовинами, не здатними утворювати гомогенне середовище (наприклад, між двома рідинами, що не змішуються), то вона проходить тільки на поверхні зіткнення речовин. Такі реакції називаються гетерогенними.

гомогенної реакції визначається зміною кількості речовини в одиницю в одиниці об'єму:

υ =Δ n / Δt ∙V

де n - зміна числа молей однієї з речовин (найчастіше вихідного, але може бути і продукту реакції), (моль);

V – обсяг газу чи розчину (л)

Оскільки Δ n / V = ​​ΔC (зміна концентрації), то

υ =Δ С / Δt (моль/л∙с)

υ гетерогенної реакції визначається зміною кількості речовини в одиницю часу на одиниці поверхні зіткнення речовин.

υ =Δ n / Δt ∙ S

де n - зміна кількості речовини (реагенту або продукту), (моль);

Δt – інтервал часу (с, хв);

S – площа поверхні зіткнення речовин (см 2, м 2)

Чому швидкість різних реакцій не однакова?

Щоб почалася хімічна реакція, молекули реагуючих речовин мають зіткнутися. Але не кожне їхнє зіткнення призводить до хімічної реакції. Для того, щоб зіткнення призвело до хімічної реакції, молекули повинні мати досить високу енергію. Частинки, здатні при зіткненні, вступати у хімічну реакцію, називаються активними.Вони мають надмірну енергію в порівнянні з середньою енергією більшості частинок – енергією активації е акт.Активних частинок у речовині набагато менше, ніж із середньою енергією, тому для початку багатьох реакцій системі необхідно повідомити деяку енергію (спалах світла, нагрівання, механічний удар).

Енергетичний бар'єр (величина Е акт) різних реакцій різний, що він нижче, тим легше і швидше протікає реакція.

2. Фактори, що впливають на?(Кількість зіткнень частинок та їх ефективність).

1) Природа реагуючих речовин:їх склад, будова => енергія активації

▪ чим менше Е акттим більше υ;

Якщо Е акт < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Якщо Е акт> 120 кДж/моль, це означає, що лише нікчемна частина зіткнень між взаємодіючими частинками призводить до реакції. Швидкість таких реакцій дуже мала. Наприклад, іржавіння заліза, або

перебіг реакції синтезу аміаку при звичайній температурі помітити практично неможливо.

Якщо Е актмають проміжні значення (40 – 120 кДж/моль), швидкість таких реакцій будуть середніми. До таких реакцій можна віднести взаємодію натрію з водою або етанолом, знебарвлення етиленом бромної води та ін.

2) Температура: при t на кожні 10 0 С, в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

При t кількість активних частинок (з Е акт) та їх активних зіткнень.

Завдання 1.Швидкість деякої реакції при 0 0 С дорівнює 1 моль/л ∙ год, температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3. Якою буде швидкість цієї реакції при 30 0 С?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙год

3) Концентрація:чим більше, тим частіше відбуваються зіткнення і . При постійній температурі реакції mA + nB = C за законом діючих мас:

υ = k ∙ З A m ∙ C B n

де k - Константа швидкості;

С – концентрація (моль/л)

Закон чинних мас:

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам рівняння реакції.

З.Д.М. не враховує концентрації реагуючих речовин, що у твердому стані, т.к. вони реагують лежить на поверхні та його концентрації зазвичай залишаються постійними.

Завдання 2.Реакція йде за рівнянням А +2В → С. У скільки разів і як зміниться швидкість реакції при збільшенні концентрації речовини В у 3 рази?

Рішення: υ = k ∙ З A m ∙ C B n

υ = k ∙ З A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ у 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 до 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ у 2 / а ∙ 9 у 2 = 1/9

Відповідь: збільшиться у 9 разів

Для газоподібних речовин швидкість реакції залежить від тиску

Чим більший тиск, тим вища швидкість.

4) Каталізатори– речовини, що змінюють механізм реакції, зменшують Е акт => υ .

▪ Каталізатори залишаються незмінними після закінчення реакції

▪ Ферменти – біологічні каталізатори за природою білки.

▪ Інгібітори – речовини, які ↓ υ

5) Для гетерогенних реакцій залежить також:

▪ стану поверхні дотику реагуючих речовин.

Порівняйте: в 2 пробірки налили однакові обсяги розчину сірчаної кислоти і одночасно опустили в одну - залізний цвях, в іншу - залізну тирсу. Подрібнення твердої речовини призводить до збільшення числа його молекул, які можуть одночасно вступити в реакцію. Отже, у другій пробірці швидкість реакції буде більшою, ніж у першій.

Швидкість хімічної реакції залежить від наступних факторів:

1) Природа реагуючих речовин.

2) Поверхня дотику реагентів.

3) Концентрація реагуючих речовин.

4) Температура.

5) Наявність каталізаторів.

Швидкість гетерогенних реакцій залежить також від:

а) величини поверхні поділу фаз (зі збільшенням поверхні поділу фаз швидкість гетерогенних реакцій збільшується);

б) швидкості підведення реагуючих речовин до поверхні поділу фаз та швидкості відведення від неї продуктів реакції.

Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції:

1. природа реагентів. Велику роль грає характер хімічних зв'язків у сполуках, будова їх молекул. Наприклад, виділення водню цинком із розчину хлороводневої кислоти відбувається значно швидше, ніж з розчину оцтової кислоти, так як полярність зв'язку Н-С1 більша, ніж зв'язку О-Н в молекулі СН 3 СООН, інакше кажучи, через те, що НСl - сильний електроліт, а СН 3 СООН – слабкий електроліт у водному розчині.

2. Поверхня дотику реагентів. Чим більша поверхня зіткнення реагуючих речовин, тим швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовинможе бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення. Реакції у розчинах протікають практично миттєво.

3. Концентрація реагентів Щоб відбулася взаємодія, частки реагуючих речовин у гомогенній системі мають зіткнутися. При збільшенні концентрації реагуючих речовиншвидкість реакцій зростає. Це пояснюється тим, що при збільшенні кількості речовини в одиниці обсягу збільшується кількість зіткнень між частинками речовин, що реагують. Число зіткнень пропорційно числу частинок реагуючих речовин в обсязі реактора, тобто їх молярним концентраціям.

Кількісно залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин виражається законом чинних мас (Гульдберг та Ваазі, Норвегія, 1867 р.): швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції:

aA + bB ↔ cC + dD

швидкість реакції відповідно до закону діючих мас дорівнює:

υ = k ·[A]υ a ·[B]υ b ,(9)

де [А] та [В] - концентрації вихідних речовин;

k -константа швидкості реакції, яка дорівнює швидкості реакції при концентраціях речовин, що реагують [А] = [В] = 1 моль/л.

Константа швидкості реакції залежить від природи реагуючих речовин, температури, але не залежить від концентрації речовин.

Вираз (9) називається кінетичним рівнянням реакції. У кінетичні рівняння входять концентрації газоподібних та розчинених речовин, але не входять концентрації твердих речовин:

2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г); υ = k · 2 · [Про 2];

СuО (тв.) + Н2(г) = Сu(тв) + Н2О(г); υ = k ·.

За кінетичними рівняннями можна розраховувати, як змінюється швидкість реакції при зміні концентрації речовин, що реагують.

Вплив каталізатора.

5. Температура реакції.Теорія активних зіткнень

Для того щоб відбувся елементарний акт хімічної взаємодії, частинки, що реагують, повинні зіткнутися один з одним. Однак не кожне зіткнення призводить до хімічної взаємодії. Хімічна взаємодія відбувається у тому випадку, коли частки наближаються на відстані, за яких можливий перерозподіл електронної щільності та виникнення нових хімічних зв'язків. Взаємодіючі частинки повинні мати енергію, достатню для подолання сил відштовхування, що виникають між їх електронними оболонками.

Перехідний стан- Стан системи, при якому врівноважені руйнування та створення зв'язку. У перехідному стані система перебуває протягом невеликого (10-15 с) часу. Енергія, яку необхідно витратити, щоб привести систему до перехідного стану, називається енергією активації. У багатоступінчастих реакціях, які включають кілька перехідних станів, енергія активації відповідає найбільшого значенняенергії. Після подолання перехідного стану молекули знову розлітаються з руйнуванням старих зв'язків та утворенням нових або з перетворенням вихідних зв'язків. Обидва варіанти можливі, оскільки відбуваються із вивільненням енергії. Існують речовини, здатні зменшити енергію активації цієї реакції.

Активні молекули А 2 і 2 при зіткненні об'єднуються в проміжний активний комплекс А 2 ...В 2 з ослабленням, а потім і розривом зв'язків А-А і В-В і зміцненням зв'язків А-В.

«Енергія активації» реакції утворення НI (168 кДж/моль) значно менша, ніж енергія, необхідна для повного розриву зв'язку у вихідних молекулах Н2 та I2 (571 кДж/моль). Тому шлях реакції через освіту активного (активованого) комплексуенергетично вигідніший, ніж шлях через повний розрив зв'язків у вихідних молекулах. Через утворення проміжних активних комплексів відбувається переважна більшість реакцій. Положення теорії активного комплексу розроблені Г. Ейрінгом та М. Поляні у 30 роках XX ст.

Енергія активаціїявляє собою надлишок кінетичної енергії частинок щодо середньої енергії, необхідної для хімічного перетворення частинок, що стикаються. Реакції характеризуються різними величинами енергії активації (Е а).Найчастіше енергія активації хімічних реакцій між нейтральними молекулами становить від 80 до 240 кДж/моль. Для біохімічних процесів значення Е анайчастіше нижче - до 20 кДж/моль. Це пояснюйся тим, що абсолютна більшість біохімічних процесів протікає через стадію фермент-субстратних комплексів. Енергетичні бар'єри обмежують перебіг реакції. Завдяки цьому в принципі можливі реакції (при Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Для здійснення реакції молекули при зіткненні повинні бути певним чином орієнтовані і мати достатню енергію. Імовірність належної орієнтації при зіткненні характеризують за допомогою ентропії активації ∆S a. Перерозподілу електронної щільності в активному комплексі сприяє умова, коли при зіткненні молекули А 2 і 2 орієнтовані, як це показано на рис. 3а, тоді як за орієнтації, показаної на рис. 3б, ймовірність реакції набагато менше - на рис. 3в.

Рис. 3. Сприятлива (а) та несприятливі (б, в) орієнтації молекул А 2 та В 2 при зіткненні

Рівняння, що характеризує залежність швидкості та реакції від температури, енергії активації та ентропії активації, має вигляд:

(10)

де k -константа швидкості реакції;

А- у першому наближенні загальна кількість зіткнень між молекулами за одиницю часу (секунду) в одиниці об'єму;

е- основа натуральних логарифмів;

R- Універсальна газова постійна;

Т- Абсолютна температура;

Е а- Енергія активації;

∆S a- Зміна ентропії активації.

Рівняння (11) виведено Арреніусом у 1889 році. Передекспоненційний множник Апропорційний загальному числу зіткнень між молекулами в одиницю часу. Його розмірність збігається з розмірністю константи швидкості та залежить від сумарного порядку реакції.

експонентадорівнює частці активних зіткнень від них загальної кількості, тобто. молекули, що зіткнулися, повинні мати достатню енергію взаємодії. Імовірність їх потрібної орієнтації у момент зіткнення пропорційна .

Під час обговорення закону діючих мас для швидкості (9) спеціально було зазначено, що константа швидкості є стала величина, яка залежить від концентрацій реагентів. При цьому передбачалося, що всі хімічні перетворення протікають за постійної температури. Разом з тим швидкість хімічного перетворення може істотно змінюватися при зниженні або підвищенні температури. З погляду закону діючих мас це зміна швидкості обумовлено температурною залежністю константи швидкості, оскільки концентрації речовин, що реагують, лише незначно змінюються внаслідок теплового розширення або стиснення рідини.

Найбільш добре відомим фактомє зростання швидкості реакцій із підвищенням температури. Такий тип температурної залежності швидкості називається нормальним (Рис. 3 а). Цей тип залежності характерний всім простих реакцій.

Рис. 3. Типи температурної залежності швидкості хімічних реакцій: а – нормальна;

б – аномальна; в - ферментативна

Однак в даний час добре відомі хімічні перетворення, швидкість яких падає зі збільшенням температури, такий тип температурної залежності швидкості називається аномальним . Як приклад можна навести газофазну реакцію азоту (II) оксиду з бромом (рис. 3 б).

Особливий інтерес медиків становить залежність від температури швидкості ферментативних реакцій, тобто. реакцій з участю ферментів. Майже всі реакції, що протікають в організмі, належать до цього класу. Наприклад, при розкладанні пероксиду водню у присутності ферменту каталази швидкість розкладання залежить від температури. В інтервалі 273-320 Дотемпературна залежність має звичайний характер. Зі збільшенням температури швидкість зростає, зі зменшенням – падає. При підвищенні температури вище 320 Доспостерігається різке аномальне падіння швидкості розкладання пероксиду. Подібна картина має місце й для інших ферментативних реакцій (рис. 3 в).

З рівняння Арреніуса для kвидно, що, оскільки Твходить до показника ступеня, швидкість хімічної реакції дуже чутлива до зміни температури. Залежність швидкості гомогенної реакції від температури може бути виражена правилом Вант-Гоффа, згідно з яким зі збільшенням температури кожні 10° швидкість реакції зростає 2-4 разу;число, що показує скільки разів зростає швидкість даної реакції при підвищенні температури на 10°, називається температурним коефіцієнтом швидкості реакції -γ.

Це правило математично виражається такою формулою:

(12)

де - температурний коефіцієнт, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції при підвищенні температури на 10 0 ; υ 1 –t 1; υ 2 –швидкість реакції при температурі t 2 .

При підвищенні температури в арифметичної прогресіїшвидкість зростає у геометричній.

Наприклад, якщо γ = 2,9, то при зростанні температури на 100° швидкість реакції збільшується в 29 10 разів, тобто. у 40 тис. разів. Відхилення від цього правила становлять біохімічні реакції, швидкість яких збільшується вдесятеро при незначному підвищенні температури. Це справедливо лише у грубому наближенні. Реакції, у яких беруть участь великі молекули (білка), характеризуються великим температурним коефіцієнтом. Швидкість денатурації білка (яєчного альбуміну) зростає у 50 разів при підвищенні температури на 10 °С. Після досягнення деякого максимуму (50-60 ° С) швидкість реакції різко знижується внаслідок термоденатурації білка.

Для багатьох хімічних реакцій закон мас для швидкості невідомий. У таких випадках для опису температурної залежності швидкості перетворення може застосовуватися вираз:

Передекспонента А зне залежить від температури, але залежить від концентрації. Одиницею виміру є моль/л∙с.

Теоретична залежність дозволяє заздалегідь розраховувати швидкість за будь-якої температури, якщо відомі енергія активації та передекспонента. Таким чином, прогнозується вплив температури на швидкість протікання хімічного перетворення.

Складні реакції

Принцип незалежностіУсе розглянуте вище стосувалося порівняно простих реакцій, але у хімії часто зустрічаються звані складні реакції. До таких реакцій відносяться такі, що розглядаються нижче. При виведенні кінетичних рівнянь цих реакцій використовують принцип незалежності: якщо у системі протікає кілька реакцій, кожна з них незалежна від інших та її швидкість пропорційна добутку концентрацій її реагентів.

Паралельні реакції- Це реакції, що йдуть одночасно в декількох напрямках.

Термічний розпад хлорату калію протікає одночасно за двома реакціями:

Послідовні реакції- Це реакції, які протікають у кілька стадій. Таких реакцій у хімії більшість.

.

Сполучені реакції.Якщо в системі протікають кілька реакцій і перебіг однієї з них неможливий без іншої, то ці реакції називаються пов'язаними , А саме явище - індукцією .

2HI + Н 2 СrО 4 → I 2 + Сr 2 О 3 + Н 2 О.

Ця реакція у звичайних умовах практично не спостерігається, але якщо до системи додати FеО, то відбувається реакція:

FеО + Н 2 СrО 4 → Fе 2 О 3 + Сr 2 O 3 + Н 2 О

і водночас із нею йде перша реакція. Причиною цього є утворення у другій реакції проміжних продуктів, що беруть участь у першій реакції:

FеО 2 + Н 2 СrО 4 → Сr 2 Про 3 + Fе 5+;

HI + Fе 5+ → Fе 2 Про 3 + I 2 + Н 2 О.

Хімічна індукція- явище, у якому одна хімічна реакція (вторинна) залежить від іншого (первинної).

А+ У- первиннареакція,

А+С- вториннареакція,

то А - активатор, У- індуктор, С – акцептор.

При хімічній індукції, на відміну каталізу, концентрації всіх учасників реакції зменшуються.

Чинник індукціївизначається з наступного рівняння:

.

Залежно від величини фактора індукції, можливі наступні випадки.

I > 0 - загасаючий процес. Швидкість реакції знижується з часом.

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

Явище індукції важливо тим, що у ряді випадків енергія первинної реакції може компенсувати витрати енергії у вторинній реакції. З цієї причини, наприклад, термодинамічно можливим синтез білків шляхом поліконденсації амінокислот.

Ланцюгові реакції.Якщо хімічна реакція протікає з утворенням активних частинок (іонів, радикалів), які, вступаючи в наступні реакції, викликають появу нових активних частинок, така послідовність реакцій називається ланцюговою реакцією.

Освіта вільних радикалів пов'язані з витратою енергії розрив зв'язків у молекулі. Ця енергія може бути повідомлена молекулам шляхом освітлення, електричного розряду, нагрівання, опромінення нейтронами, - і -частинами. Для проведення ланцюгових реакцій при невисоких температурах в суміш, що реагує, вводять ініціатори - речовини, що легко утворюють радикали: пари натрію, органічні пероксиди, йод і т. д.

Реакція утворення хлороводню з простих сполук, що активується світлом.

Сумарна реакція:

Н 2 + С1 2 2НС1.

Окремі стадії:

Сl 2 2Сl∙ фотоактивація хлору (ініціювання)

Сl∙ + Н 2 = НСl + Н∙ розвиток ланцюга

Н∙ + Сl 2 = НСl + Сl∙ і т.д.

Н∙ + Сl∙ = НСl обрив ланцюга

Тут Н∙ і Сl∙ – активні частинки (радикали).

У цьому вся механізмі реакції можна виділити три групи елементарних стадій. Перша є фотохімічною реакцією. зародження ланцюга. Молекули хлору, поглинувши квант світла, дисоціюють на вільні атоми, що мають високу реакційну здатність. Таким чином, при зародженні ланцюга відбувається утворення вільних атомів або радикалів із валентно-насичених молекул. Процес зародження ланцюга називають також ініціюванням. Атоми хлору, володіючи непарними електронами, здатні реагувати з молекулярним воднем, утворюючи молекули хлороводню та атомарного водню. Атомарний водень, своєю чергою, вступає у взаємодію Космосу з молекулою хлору, у результаті знову утворюється молекула хлороводню і атомарний хлор тощо.

Ці процеси, що характеризуються повторенням одних і тих же елементарних стадій (ланок) і що йдуть зі збереженням вільних радикалів, призводять до витрачання вихідних речовин та утворення продуктів реакції. Такі групи реакцій називають реакціями розвитку (чи продовження) ланцюга.

Стадія ланцюгової реакції, коли відбувається загибель вільних радикалів, називається урвищем ланцюга. Обрив ланцюга може настати в результаті рекомбінації вільних радикалів, якщо енергія, що при цьому виділяється, може бути віддана якомусь третьому тілу: стінці судини або молекулам інертних домішок (стадії 4, 5). Ось чому швидкість ланцюгових реакцій дуже чутлива до наявності домішок, форми і розмірів судини, особливо при малих тисках.

Число елементарних ланок від моменту зародження ланцюга до його обриву називають довжиною ланцюга. У прикладі на кожен квант світла утворюється до 10 5 молекул НСl.

Ланцюгові реакції, в ході яких не відбувається «множення» числа вільних радикалів, називаються нерозгалуженими або простими ланцюговими реакціями . У кожній елементарній стадії нерозгалуженого ланцюгового процесу один радикал народжує одну молекулу продукту реакції і тільки один новий радикал (рис. 41).

Інші приклади простих ланцюгових реакцій: а) хлорування парафінових вуглеводнів Сl∙+СН4 → СН3∙+НС1; СН 3 ∙ + Сl - → СН 3 Сl + Сl∙ і т. д.; б) реакції радикальної полімеризації, наприклад, полімеризація вінілацетату в присутності перекису бензоїлу, що легко розпадається на радикали; в) взаємодія водню з бромом, що протікає за механізмом, аналогічним при реакції хлору з воднем, тільки з меншою довжиною ланцюга внаслідок його ендотермічності.

Якщо результаті акта зростання з'являються дві чи більше активних частинок, ця ланцюгова реакція є розгалуженою.

У 1925 р. М. М. Семенов та її співробітники відкрили реакції, містять елементарні стадії, у яких виникають жодна, а кілька хімічно активних частинок - атомів, чи радикалів. Поява нових вільних радикалів призводить до появи кількох нових ланцюгів, тобто. один ланцюг розгалужується. Такі процеси називають розгалуженими ланцюговими реакціями (рис. 42).

Прикладом сильно розгалуженого ланцюгового процесу є реакція окислення водню за низьких тисків і температури близько 900°С. Механізм реакції можна записати так.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ зародження ланцюга

2. ОН∙ + Н 2 → Н 2 О + Н∙ розвиток ланцюга

3. Н∙ + О 2 → ВІН∙ + О: розгалуження ланцюга

4. Про: + Н 2 → ВІН∙+Н∙

5. ОН∙ +Н 2 → Н 2 Про + Н∙ продовження ланцюга

6. Н∙ + Н∙ + стінка → Н 2 обрив ланцюга на стінці судини

7. Н∙ + О 2 + М → АЛЕ 2 ∙ + М обрив ланцюга обсягом.

М – інертна молекула. Радикал АЛЕ 2 ∙, що утворюється при потрійному зіткненні, малоактивний і не може продовжувати ланцюг.

На першій стадії процесу утворюються радикали гідроксилу, які забезпечують розвиток простого ланцюга. У третій же стадії в результаті взаємодії з вихідною молекулою одного радикалу утворюються два радикали, причому атом кисню має дві вільні валентності. Це забезпечує розгалуження ланцюга.

В результаті розгалуження ланцюга швидкість реакції у початковий період часу стрімко наростає, і процес закінчується ланцюговим займанням-вибухом. Однак розгалужені ланцюгові реакції закінчуються вибухом тільки в тому випадку, коли швидкість розгалуження більша за швидкість обриву ланцюгів. В іншому випадку спостерігається повільний перебіг процесу.

При зміні умов перебігу реакції (зміна тиску, температури, складу суміші, розміру та стану стінок реакційної судини тощо) може відбутися перехід від повільного перебігу реакції до вибуху і навпаки. Таким чином, з ланцюгових реакціях існують граничні (критичні) стани, при яких відбувається ланцюгове займання, від якого слід відрізняти теплове займання, що виникає в екзотермічних реакціях в результаті все розростання розігріву реагованої суміші при слабкому тепловідведення.

За розгалуженим ланцюговим механізмом відбувається окислювальні пари сірки, фосфору, оксиду вуглецю (II), сірковуглецю і т. д.

Сучасна теорія ланцюгових процесів розроблена лауреатами Нобелівської премії(1956) радянським академіком Н. Н. Семеновим та англійським вченим Хіншельвудом.

Ланцюгові реакції слід відрізняти від каталітичних реакцій, хоча останні носять і циклічний характер. Найсуттєвіша відмінність ланцюгових реакцій від каталітичних полягає в тому, що при ланцюговому механізмі можливий перебіг реакції у напрямку підвищення енергії системи за рахунок мимовільно протікають. Каталізатор термодинамічно неможливу реакцію не викликає. Крім того, у каталітичних реакціях відсутні такі стадії процесу, як зародження та обрив ланцюга.

Реакція полімеризації.Окремий випадок ланцюгової реакції - реакція полімеризації.

Полімеризацієюназивається процес, при якому реакція активних частинок (радикалів, іонів) з низькомолекулярними сполуками (мономерами) супроводжується послідовним приєднанням останніх із збільшенням довжини матеріального ланцюга (довжини молекули), тобто з утворенням полімеру.

Мономірамиє органічні сполуки, як правило, що містять у складі молекули ненасичені (подвійні, потрійні) зв'язки.

Основні стадії процесу полімеризації:

1. Ініціювання(Під дією світла, нагрівання і т. д.):

А: А→А"+А"- гомолітичний розпад із утворенням радикалів (активні валентноненасичені частки).

А: В→ А - + В +- гетеролітичний розпад із заснуванням іонів.

2. Зростання ланцюга: А"+М→ АМ"

(або А - + М→ АМ",або У + + М→ ВМ +).

3. Обрив ланцюга: АМ "+ АМ"→ полімер

(або АМ" + В +→ полімер, ВМ++ А"→ полімер).

Швидкість ланцюгового процесу завжди більша, ніж нецепного.

Швидкість хімічної реакції- Зміна кількості однієї з реагуючих речовин за одиницю часу в одиниці реакційного простору.

На швидкість хімічної реакції впливають такі фактори:

• природа реагуючих речовин;
• концентрація реагуючих речовин;
• поверхню зіткнення реагуючих речовин (у гетерогенних реакціях);
• температура;
• дія каталізаторів.

Теорія активних зіткненьдає змогу пояснити вплив деяких факторів на швидкість хімічної реакції. Основні положення цієї теорії:

• Реакції відбуваються при зіткненні частинок реагентів, які мають певну енергію.
• Чим більше частинок реагентів, чим ближче вони один до одного, тим більше шансів у них зіткнутися та прореагувати.
• До реакції призводять лише ефективні зіткнення, тобто. такі за яких руйнуються чи послаблюються «старі зв'язки» і тому можуть утворитися «нові». Для цього частинки повинні мати достатню енергію.
• Мінімальний надлишок енергії, необхідний для ефективного зіткнення частинок реагентів, називається енергією активації Еа.
• Активність хімічних речовинпроявляється в низькій енергії активації реакцій за їх участю. Чим нижча енергія активації, тим вища швидкість реакції.Наприклад, у реакціях між катіонами та аніонами енергія активації дуже мала, тому такі реакції протікають майже миттєво.

Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції

У разі підвищення концентрації реагуючих речовин швидкість реакції зростає. Щоб вступити в реакцію, дві хімічні частинки повинні зблизитися, тому швидкість реакції залежить від кількості зіткнень між ними. Збільшення числа частинок в даному обсязі призводить до більш частих зіткнень і зростання швидкості реакції.

До збільшення швидкості реакції, що протікає в газовій фазі, приведе підвищення тиску або зменшення обсягу, займаного сумішшю.

На основі експериментальних даних у 1867 р. норвезькі вчені К. Гульдберг, і П Вааге та незалежно від них у 1865 р. російський учений Н.І. Бекетов сформулювали основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин-

Закон діючих мас (ЗДМ):

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях рівних їх коефіцієнтів рівняння реакції. («діюча маса» – синонім сучасного поняття«концентрація»)

аА+bВ =cС +dD,де k- Константа швидкості реакції

ЗДМ виконується лише елементарних хімічних реакцій, які у одну стадію. Якщо реакція протікає послідовно через кілька стадій, то сумарна швидкість всього процесу визначається найповільнішою частиною.

Вирази для швидкостей різних типів реакцій

ЗДМ відноситься до гомогенних реакцій. Якщо реакція геторогенна (реагенти перебувають у різних агрегатних станах), то рівняння ЗДМ входять лише рідкі чи лише газоподібні реагенти, а тверді виключаються, впливаючи лише з константу швидкості k.

Молекулярність реакції– це мінімальна кількість молекул, що у елементарному хімічному процесі. За молекулярністю елементарні хімічні реакції поділяються на молекулярні (А →) та бімолекулярні (А + В →); Тримолекулярні реакції зустрічаються надзвичайно рідко.

Швидкість гетерогенних реакцій

• Залежить від площі поверхні зіткнення речовин, тобто. від рівня подрібнення речовин, повноти змішування реагентів.
• Приклад – горіння деревини. Ціле поліно горить у повітрі порівняно повільно. Якщо збільшити поверхню зіткнення дерева з повітрям, розколів поліно на тріски, швидкість горіння збільшиться.
• Пірофорне залізо висипають на аркуш фільтрувального паперу. За час падіння частки заліза розжарюються та підпалюють папір.

Вплив температури на швидкість реакції

У XIX столітті голландський вчений Вант-Гофф досвідченим шляхом виявив, що при підвищенні температури на 10 о С швидкості багатьох реакцій зростають у 2-4 рази.

Правило Вант-Гоффа

При підвищенні температури на кожні 10 ◦ швидкість реакції збільшується в 2-4 рази.

Тут γ ( грецька літера"Гама") - так званий температурний коефіцієнт або коефіцієнт Вант-Гоффа, приймає значення від 2 до 4.

Для кожної конкретної реакції температурний коефіцієнт визначається дослідним шляхом. Він показує, скільки саме разів зростає швидкість даної хімічної реакції (і її константа швидкості) при підвищенні температури на кожні 10 градусів.

Правило Вант-Гоффа використовується для наближеної оцінки зміни константи швидкості реакції у разі підвищення або зниження температури. Точніше співвідношення між константою швидкості і температурою встановив шведський хімік Сванте Арреніус:

Чим більше E a конкретної реакції, тим менше(при цій температурі) буде константа швидкості k (і швидкість) цієї реакції. Підвищення Т призводить до збільшення константи швидкості, це пояснюється тим, що підвищення температури призводить до швидкого збільшення числа енергійних молекул, здатних долати активаційний бар'єр E a .

Вплив каталізатора на швидкість реакції

Можна змінити швидкість реакції, використовуючи спеціальні речовини, які змінюють механізм реакції і направляють її енергетично більш вигідному шляху з меншою енергією активації.

Каталізатори- Це речовини, що беруть участь у хімічній реакції і збільшують її швидкість, але після закінчення реакції залишаються незмінними якісно і кількісно.

Інгібітори- Речовини, що уповільнюють хімічні реакції.

Зміна швидкості хімічної реакції або її спрямування за допомогою каталізатора називають каталізом .

Швидкість реакціївизначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

Де 1 і 2 - молярні концентрації речовин у моменти часу t 1 і t 2 відповідно (знак (+) - якщо швидкість визначається за продуктом реакції, знак (-) - за вихідною речовиною).

Реакції відбуваються при зіткненні молекул речовин, що реагують. Її швидкість визначається кількістю зіткнень та ймовірністю того, що вони призведуть до перетворення. Число зіткнень визначається концентраціями реагуючих речовин, а ймовірність реакції - енергією молекул, що стикаються.
Чинники, що впливають швидкість хімічних реакцій.
1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H 2 і N 2 потрібні високі енергії; такі молекули мало реакційні. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H 2 O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво.
Приклади
Фтор з воднем реагує з вибухом за кімнатної температури, бром з воднем взаємодіє повільно і при нагріванні.
Оксид кальцію входить у реакцію з водою енергійно, із тепла; оксид міді – не реагує.

2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає.
Закон діючих мас (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 р.)
Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

AA + bB +. . . ®. . .

• [A] a [B] b. . .

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів.
Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують.
Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить.

3. Температура. При підвищенні температури кожні 10°C швидкість реакції зростає в 2-4 разу (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t 1 до t 2 зміну швидкості реакції можна розрахувати за такою формулою:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(де Vt 2 і Vt 1 - швидкості реакції при температурах t 2 і t 1 відповідно; g-температурний коефіцієнт цієї реакції).
Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса:

• e-Ea/RT

де
A - постійна, що залежить від природи речовин, що реагують;
R - універсальна газова постійна;

Ea – енергія активації, тобто. енергія, якою повинні мати стикаються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.
Енергетична діаграма хімічної реакції.

Екзотермічна реакція	Ендотермічна реакція

А – реагенти, В – активований комплекс (перехідний стан), С – продукти.
Чим більша енергія активації Ea, тим більше зростає швидкість реакції зі збільшенням температури.

4. Поверхня дотику реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (коли речовини перебувають у різних агрегатних станах), що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення.

5. Каталіз. Речовини, які беруть участь у реакціях та збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами. Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. При гомогенний каталізреагенти і каталізатор становлять одну фазу (перебувають в одному агрегатному стані), при гетерогенний каталіз- Різні фази (перебувають у різних агрегатних станах). Різко уповільнити протікання небажаних хімічних процесів у ряді випадків можна додаючи в реакційне середовище інгібітори. негативного каталізу").