Швидкість хімічної реакції
Інтенсивність проходження хімічних реакцій визначається швидкістю, тобто зміною концентрації реагенту або продукту реакції за одиницю часу:
де С — молярна концентрація реагенту, а t — час. Мінус перед правим членом обумовлений зниженням концентрації реагенту в ході реакції. У виразі швидкості реакції за зміною концентрації продукту реакції мінус не ставиться. Отже, швидкість реакції завжди додатна.
Швидкість хімічної реакції залежить від:
- природи реагентів;
- концентрації реагентів (див. закон діючих мас, але для більшості реакцій ця залежність складніша);
- температури: при підвищенні температури на кожні 10 °С швидкість реакції зростає у два-чотири рази (правило Вант-Гоффа). Уточнює це твердження рівняння Арреніуса, див. також енергія активації;
- присутності каталізатора;
- випромінення — ультрафіолетового, мікрохвильового[en] тощо.
(англ. reaction path degeneracy)
Фактор, введений в теорії швидкостей реакцій з метою відображення того факту, що реакція може відбуватись кількома еквівалентними шляхами. Наприклад, процес:
Cl + H2 → HCl + H
має виродження шляху реакції рівне 2, бо атом хлору може відривати один з двох атомів Н молекули. Інколи його називають статистичним фактором реакції.
Швидкості багатьох хімічних реакцій залежать від концентрацій реагентів. Швидкість збільшуються при збільшенні концентрації одного або декількох реагентів.
Наприклад, карбонат кальцію (CaCO3) швидше розкладається в результаті впливу на нього забруднювача повітря діоксиду сірки. Швидкість реакції залежить від кількості діоксиду сірки в повітрі, який маючи кислу природу, з'єднується з водяною парою в повітрі для отримання сірчистої кислоти в наступній реакції:
![{\displaystyle {\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/afbebc654c4079d59a14f180c257fcdb268e2f70)
і далі кальцій карбонат і споруди із нього зазнають пришвидшення руйнувань, яке відбувається за схемою:
![{\displaystyle {\mathrm {CaCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CaSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9c1c6c41b53f8b78af27b3e3fe6475aa9b6583de)
Каталізатори — це речовини, присутність яких у реакціях збільшує швидкість хімічної реакції без прямого впливу на її склад.
Основне завдання каталізатора у хімічній реакції — зменшити енергію активації, яку необхідно подати для успішного зіткнення між субстратами, що беруть участь у реакції.[2] Каталізатор збільшує швидкість реакції, забезпечуючи альтернативний шлях або механізм для реакції.[1]
Процес зміни швидкості хімічної реакції під дією каталізаторів називається каталізом, а реакції, що відбуваються за участю каталізатора, — каталітичними. Наприклад, розклад пероксиду водню прискорюється оксидом мангану (IV):
![{\displaystyle {2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {MnO} ~2} } {}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/60652ba0ad90f5791fc2a1ae40650e98f9d2e0a4)
Розрізняють гетерогенний і гомогенний каталіз.
При гомогенному каталізі каталізатор і реагенти утворюють одну фазу.
При гетерогенному каталізі каталізатор і реагенти знаходяться в різних фазах.
Найчастіше каталізатор твердий, а реагенти знаходяться в газовій або рідкій фазі. У цьому випадку реакція відбувається на поверхні твердого каталізатора.
Прикладом гетерогенного каталізу є окиснення оксиду сірки (IV) до оксиду сірки (VI) у присутності каталізатору оксиду ванадію (V).[3]
Ультрафіолетове випромінювання забезпечує необхідну енергію для початку складних хімічних ланцюгових реакцій. Зокрема, воно викликає фотоліз діоксиду азоту NO2, розщеплюючи його на оксид азоту NO та вільний атом кисню O.
Цей вільний атом кисню потім швидко реагує з молекулярним киснем O2), утворюючи приземний озон O3, основний компонент смогу.
- 1 2 12.2: Фактори, що впливають на швидкість реакції. LibreTexts - Ukrayinska (англ.). 25 жовтня 2022. Процитовано 23 січня 2026.
- ↑ Швидкість хімічної реакції. PCC Group Product Portal. 5 жовтня 2023. Процитовано 23 січня 2026.
- ↑ Залежність швидкості реакції від температури та від наявності каталізатора: Каталіз. online.hneu.edu.ua. Процитовано 23 січня 2026.
- Голуб А. М. Загальна та неорганічна хімія / За ред. Н. І. Сом. — Київ : Вища школа, 1968. — Т. 1. — 441 с.
 |
Це незавершена стаття з фізичної хімії. Ви можете допомогти проєкту, виправивши або дописавши її. |