სადაც g - tტემპერატურული კოეფიციენტი, მნიშვნელობების აღება 2-დან 4-მდე.
რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურაზე დამოკიდებულების ახსნა მისცა ს. არენიუსმა. რეაქტიული მოლეკულების ყოველი შეჯახება არ იწვევს რეაქციას, არამედ მხოლოდ ყველაზე ძლიერ შეჯახებას. მხოლოდ მოლეკულებს, რომლებსაც აქვთ ჭარბი კინეტიკური ენერგია, შეუძლიათ ქიმიური რეაქცია.
ს. არენიუსმა გამოთვალა აქტიური (ანუ რეაქციამდე მიმყვანი) რეაქციაში მყოფი ნაწილაკების a შეჯახების პროპორცია, ტემპერატურის მიხედვით: - a = exp(-E/RT). და მოიტანეს არენიუსის განტოლება რეაქციის სიჩქარის მუდმივობისთვის:
k = koe-E/RT
სადაც ko და E d დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე. E არის ენერგია, რომელიც უნდა მიეცეს მოლეკულებს, რათა მათ ურთიერთქმედება, ე.წ აქტივაციის ენერგია.
ვანტ ჰოფის წესი- ემპირიული წესი, რომელიც საშუალებას იძლევა, როგორც პირველი მიახლოება, შეაფასოს ტემპერატურის გავლენა ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე მცირე ტემპერატურის დიაპაზონში (ჩვეულებრივ 0 ° C-დან 100 ° C-მდე). J. H. van't Hoff-მა მრავალი ექსპერიმენტის საფუძველზე ჩამოაყალიბა შემდეგი წესი:
აქტივაციის ენერგიაქიმიასა და ბიოლოგიაში, ენერგიის მინიმალური რაოდენობა, რომელიც საჭიროა სისტემისთვის გადაცემისთვის (ქიმიაში გამოხატულია ჯოულებში თითო მოლზე) რეაქციის წარმოქმნისთვის. ტერმინი შემოიღო სვანტე ავგუსტ არენიუსმა. ტიპიური რეაქციის ენერგიის აღნიშვნა ეა.
აქტივაციის ენტროპია განიხილება, როგორც განსხვავება გარდამავალი მდგომარეობის ენტროპიასა და რეაქტანტების ძირითადი მდგომარეობას შორის. იგი განისაზღვრება ძირითადად გააქტიურებული კომპლექსის წარმოქმნის დროს ნაწილაკების თავისუფლების მთარგმნელობითი და ბრუნვის ხარისხის დაკარგვით. მნიშვნელოვანი ცვლილებები (თავისუფლების ვიბრაციული ხარისხი) ასევე შეიძლება მოხდეს, თუ გააქტიურებული კომპლექსი გარკვეულწილად უფრო მჭიდროდ არის შეფუთული, ვიდრე რეაგენტები.
ასეთი გადასვლის აქტივაციის ენტროპია დადებითია.
აქტივაციის ენტროპია ბევრ ფაქტორზეა დამოკიდებული. როდესაც ბიმოლეკულურ რეაქციაში ორი საწყისი ნაწილაკი უერთდება გარდამავალ მდგომარეობას, ორი ნაწილაკების მთარგმნელობითი და ბრუნვითი ენტროპია მცირდება ერთი ნაწილაკების შესაბამის მნიშვნელობებამდე; ვიბრაციული ენტროპიის უმნიშვნელო ზრდა საკმარისი არ არის ამ ეფექტის კომპენსაციისთვის.
გააქტიურების ენტროპიები, ფაქტობრივად, უფრო განსხვავდება სტრუქტურის მიხედვით, ვიდრე ენთალპიები. აქტივაციის ენტროპიები უმეტეს შემთხვევაში კარგად ემთხვევა ფასისა და ჰამეტის წესებს. ამ სერიას ასევე აქვს განსაკუთრებული მნიშვნელობა, რომ სილაფის ზრდა და ენტროპია შეიძლება ზუსტად გამოითვალოს შესაბამისი ნახშირწყალბადების ცნობილი აბსოლუტური ენტროპიებიდან.
ქიმიური რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე.
ჰეტეროგენული რეაქციების სიჩქარე.
ჰეტეროგენულ სისტემებში რეაქციები მიმდინარეობს ინტერფეისზე. ამ შემთხვევაში, მყარი ფაზის კონცენტრაცია პრაქტიკულად მუდმივი რჩება და არ მოქმედებს რეაქციის სიჩქარეზე. ჰეტეროგენული რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებული იქნება მხოლოდ ნივთიერების კონცენტრაციაზე თხევად ან აირისებრ ფაზაში. ამრიგად, კინეტიკური განტოლებაში არ არის მითითებული მყარი ნივთიერებების კონცენტრაციები, მათი მნიშვნელობები შედის მუდმივთა მნიშვნელობებში. მაგალითად, ჰეტეროგენული რეაქციისთვის
კინეტიკური განტოლება შეიძლება დაიწეროს
მაგალითი 4. ქრომის ალუმინის ურთიერთქმედების რეაქციის კინეტიკური რიგია 1. დაწერეთ რეაქციის ქიმიური და კინეტიკური განტოლებები.
ალუმინის ქლორთან ურთიერთქმედების რეაქცია ჰეტეროგენულია, კინეტიკური განტოლება შეიძლება დაიწეროს
მაგალითი 5 კინეტიკური რეაქციის განტოლება
ფორმა აქვს
განსაზღვრეთ სიჩქარის მუდმივის განზომილება და გამოთვალეთ ვერცხლის დაშლის სიჩქარე Pa ჟანგბადის ნაწილობრივი წნევით და კალიუმის ციანიდის კონცენტრაციით 0,055 მოლ/ლ.
მუდმივის განზომილება განისაზღვრება ამოცანის პირობით მოცემული კინეტიკური განტოლებიდან:
ამ ამოცანების კინეტიკურ განტოლებაში ჩანაცვლებით, ჩვენ ვპოულობთ ვერცხლის დაშლის სიჩქარეს:
მაგალითი 6 კინეტიკური რეაქციის განტოლება
ფორმა აქვს
როგორ შეიცვლება რეაქციის სიჩქარე, თუ ვერცხლისწყლის ქლორიდის (P) კონცენტრაცია განახევრდება და ოქსალატის კონცენტრაცია – იონები გაორმაგდეს?
საწყისი ნივთიერებების კონცენტრაციის შეცვლის შემდეგ რეაქციის სიჩქარე გამოიხატება კინეტიკური განტოლებით
შედარება და, ჩვენ აღმოვაჩენთ, რომ რეაქციის სიჩქარე გაიზარდა 2 ჯერ.
ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე მნიშვნელოვნად იზრდება.
რეაქციის სიჩქარის რაოდენობრივი დამოკიდებულება ტემპერატურაზე განისაზღვრება van't Hoff-ის წესით.
ქიმიური რეაქციის სიჩქარის (სიჩქარის მუდმივი) ტემპერატურაზე დამოკიდებულების დასახასიათებლად გამოიყენება სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი, რეაქცია (), რომელსაც ასევე უწოდებენ ვან ჰოფის კოეფიციენტს. რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი გვიჩვენებს რამდენჯერ გაიზრდება რეაქციის სიჩქარე რეაგენტების ტემპერატურის 10 გრადუსით გაზრდით.
მათემატიკურად რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე გამოიხატება მიმართებით
სად – სიჩქარის ტემპერატურის კოეფიციენტი;
– თ;
თ;
–– რეაქციის სიჩქარე მუდმივი ტემპერატურაზე თ+ 10;
–– რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურაზე თ+ 10.
გამოთვლებისთვის უფრო მოსახერხებელია განტოლებების გამოყენება
ასევე ამ განტოლებების ლოგარითმული ფორმები
რეაქციის სიჩქარის ზრდა ტემპერატურის მატებასთან ერთად ხსნის გააქტიურების თეორია. ამ თეორიის მიხედვით, შეჯახებისას რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების ნაწილაკებმა უნდა გადალახონ საგრებელი ძალები, შეასუსტონ ან დაარღვიონ ძველი ქიმიური ბმები და შექმნან ახალი. ამისთვის მათ გარკვეული რაოდენობის ენერგია უნდა დახარჯონ, ე.ი. გადალახეთ გარკვეული ენერგეტიკული ბარიერი. ენერგეტიკული ბარიერის დასაძლევად საკმარისი ენერგიის მქონე ნაწილაკს ეწოდება აქტიური ნაწილაკები.
ნორმალურ პირობებში სისტემაში რამდენიმე აქტიური ნაწილაკია და რეაქცია უფრო ნელი ტემპით მიმდინარეობს. მაგრამ არააქტიური ნაწილაკები შეიძლება გააქტიურდნენ, თუ მათ დამატებითი ენერგიები გადაეცემათ. ნაწილაკების გააქტიურების ერთ-ერთი გზა ტემპერატურის გაზრდაა. ტემპერატურის მატებასთან ერთად სისტემაში მკვეთრად იზრდება აქტიური ნაწილაკების რაოდენობა და იზრდება რეაქციის სიჩქარე.
რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე დაახლოებით განისაზღვრება ვან ჰოფის ცერის წესით: ტემპერატურის ყოველი 10 გრადუსიანი ცვლილებისთვის უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იცვლება 2-4-ჯერ.
მათემატიკურად, ვან ჰოფის წესი გამოიხატება შემდეგნაირად:
სადაც v(T2) და v(T1) არის რეაქციის სიჩქარე, შესაბამისად, T2 და T1 ტემპერატურაზე (T2> T1);
γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი.
γ-ის მნიშვნელობა ენდოთერმული რეაქციისთვის უფრო მაღალია, ვიდრე ეგზოთერმული. მრავალი რეაქციისთვის γ არის 2-4 დიაპაზონში.
γ-ის მნიშვნელობის ფიზიკური მნიშვნელობა არის ის, რომ ის გვიჩვენებს რამდენჯერ იცვლება რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურის ცვლილებით ყოველ 10 გრადუსზე.
ვინაიდან ქიმიური რეაქციის რეაქციის სიჩქარე და სიჩქარის მუდმივი პირდაპირპროპორციულია, გამოხატულება (3.6) ხშირად იწერება შემდეგი ფორმით:
(3.7)
სადაც k(T2), k(T1) რეაქციის სიჩქარის მუდმივებია, შესაბამისად
T2 და T1 ტემპერატურაზე;
γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი.
მაგალითი 8რამდენ გრადუსით უნდა გაიზარდოს ტემპერატურა, რომ რეაქციის სიჩქარე 27-ჯერ გაიზარდოს? რეაქციის ტემპერატურული კოეფიციენტია 3.
გამოსავალი. ჩვენ ვიყენებთ გამოხატვას (3.6):
ჩვენ ვიღებთ: 27 = , = 3, DT = 30.
პასუხი: 30 გრადუსი.
რეაქციის სიჩქარე და დრო უკუკავშირშია: რაც უფრო დიდია v
ტ-ზე ნაკლები. მათემატიკურად ეს გამოიხატება მიმართებით
მაგალითი 9 293 K ტემპერატურაზე რეაქცია 2 წუთში გრძელდება. რამდენ ხანს გაგრძელდება ეს რეაქცია 273 K ტემპერატურაზე, თუ γ = 2.
გამოსავალი. განტოლება (3.8) გულისხმობს:
.
ჩვენ ვიყენებთ განტოლებას (3.6), რადგან 
ჩვენ ვიღებთ:
წთ.
პასუხი: 8 წთ.
ვანტ ჰოფის წესი ვრცელდება ქიმიურ რეაქციებზე შეზღუდული რაოდენობით. ტემპერატურის გავლენა პროცესების სიჩქარეზე ხშირად განისაზღვრება არენიუსის განტოლებით.
არენიუსის განტოლება . 1889 წელს შვედმა მეცნიერმა ს. არეიუსმა ექსპერიმენტების საფუძველზე გამოიტანა განტოლება, რომელიც მის სახელს ატარებს.
სადაც k არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივი;
k0 - წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორი;
e არის ბუნებრივი ლოგარითმის საფუძველი;
Ea არის მუდმივი, რომელსაც ეწოდება აქტივაციის ენერგია, რომელიც განისაზღვრება რეაქტიული ნივთიერებების ბუნებით:
R არის უნივერსალური აირის მუდმივი, ტოლია 8,314 J/mol×K.
Ea-ს მნიშვნელობები ქიმიური რეაქციებისთვის არის 4 - 400 კჯ/მოლ დიაპაზონში.
ბევრ რეაქციას ახასიათებს გარკვეული ენერგეტიკული ბარიერი. მის დასაძლევად საჭიროა აქტივაციის ენერგია - გარკვეული ჭარბი ენერგია (მოლეკულების მავნე ენერგიასთან შედარებით მოცემულ ტემპერატურაზე), რომელიც მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ იმისათვის, რომ მათი შეჯახება ეფექტური იყოს, ანუ გამოიწვიოს ახალი ნივთიერების წარმოქმნა. . ტემპერატურის მატებასთან ერთად აქტიური მოლეკულების რაოდენობა სწრაფად იზრდება, რაც იწვევს რეაქციის სიჩქარის მკვეთრ ზრდას.
ზოგადად, თუ რეაქციის ტემპერატურა იცვლება T1-დან T2-მდე, განტოლება (3.9) ლოგარითმის აღების შემდეგ მიიღებს ფორმას:
. (3.10)
ეს განტოლება საშუალებას გაძლევთ გამოთვალოთ რეაქციის აქტივაციის ენერგია, როდესაც ტემპერატურა იცვლება T1-დან T2-მდე.
ქიმიური რეაქციების სიჩქარე იზრდება კატალიზატორის არსებობისას. კატალიზატორის მოქმედება მდგომარეობს იმაში, რომ ის აყალიბებს არასტაბილურ შუალედურ ნაერთებს (გააქტიურებულ კომპლექსებს) რეაგენტებთან, რომელთა დაშლა იწვევს რეაქციის პროდუქტების წარმოქმნას. ამავდროულად, აქტივაციის ენერგია მცირდება და აქტიურდებიან მოლეკულები, რომელთა ენერგია არასაკმარისი იყო რეაქციის ჩასატარებლად კატალიზატორის არარსებობის შემთხვევაში. შედეგად, აქტიური £ მოლეკულების საერთო რაოდენობა იზრდება და რეაქციის სიჩქარე იზრდება.
რეაქციის სიჩქარის ცვლილება კატალიზატორის თანდასწრებით გამოიხატება შემდეგი განტოლებით:
, (3.11)
სადაც vcat, და Ea(cat) - ქიმიური რეაქციის სიჩქარე და აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის თანდასწრებით;
v და Ea არის ქიმიური რეაქციის სიჩქარე და აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის გარეშე.
მაგალითი 10. გარკვეული რეაქციის აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის არარსებობისას არის 75,24 კჯ/მოლი, კატალიზატორით - 50,14 კჯ/მოლი. რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე კატალიზატორის არსებობისას, თუ რეაქცია მიმდინარეობს 298 K ტემპერატურაზე? გამოსავალი. ჩვენ ვიყენებთ განტოლებას (3.11). მონაცემების ჩანაცვლება განტოლებაში
ტემპერატურის მატება აჩქარებს ყველა ქიმიურ რეაქციას. თავდაპირველად ვანტ ჰოფმა ექსპერიმენტულად აღმოაჩინა, რომ როდესაც ტემპერატურის მატება ყოველ 10 გრადუსზე, სიჩქარე იზრდება 2 ¸ 4-ჯერ (ვანტ ჰოფის წესი ). ეს შეესაბამება სიჩქარის ძალა-კანონის დამოკიდებულებას ტემპერატურაზე:
სადაც T > T 0, g - van't Hoff ტემპერატურის კოეფიციენტი.
თუმცა, ეს განტოლება თეორიულად არ არის გამართლებული. ; ექსპერიმენტული მონაცემები უკეთესად არის აღწერილი ექსპონენციალური ფუნქციით (არენიუსის განტოლება):
,
სადაც A არის T-ისგან დამოუკიდებელი პრეექსპონენციური ფაქტორი, E a არის ქიმიური რეაქციის აქტივაციის ენერგია (კჯ/მოლი), R არის უნივერსალური აირის მუდმივი.
არენიუსის განტოლება ჩვეულებრივ იწერება სიჩქარის მუდმივობისთვის:
.
ეს განტოლება თეორიულად დასაბუთებულია სტატისტიკური ფიზიკის მეთოდებით. ხარისხობრივად, ეს დასაბუთება შემდეგია: ვინაიდან რეაქციები მიმდინარეობს მოლეკულების შემთხვევითი შეჯახების შედეგად, ამ შეჯახებას ახასიათებს ენერგიების თითქმის უწყვეტი ნაკრები უმცირესიდან ყველაზე დიდამდე. ცხადია, რეაქცია მოხდება მხოლოდ მაშინ, როდესაც მოლეკულები დაეჯახება იმდენი ენერგიას, რომ დაარღვიოს (ან მნიშვნელოვნად გაჭიმოს) ზოგიერთი ქიმიური ბმა. თითოეული სისტემისთვის არის ენერგეტიკული ბარიერი E a, საიდანაც ენერგია საკმარისია რეაქციის გასაგრძელებლად - ეს მექანიზმი შეესაბამება 1-ლ მრუდს ნახაზზე 5.1. ვინაიდან შეჯახება ხდება სიხშირით, რომელიც დამოკიდებულია ტემპერატურაზე ექსპონენციური კანონის მიხედვით, მიიღება ფორმულები 5.9 და 5.10. მაშინ წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორები A და k 0 წარმოადგენს შეჯახების საერთო რაოდენობის ზოგიერთ მახასიათებელს, ხოლო ტერმინი არის წარმატებული შეჯახების ფრაქცია.
ექსპერიმენტული მონაცემების ანალიზი ხორციელდება არენიუსის განტოლების ლოგარითმული ფორმის გამოყენებით:
.
გრაფიკი აგებულია ე.წ არენიუსის კოორდინატები
(ln k - ), ნახ. 7.2; გრაფიკიდან იპოვეთ k o და E a.
ორი ტემპერატურის k o და E a ექსპერიმენტული მონაცემების არსებობისას, თეორიულად ადვილია იპოვოთ:
; 
;
ქიმიური რეაქციის სიჩქარე დიდწილად დამოკიდებულია აქტივაციის ენერგიაზე. რეაქციების უმრავლესობისთვის ის 50-დან 250 კჯ/მოლ-მდეა. რეაქციები რისთვისაც
E a > 150 კჯ/მოლი, პრაქტიკულად არ ჟონავს ოთახის ტემპერატურაზე.
მაგალითი 1რთული შეუქცევადი რეაქცია 2N 2 O 5 \u003d 4NO 2 + O 2 არის პირველი რიგის რეაქცია. როგორ შეიცვლება მისი სიჩქარე, როდესაც წნევა 5-ჯერ გაიზარდა?
გამოსავალი.ამ რეაქციის კინეტიკური განტოლება ზოგადი სახით: V = k · a . ვინაიდან რეაქცია რთულია, შესაძლებელია ¹ 2. პირობით, რეაქციის რიგითობა
a = 1. აირის რეაქციებისთვის კონცენტრაციის როლს ზეწოლა ასრულებს. Ამიტომაც
V = kP და თუ Р 1 = 5Р, მაშინ V 1 /V = 5, ე.ი. სიჩქარე ხუთჯერ იზრდება.
იპოვეთ სიჩქარის მუდმივი, რეაქტანტების რიგები და ჩაწერეთ კინეტიკური განტოლება.
გამოსავალი.ამ რეაქციის სიჩქარის ზოგადი კინეტიკური განტოლებაა:
V = k a b.
ცხრილში მოცემული მონაცემები შესაძლებელს ხდის NO (a) და H 2 (b) რეაქციის ბრძანებების პოვნას რეაქციის რიგის შემცირებით, ე.ი. ექსპერიმენტების ანალიზი, რომელშიც ერთ-ერთ რეაგენტს აქვს მუდმივი კონცენტრაცია. ასე რომ, = 0.01 პირველ და მეორე სვეტებში, შეცვლისას.
. (პირადი შეკვეთა H 2-ში).
მეორე და მესამე სვეტებისთვის, პირიქით, იგივეა, მაგრამ - განსხვავებულია, ამიტომ:
(პირადი შეკვეთა NO).
ვინაიდან a და b ემთხვევა სტოქიომეტრულ კოეფიციენტებს, რეაქცია შეიძლება იყოს მარტივი. სიჩქარის მუდმივი შეგიძლიათ იხილოთ თითოეული სვეტის მონაცემებიდან:
ამრიგად, კინეტიკური განტოლებაა: V = 2,5. 10 3 2 .
ამ რეაქციის ჯამური (ზოგადი) რიგი (a + b) არის 3.
მაგალითი 3რეაქციის სიჩქარე A + 3B = AB 3 განისაზღვრება კინეტიკური განტოლებით V = k[A]·[B]. განსაზღვრეთ რეაქციის ზოგადი თანმიმდევრობა. ეს რეაქცია მარტივია თუ რთული? რამდენჯერ გაიზრდება რეაქციის სიჩქარე კონცენტრაციის 3-ჯერ გაზრდისას?
გამოსავალი.რეაქციის თანმიმდევრობა განისაზღვრება კინეტიკური განტოლების რეაგენტთა მაჩვენებლების ჯამით. ამ რეაქციისთვის, საერთო წესრიგი არის ორი (1 + 1).
თუ ეს რეაქცია მარტივია, მაშინ მასობრივი მოქმედების კანონის მიხედვით
V = k[A] 1. [B] 3 და ჯამური რიგი იქნება (1+ 3) = 4, ე.ი. კინეტიკური განტოლების მაჩვენებლები არ ემთხვევა სტოქიომეტრულ კოეფიციენტებს, შესაბამისად, რეაქცია რთულია და მიმდინარეობს რამდენიმე ეტაპად.
რეაგენტების კონცენტრაციის 3-ჯერ გაზრდით: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, ანუ სიჩქარე გაიზრდება 3 2 = 9-ჯერ.
მაგალითი 4განსაზღვრეთ რეაქციის აქტივაციის ენერგია და მისი ტემპერატურული კოეფიციენტი, თუ 398 და 600 0 C ტემპერატურაზე სიჩქარის მუდმივებია, შესაბამისად, 2,1×10 -4 და 6,25×10 -1.
გამოსავალი. E a ორი მნიშვნელობისთვის შეიძლება გამოითვალოს ფორმულის გამოყენებით 5.12 :
192633 ჯ/მოლ.
ტემპერატურის კოეფიციენტი ნაპოვნია გამოსახულებიდან (5.8), რადგან Vµk:
.
კატალიზი
ქიმიური რეაქციების დაჩქარების ერთ-ერთი ყველაზე გავრცელებული მეთოდი ქიმიურ პრაქტიკაში არის კატალიზი.კატალიზატორი არის ნივთიერება, რომელიც არაერთხელ მონაწილეობს რეაქციის შუალედურ ეტაპებში, მაგრამ ტოვებს მას ქიმიურად უცვლელად.
მაგალითად, რეაქციისთვის A 2 + B 2 \u003d 2AB
კატალიზატორი K-ის მონაწილეობა შეიძლება გამოისახოს განტოლებით
A 2 + K + B 2 ® A 2 .... K + B 2 ® A 2 ... K ... B 2 ® 2AB + K.
ეს განტოლებები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს პოტენციური ენერგიის მრუდებით (ნახ. 5.2.).
ბრინჯი. 5.2. რეაქციის ენერგეტიკული სქემა
კატალიზატორით და მის გარეშე
სურათი 5.2 აჩვენებს, რომ:
1) კატალიზატორი ამცირებს აქტივაციის ენერგიას რეაქციის მექანიზმის შეცვლით - ის გადის ახალ ეტაპებს, რომელთაგან თითოეული ხასიათდება დაბალი აქტივაციის ენერგიით;
2) კატალიზატორი არ ცვლის რეაქციის DH-ს (ისევე როგორც DG, DU და DS);
3) თუ კატალიზებული რეაქცია შექცევადია, კატალიზატორი არ მოქმედებს წონასწორობაზე, არ ცვლის წონასწორობის მუდმივობას და სისტემის კომპონენტების წონასწორულ კონცენტრაციებს. ის თანაბრად აჩქარებს როგორც წინა, ისე საპირისპირო რეაქციებს, რითაც აჩქარებს წონასწორობის მიღწევის დროს.
ცხადია, კატალიზატორის თანდასწრებით, რეაქციის აქტივაციის ენერგია მცირდება DE k მნიშვნელობით. ვინაიდან რეაქციის სიჩქარის მუდმივობის გამოხატულებაში (განტოლება 5.10) აქტივაციის ენერგია შედის უარყოფით მაჩვენებელში, თუნდაც მცირე შემცირება. E a იწვევს რეაქციის სიჩქარის ძალიან დიდ ზრდას: 
.
კატალიზატორის გავლენა Еа-ს შემცირებაზე შეიძლება აჩვენოს წყალბადის იოდიდის დაშლის რეაქციის მაგალითით:
2HI \u003d H 2 + I 2.
ამრიგად, განსახილველი რეაქციისთვის, ენერგიის შემცირება
გააქტიურება 63 კჯ-ით, ე.ი. 1,5-ჯერ, შეესაბამება რეაქციის სიჩქარის ზრდას 500 K-ზე 10 6-ჯერ მეტით.
უნდა აღინიშნოს, რომ k 0 1 კატალიზური რეაქციის წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორი არ არის k 0-ის ტოლი და ჩვეულებრივ გაცილებით ნაკლებია, თუმცა სიჩქარის შესაბამისი შემცირება შორს არ ანაზღაურებს მის ზრდას Еа-ს გამო.
მაგალითი 5გარკვეული რეაქციის გააქტიურების ენერგია კატალიზატორის არარსებობისას არის 75,24 კჯ/მოლი, ხოლო კატალიზატორით - 50,14 კჯ/მოლი. რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე კატალიზატორის არსებობისას, თუ რეაქცია მიმდინარეობს 25 0 C ტემპერატურაზე, ხოლო კატალიზატორის არსებობისას წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორი მცირდება 10-ჯერ.
გამოსავალი.რეაქციის აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის გარეშე ავღნიშნოთ E a-ით, ხოლო კატალიზატორის არსებობისას - Ea 1-ით; რეაქციის სიჩქარის შესაბამისი მუდმივები აღინიშნა k და k 1-ით. არენიუსის განტოლების (5.9) გამოყენებით (იხ. განყოფილება 5.3) და ვივარაუდოთ, რომ k 0 1 / k 0 = 10, ჩვენ ვპოულობთ:
აქედან 
საბოლოოდ ვიპოვით:
ამრიგად, კატალიზატორის მიერ აქტივაციის ენერგიის შემცირებამ 25,1 კჯ-ით გამოიწვია რეაქციის სიჩქარის ზრდა 2500-ჯერ, მიუხედავად წინა ექსპონენციალური ფაქტორის 10-ჯერ შემცირებისა.
კატალიზური რეაქციები კლასიფიცირდება კატალიზატორების ტიპისა და რეაქციების ტიპის მიხედვით. ასე, მაგალითად, კატალიზატორებისა და რეაგენტების აგრეგაციის მდგომარეობის მიხედვით, კატალიზი იყოფა: ერთგვაროვანი(კატალიზატორი და რეაგენტი ქმნიან ერთ ფაზას) და ჰეტეროგენული(კატალიზატორი და რეაგენტები სხვადასხვა ფაზაშია, კატალიზატორსა და რეაგენტებს შორის არის ფაზის საზღვარი).
ჰომოგენური კატალიზის მაგალითი იქნება CO-ს დაჟანგვა CO2-მდე ჟანგბადით NO 2-ის (კატალიზატორის) თანდასწრებით. კატალიზის მექანიზმი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგი რეაქციებით:
CO (გ) + NO 2 (გ) ® CO 2 (გ) + NO (გ),
2NO (გ) + O 2 (გ) ® 2NO 2 (გ);
და კატალიზატორი (NO 2) კვლავ მონაწილეობს პირველ რეაქციაში.
ანალოგიურად, SO 2-დან SO 3-მდე დაჟანგვა შეიძლება კატალიზებული იყოს; ანალოგიური რეაქცია გამოიყენება გოგირდის მჟავის წარმოებაში "აზოტის" პროცესით.
ჰეტეროგენული კატალიზის მაგალითია SO 3 გამომუშავება SO 2-დან Pt ან V 2 O 5 თანდასწრებით:
SO 2 (გ) + O 2 (გ) ® SO 3 (გ).
ეს რეაქცია ასევე გამოიყენება გოგირდმჟავას წარმოებაში („კონტაქტური“ მეთოდი).
ჰეტეროგენული კატალიზატორი (რკინა) ასევე გამოიყენება აზოტისა და წყალბადის ამიაკის წარმოებაში და ბევრ სხვა პროცესში.
ჰეტეროგენული კატალიზატორების ეფექტურობა ჩვეულებრივ ბევრად აღემატება ერთგვაროვან კატალიზატორებს. კატალიზური რეაქციების სიჩქარე ერთგვაროვანი კატალიზატორის შემთხვევაში დამოკიდებულია მის კონცენტრაციაზე, ხოლო ჰეტეროგენის შემთხვევაში - მისი სპეციფიკური ზედაპირის ფართობზე (ანუ დისპერსიაზე) - რაც უფრო დიდია, მით მეტია სიჩქარე. ეს უკანასკნელი განპირობებულია იმით, რომ კატალიზური რეაქცია მიმდინარეობს კატალიზატორის ზედაპირზე და მოიცავს ზედაპირზე რეაქტიული მოლეკულების ადსორბციის (დაწებების) ეტაპებს; რეაქციის დასრულების შემდეგ მისი პროდუქტები გამოიდევნება. კატალიზატორების ზედაპირის ფართობის გასაზრდელად მათ აწურებენ ან იღებენ სპეციალური მეთოდებით, რომლებშიც წარმოიქმნება ძალიან წვრილი ფხვნილები.
მოყვანილი მაგალითებიც მაგალითებია რედოქს კატალიზი.ამ შემთხვევაში გარდამავალი ლითონები ან მათი ნაერთები (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 და ა.შ.) ჩვეულებრივ მოქმედებენ როგორც კატალიზატორები.
მჟავა-ტუტოვანი კატალიზისასკატალიზატორის როლს ასრულებენ H + , OH - და სხვა მსგავსი ნაწილაკები - მჟავიანობის და ფუძეობის მატარებლები. ასე რომ, ჰიდროლიზის რეაქცია
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
აჩქარებს დაახლოებით 300-ჯერ რომელიმე ძლიერი მჟავის დამატებით: HCl, HBr ან HNO 3.
კატალიზს დიდი მნიშვნელობა აქვს ბიოლოგიურ სისტემებში. ამ შემთხვევაში კატალიზატორი ე.წ ფერმენტი.ბევრი ფერმენტის ეფექტურობა ბევრად აღემატება ჩვეულებრივ კატალიზატორებს. მაგალითად, ამიაკისადმი აზოტის შებოჭვის რეაქციისთვის
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
ინდუსტრიაში ჰეტეროგენული კატალიზატორი გამოიყენება სპონგური რკინის სახით ლითონის ოქსიდების და სულფატების დამატებით.
ამ შემთხვევაში რეაქცია ტარდება T » 700 K და P » 30 MPa. იგივე სინთეზი ხდება პარკოსანი მცენარეების კვანძებში ფერმენტების მოქმედებით ჩვეულებრივ T და P-ზე.
კატალიზური სისტემები არ არიან გულგრილი მინარევებისაგან და დანამატების მიმართ. ზოგიერთი მათგანი ზრდის კატალიზის ეფექტურობას, მაგალითად, რკინის მიერ ამიაკის სინთეზის კატალიზის ზემოთ მოყვანილ მაგალითში. ეს კატალიზატორი დანამატები ე.წ პრომოუტერები(კალიუმის და ალუმინის ოქსიდები რკინაში). პირიქით, ზოგიერთი მინარევები თრგუნავს კატალიზურ რეაქციას („წამლავს“ კატალიზატორი), კატალიზური შხამები.მაგალითად, SO 3-ის სინთეზი Pt კატალიზატორზე ძალიან მგრძნობიარეა სულფიდის გოგირდის შემცველი მინარევების მიმართ; გოგირდი წამლავს პლატინის კატალიზატორის ზედაპირს. პირიქით, V 2 O 5-ზე დაფუძნებული კატალიზატორი არ არის მგრძნობიარე ასეთი მინარევების მიმართ; ვანადიუმის ოქსიდზე დაფუძნებული კატალიზატორის შემუშავების პატივი ეკუთვნის რუს მეცნიერს გ.კ. ბორესკოვი.
რეაქციის სიჩქარის მუდმივი არის ტემპერატურის ფუნქცია; ტემპერატურის ზრდა ზოგადად ზრდის სიჩქარის მუდმივობას. ტემპერატურის ეფექტის გათვალისწინების პირველი მცდელობა განხორციელდა ვან ჰოფის მიერ, რომელმაც ჩამოაყალიბა შემდეგი ცერის წესი:
ყოველ 10 გრადუსზე ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ელემენტარული ქიმიური რეაქციის სიჩქარის მუდმივი იზრდება 2-4-ჯერ.
მნიშვნელობა, რომელიც აჩვენებს რამდენჯერ იზრდება სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურის 10 გრადუსით მატებასთან ერთად რეაქციის სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურის კოეფიციენტიγ. მათემატიკურად, van't Hoff წესი შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:
(II.30)
თუმცა, van't Hoff-ის წესი გამოიყენება მხოლოდ ვიწრო ტემპერატურის დიაპაზონში, ვინაიდან რეაქციის სიჩქარის γ ტემპერატურული კოეფიციენტი თავისთავად ტემპერატურის ფუნქციაა; ძალიან მაღალ და ძალიან დაბალ ტემპერატურაზე γ ხდება ერთიანობის ტოლი (ე.ი. ქიმიური რეაქციის სიჩქარე წყვეტს ტემპერატურაზე დამოკიდებული).
არენიუსის განტოლება
ცხადია, ნაწილაკების ურთიერთქმედება ხდება მათი შეჯახების დროს; თუმცა, მოლეკულების შეჯახების რაოდენობა ძალიან დიდია და თუ ყოველი შეჯახება გამოიწვევს ნაწილაკების ქიმიურ ურთიერთქმედებას, ყველა რეაქცია თითქმის მყისიერად განვითარდება. არენიუსმა დაადგინა, რომ მოლეკულების შეჯახება ეფექტური იქნება (ანუ ისინი გამოიწვევს რეაქციას) მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ შეჯახებულ მოლეკულებს ექნებათ ენერგიის რეზერვი - აქტივაციის ენერგია.
აქტივაციის ენერგია არის მინიმალური ენერგია, რომელიც მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ, რათა მათმა შეჯახებამ გამოიწვიოს ქიმიური ურთიერთქმედება.
განვიხილოთ ზოგიერთი ელემენტარული რეაქციის გზა
A + B ––> C
ვინაიდან ნაწილაკების ქიმიური ურთიერთქმედება დაკავშირებულია ძველი ქიმიური ბმების გაწყვეტასთან და ახლის წარმოქმნასთან, ითვლება, რომ ნებისმიერი ელემენტარული რეაქცია გადის ზოგიერთი არასტაბილური შუალედური ნაერთის წარმოქმნას, რომელსაც ეწოდება გააქტიურებული კომპლექსი:
A ––> K # ––> B
გააქტიურებული კომპლექსის ფორმირება ყოველთვის მოითხოვს გარკვეული რაოდენობის ენერგიის ხარჯვას, რაც გამოწვეულია, პირველ რიგში, ელექტრონული გარსების და ატომური ბირთვების მოგერიებით, როდესაც ნაწილაკები ერთმანეთს უახლოვდებიან და მეორეც, გარკვეული სივრცის აგების საჭიროებით. ატომების კონფიგურაცია გააქტიურებულ კომპლექსში და ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილება. ამრიგად, საწყისი მდგომარეობიდან საბოლოო მდგომარეობისკენ მიმავალ გზაზე სისტემამ უნდა გადალახოს ერთგვარი ენერგეტიკული ბარიერი. რეაქციის გააქტიურების ენერგია დაახლოებით ტოლია გააქტიურებული კომპლექსის საშუალო ენერგიის ჭარბი რეაგენტების საშუალო ენერგიის დონეზე. ცხადია, თუ პირდაპირი რეაქცია ეგზოთერმულია, მაშინ საპირისპირო რეაქციის E "A აქტივაციის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე პირდაპირი რეაქციის E A აქტივაციის ენერგია. პირდაპირი და საპირისპირო რეაქციების აქტივაციის ენერგია დაკავშირებულია ერთმანეთთან ცვლილების გზით. რეაქციის დროს შინაგან ენერგიაში.ზემოაღნიშნულის ილუსტრაცია შესაძლებელია ენერგეტიკული ქიმიური რეაქციის დიაგრამების გამოყენებით (ნახ. 2.5).
ბრინჯი. 2.5.ქიმიური რეაქციის ენერგეტიკული დიაგრამა. E ref არის საწყისი ნივთიერებების ნაწილაკების საშუალო ენერგია, E prod არის რეაქციის პროდუქტების ნაწილაკების საშუალო ენერგია.
ვინაიდან ტემპერატურა არის ნაწილაკების საშუალო კინეტიკური ენერგიის საზომი, ტემპერატურის ზრდა იწვევს ნაწილაკების პროპორციის ზრდას, რომელთა ენერგია ტოლია ან აღემატება აქტივაციის ენერგიას, რაც იწვევს რეაქციის სიჩქარის მუდმივობის ზრდას (ნახ. 2.6):
ბრინჯი. 2.6.ნაწილაკების ენერგიის განაწილება. აქ nE/N არის E ენერგიის მქონე ნაწილაკების ფრაქცია; E i - საშუალო ნაწილაკების ენერგია T i ტემპერატურაზე (T 1< T 2 < T 3).
განვიხილოთ გამონათქვამის თერმოდინამიკური წარმოშობა, რომელიც აღწერს რეაქციის სიჩქარის მუდმივის დამოკიდებულებას ტემპერატურაზე და აქტივაციის ენერგიის მნიშვნელობაზე - არენიუსის განტოლება. ვან ჰოფის იზობარის განტოლების მიხედვით,
ვინაიდან წონასწორობის მუდმივი არის წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა, გამოხატულება (II.31) შეიძლება გადაიწეროს შემდეგნაირად:
(II.32)
რეაქციის ΔHº ენთალპიის ცვლილებას წარმოვადგენთ, როგორც განსხვავებას ორ მნიშვნელობას E 1 და E 2 შორის, ვიღებთ:
(II.33)
(II.34)
აქ C არის რაღაც მუდმივი. პოსტულაციური რომ C = 0, მივიღებთ არენიუსის განტოლებას, სადაც E A არის აქტივაციის ენერგია:
გამოხატვის განუსაზღვრელი ინტეგრაციის შემდეგ (II.35) ვიღებთ არენიუსის განტოლებას ინტეგრალური სახით:
(II.36)
(II.37)
ბრინჯი. 2.7.ქიმიური რეაქციის სიჩქარის მუდმივის ლოგარითმის დამოკიდებულება ორმხრივ ტემპერატურაზე.
აქ A არის ინტეგრაციის მუდმივი. განტოლებიდან (II.37) ადვილია აჩვენო წინასწარ ექსპონენციალური ფაქტორი A-ს ფიზიკური მნიშვნელობა, რომელიც უდრის უსასრულობისკენ მიდრეკილ ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარის მუდმივობას. როგორც გამოსახულებიდან ჩანს (II.36), სიჩქარის მუდმივის ლოგარითმი ხაზობრივად დამოკიდებულია ორმხრივ ტემპერატურაზე (ნახ. 2.7); გააქტიურების ენერგიის მნიშვნელობა E A და წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორის A ლოგარითმი შეიძლება განისაზღვროს გრაფიკულად (სწორი ხაზის დახრილობის ტანგენტი აბსცისის ღერძზე და y-ღერძზე სწორი ხაზით მოწყვეტილი სეგმენტი) .
რეაქციის აქტივაციის ენერგიისა და სიჩქარის მუდმივის ცოდნა ნებისმიერ ტემპერატურაზე T 1, არენიუსის განტოლების გამოყენებით, შეგიძლიათ გამოთვალოთ სიჩქარის მუდმივი მნიშვნელობა ნებისმიერ ტემპერატურაზე T 2:
(II.39)
