Hlavnými faktormi ovplyvňujúcimi rýchlosť všetkých reakcií sú koncentrácia reaktantov, teplota a prítomnosť katalyzátora.

Účinok koncentrácie.Zvyšovanie koncentrácie interagujúcich látok je jednou z najbežnejších metód zosilňovania procesov. Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie je určená zákonom hromadného pôsobenia. Podľa tohto zákona rýchlosť chemická reakcia je priamo úmerný súčinu koncentrácií reagujúcich látok v sile rovnajúcej sa stechiometrickému koeficientu pred vzorcom látky v reakčnej rovnici. Napríklad pri výrobe melasy na reakciu neutralizácie kyseliny chlorovodíkovej s uhličitanom sodným možno rýchlosť vypočítať pomocou nasledujúcej rovnice:

2HCl + Na2C03 \u003d 2NaCl + H20 + C02;

Zákon hromadnej akcie je všeobecne napísaný nasledovne:

kde TO-koeficient proporcionality nazývaný konštanta reakčnej rýchlosti; C ča Сь -koncentrácia látok aa B,účasť na chemickej reakcii; jama -stechiometrické koeficienty.

Ak to prijmeme, potom v \u003d TO,to znamená, že konštanta reakčnej rýchlosti sa číselne rovná reakčnej rýchlosti pri koncentrácii reaktantov rovných jednotke. Kurzová konštanta závisí od povahy reagujúcich látok, teploty, prítomnosti katalyzátora a nezávisí od koncentrácie látok zúčastňujúcich sa na chemickej reakcii. Konštanta rýchlosti tejto reakcie pri danej teplote je konštantná.

Na stanovenie konštantných reakčných rýchlostí v závislosti od molekulárnosti a poradia reakcie sa odvodia zodpovedajúce vzorce.

Molekulárnosť reakcia je určená počtom molekúl zúčastňujúcich sa na elementárnom akte chemickej interakcie. Ak to vyžaduje jednu molekulu, potom sa uskutočnia reakcie monomolekulárny . Príkladom takejto reakcie je rozkladná reakcia CaCO3 pôsobením vysoká teplota pri kalcinácii vápenca v peciach v továrňach na cukrovú repu:

CaC03 \u003d CaO + C02.

Za účasti dvoch molekúl sa reakcie nazývajú bimolekulárne, tri - trimolekulárne . Môžu to byť molekuly jednej alebo rôznych látok. Reakcia kyseliny chlorovodíkovej s uhličitanom sodným, uvedená vyššie, je trimolekulárna.

Reakčný príkaz je súčet exponentov pri koncentráciách látok v rovnici zákona hromadnej akcie. Reakčná rýchlosť prvého rádu je úmerná koncentrácii v prvom stupni, reakčná rýchlosť druhého a tretieho rádu je úmerná koncentráciám v druhom a treťom stupni. Poradie reakcie však môže byť nižšie ako jej molekulárnosť, ak je nejaká látka v prebytku, a preto je možné považovať jej koncentráciu za prakticky nezmenenú. Napríklad pri inverzii sacharózy na vodný roztok Hcl

kde a -počiatočná koncentrácia látky; x -množstvo látky, ktoré reagovalo počas daného časového obdobia t; (a - x) -koncentrácia látky v okamihu, t.j.

Pre reakciu druhého rádu konštanta reakčnej rýchlosti

Čas hydrolýzy

a rýchlostná konštanta pri teplote t + 10 ° Kt + 10, potom je pomer týchto konštánt teplotný koeficient reakčnej rýchlosti :

Ak vezmeme g \u003d 2 (maximálna hodnota koeficientu), potom so zvýšením reakčnej teploty o 50 ° C sa reakčná rýchlosť zvýši 32-krát.

Presnejšie, vplyv teploty na rýchlosť chemických reakcií je vyjadrený pomerom získaným experimentálne. Táto závislosť je nasledovná:

Kde Ba a -konštanty pre danú reakciu; T "-teplota, K.

Podstata vplyvu teploty a koncentrácie reaktantov na rýchlosť chemických reakcií sa dá vysvetliť teóriou aktívnych kolízií.

Podľa tejto teórie je chemická interakcia medzi molekulami možná iba pri ich zrážke, avšak účinné zrážky vedú k chemickým reakciám, to znamená, že do reakcie nevstupujú všetky zrážajúce sa molekuly, ale iba molekuly s určitou energiou, ktorá je v porovnaní s priemerom nadbytočná. Molekuly s touto energiou sa nazývajú aktívny . Prebytočná energia molekúl sa nazýva aktivačná energia .

Aby došlo k chemickým reakciám, je potrebné prerušiť intramolekulárne väzby v molekulách reagujúcich látok. Ak majú zrážajúce sa molekuly vysokú energiu a stačí rozbiť väzby, potom bude reakcia prebiehať; ak je energia molekúl menšia ako je potrebné, potom bude zrážka neúčinná a reakcia nebude pokračovať.

Keď teplota stúpa, zvyšuje sa počet aktívnych molekúl, zvyšuje sa počet kolízií medzi nimi, čo vedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti. So zvyšovaním koncentrácie reaktantov sa zvyšuje aj celkový počet kolízií vrátane účinných, čo má za následok zvýšenie reakčnej rýchlosti.

Účinok katalyzátora.Katalyzátorje látka, ktorá dramaticky mení rýchlosť reakcie. V prítomnosti katalyzátorov sa reakcie tisíckrát urýchľujú a môžu prebiehať pri nižších teplotách, čo je ekonomicky výhodné. Dôležitosť katalyzátorov v organickej syntéze je veľká - v procesoch oxidácie, hydrogenácie, dehydrogenácie, hydratácie atď. Čím je katalyzátor aktívnejší, tým rýchlejšie prebiehajú katalytické reakcie. Katalyzátory môžu urýchliť jednu reakciu, skupinu reakcií alebo reakcie rôznych typov, to znamená, že majú individuálnu alebo skupinovú špecifickosť a niektoré z nich sú vhodné pre mnoho reakcií. Napríklad vodíkové ióny urýchľujú reakcie hydrolýzy bielkovín, škrobu a ďalších zlúčenín, hydratačné reakcie atď. Existujú katalytické reakcie, pri ktorých je katalyzátor jedným z medziproduktov alebo konečných reakčných produktov. Tieto reakcie prebiehajú s nízkou rýchlosťou v počiatočnom období a so zvyšujúcou sa rýchlosťou v nasledujúcom období.

Kovy sa používajú hlavne ako katalyzátory v čistej forme (nikel, kobalt, železo, platina) a vo forme oxidov alebo solí (oxid vanádu, oxid hlinitý), zlúčenín železa, horčíka, vápnika, medi atď. Anorganické katalyzátory sú tepelne stabilné a reagujú s prebiehajú pri relatívne vysokých teplotách.

V prostredí, kde prebieha reakcia, sa vždy nachádzajú cudzie látky. Táto okolnosť má na katalyzátor iný vplyv: niektoré z nich sú neutrálne, iné zosilňujú účinok katalyzátora a iné ho oslabujú alebo potláčajú. Látky, ktoré otrávia katalyzátor, sa nazývajú katalytické jedy .

Existuje koncept katalýzy, homogénnej alebo heterogénnej. Pri heterogénnej katalýze sú reaktanty obvykle v kvapalnom alebo plynnom stave a katalyzátor je v tuhom stave. Reakcia prebieha na rozhraní medzi dvoma fázami, to znamená na povrchu pevného katalyzátora.

Napríklad, katalytická reakcia hydrogenácie tukov je trojfázová: katalyzátor - kovový nikel - tvorí pevnú fázu, vodík - plynný a tuk - kvapalný. Preto v tomto prípade hovoríme o heterogénnej katalýze.

Pri heterogénnej katalýze má veľký význam spôsob získania katalyzátora, podmienky procesu, zloženie nečistôt atď. Katalyzátory by mali mať významnú selektivitu, aktivitu a mali by si tieto vlastnosti dlho uchovať.

Mechanizmus homogénna katalýza vysvetlené teóriou medziproduktov. Keď sa pridá katalyzátor, reakcia prechádza niekoľkými medzistupňami, ktoré vyžadujú menšiu aktivačnú energiu ako priama reakcia bez katalyzátora, čo vedie k obrovskému zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Pomalý proces, napríklad reakcia

A + B \u003d AB,

v prítomnosti katalyzátora TOsa vyskytuje v dvoch fázach: A + K \u003d AK(medziprodukt); AK + B \u003d AB + K.

Každá z týchto etáp postupuje s nízkou aktivačnou energiou, a teda s vysokou rýchlosťou. Katalyzátor vytvára medziprodukt, ktorý po reakcii s inou látkou regeneruje katalyzátor.

Mnoho homogénnych reakcií je katalyzovaných pôsobením iónov H + a OH ~. Tieto reakcie zahŕňajú inverziu sacharózy, hydrolýzu esterov vrátane tukov. Ióny kovov katalyzujú oxidačné a hydrolýzne reakcie. Napríklad meď katalyzuje oxidáciu kyseliny askorbovej; preto zariadenie na spracovanie ovocia a zeleniny nemôže byť vyrobené z medi a jej zliatin. Oxidácia jedlých tukov sa urýchľuje pôsobením iónov medi, železa, mangánu, preto sa tuky nemôžu skladovať v kovových nádobách.

Hlavnou nevýhodou homogénnej katalýzy je, že je ťažké oddeliť katalyzátor od konečnej zmesi (kvapaliny alebo plynu).

Z toho sa časť nenávratne stratí a výrobok je ňou kontaminovaný.

Pri heterogénnej katalýze sa to nestane a to je hlavný dôvod jeho širokého použitia v priemysle. Tento typ katalýzy je sprevádzaný tvorbou medziproduktov. Tvoria sa na samostatných plochách povrchu katalyzátora, v takzvaných aktívnych miestach, ktoré zaberajú malú časť jeho povrchu.

Ak sú aktívne miesta blokované, napríklad katalytickými jedmi, potom katalyzátor stráca svoju aktivitu. Na zväčšenie povrchu a následne počtu aktívnych miest katalyzátora sa drví. Aby sa zabránilo odnášaniu katalyzátora prúdom plynu, nanáša sa na inertný nosič s vyvinutým povrchom (silikagél, azbest, pemza atď.).

Väčšina katalytických reakcií je pozitívnych, to znamená, že za prítomnosti katalyzátora sa ich rýchlosť zvyšuje. Negatívna katalýza však nastáva, keď katalyzátor spomalí reakčnú rýchlosť. V tomto prípade sa volá katalyzátor inhibítor.Ak inhibítor inhibuje oxidačný proces, nazýva sa to antioxidantalebo antioxidant.

Štúdium rýchlosti chemickej reakcie a podmienok ovplyvňujúcich jej zmenu sa zaoberá jednou z oblastí fyzikálnej chémie - chemickou kinetikou. Skúma tiež mechanizmy týchto reakcií a ich termodynamickú platnosť. Tieto štúdie sú dôležité nielen na vedecké účely, ale aj na sledovanie interakcie zložiek v reaktoroch pri výrobe všetkých druhov látok.

Pojem rýchlosť v chémii

Reakčná rýchlosť sa zvyčajne nazýva určitá zmena v koncentráciách reagujúcich zlúčenín (ΔС) za jednotku času (Δt). Matematický vzorec pre rýchlosť chemickej reakcie je nasledovný:

ᴠ \u003d ± ΔC / Δt.

Reakčná rýchlosť sa meria v mol / l ∙ s, ak nastáva v celom objeme (to znamená, že reakcia je homogénna), a v mol / m 2 ∙ s, ak interakcia nastáva na povrchu oddeľujúcom fázy (to znamená, že reakcia je heterogénna). Znamienko „-“ vo vzorci znamená zmenu hodnôt koncentrácií počiatočných reagujúcich látok a znamienko „-“ meniace sa hodnoty koncentrácií produktov tej istej reakcie.

Príklady reakcií s rôznymi rýchlosťami

Interakcie chemických látok sa dá uskutočniť pri rôznych rýchlostiach. Rýchlosť rastu stalaktitov, teda tvorba uhličitanu vápenatého, je teda iba 0,5 mm na 100 rokov. Niektoré biochemické reakcie sú pomalé, napríklad fotosyntéza a syntéza bielkovín. Korózia kovov prebieha pomerne nízkou rýchlosťou.

Priemerná rýchlosť sa dá charakterizovať reakciami, ktoré si vyžadujú jednu až niekoľko hodín. Príkladom môže byť príprava jedla, ktorá je sprevádzaná rozkladom a premenou zlúčenín obsiahnutých v potravinách. Syntéza jednotlivých polymérov vyžaduje určitý čas zahrievanie reakčnej zmesi.

Príklad chemických reakcií, ktorých rýchlosť je dosť vysoká, môžu slúžiť ako neutralizačné reakcie, interakcia hydrogenuhličitanu sodného s roztokom kyseliny octovej sprevádzaná uvoľňovaním oxidu uhličitého. Môžete tiež spomenúť interakciu dusičnanu bárnatého so síranom sodným, pri ktorej sa pozoruje zrážanie nerozpustného síranu bárnatého.

Veľké množstvo reakcií je schopných pokračovať rýchlosťou blesku a sú sprevádzané výbuchom. Klasickým príkladom je interakcia draslíka s vodou.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie

Stojí za zmienku, že rovnaké látky môžu navzájom reagovať rôznou rýchlosťou. Napríklad zmes plynného kyslíka a vodíka nemusí vykazovať známky interakcie pomerne dlho, avšak pri pretrepaní alebo zasiahnutí nádoby sa reakcia stane výbušnou. Preto chemická kinetika a identifikované určité faktory, ktoré majú schopnosť ovplyvňovať rýchlosť chemickej reakcie. Tie obsahujú:

• povaha interagujúcich látok;
• koncentrácia činidiel;
• zmena teploty;
• prítomnosť katalyzátora;
• zmena tlaku (pre plynné látky);
• oblasť styku látok (ak hovoríme o heterogénnych reakciách).

Vplyv povahy hmoty

Takýto významný rozdiel v rýchlostiach chemických reakcií je vysvetlený rôznymi hodnotami aktivačnej energie (E a). Rozumie sa ním určité nadbytočné množstvo energie v porovnaní s jej priemernou hodnotou potrebnou pre molekulu pri kolízii, aby mohla dôjsť k reakcii. Meria sa v kJ / mol a hodnoty sa zvyčajne pohybujú od 50 do 250.

Všeobecne sa uznáva, že ak E a \u003d 150 kJ / mol pre akúkoľvek reakciu, potom pri n. o. prakticky netesní. Táto energia sa vynakladá na prekonanie odporu medzi molekulami látok a na oslabenie väzieb v pôvodných látkach. Inými slovami, aktivačná energia charakterizuje silu chemické väzby v látkach. Podľa hodnoty aktivačnej energie možno predbežne odhadnúť rýchlosť chemickej reakcie:

• E a< 40, взаимодействие веществ происходят довольно быстро, поскольку почти все столкнове-ния частиц при-водят к их реакции;
• 40-<Е а <120, предполагается средняя реакция, поскольку эффективными будет лишь половина соударений молекул (например, реакция цинка с соляной кислотой);
• E a\u003e 120, iba veľmi malá časť zrážok častíc povedie k reakcii a jej rýchlosť bude nízka.

Účinok koncentrácie

Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie je najpresnejšie charakterizovaná zákonom hromadnej akcie (MAS), ktorý znie:

Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, ktorých hodnoty sa berú v silách zodpovedajúcich ich stechiometrickým koeficientom.

Tento zákon je vhodný pre elementárne jednostupňové reakcie alebo pre akékoľvek štádium interakcie látok charakterizované zložitým mechanizmom.

Ak chcete určiť rýchlosť chemickej reakcie, ktorej rovnicu možno konvenčne zapísať ako:

αА + bB \u003d ϲС, potom,

v súlade s vyššie uvedenou formuláciou zákona možno rýchlosť nájsť podľa rovnice:

V \u003d k · [A] a · [B] b, kde

a a b sú stechiometrické koeficienty,

[A] a [B] sú koncentrácie východiskových zlúčenín,

k je rýchlostná konštanta uvažovanej reakcie.

Význam rýchlostného koeficientu chemickej reakcie je ten, že jeho hodnota bude rovná rýchlosti, ak sa koncentrácie zlúčenín budú rovnať jednotke. Je potrebné poznamenať, že pre správny výpočet pomocou tohto vzorca stojí za zváženie stav agregácie reagencií. Koncentrácia tuhej látky sa považuje za jednotnú a nie je zahrnutá do rovnice, pretože zostáva konštantná počas reakcie. Do výpočtu pre ZDM sú teda zahrnuté iba koncentrácie kvapalných a plynných látok. Takže pre reakciu získavania oxidu kremičitého z jednoduchých látok opísaných rovnicou

Si (tv) + Ο 2 (g) \u003d SiΟ 2 (tv),

rýchlosť bude určená vzorcom:

Typická úloha

Ako by sa zmenila rýchlosť chemickej reakcie oxidu dusnatého s kyslíkom, keby sa koncentrácie východiskových látok zdvojnásobili?

Riešenie: Tento proces zodpovedá reakčnej rovnici:

2ΝΟ + Ο 2 \u003d 2ΝΟ 2.

Napíšme výrazy pre počiatočnú (ᴠ 1) a konečnú (ᴠ 2) rýchlosť reakcie:

ᴠ 1 \u003d k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2] a

ᴠ 2 \u003d k · (2 \u200b\u200b· [ΝΟ]) 2,2 · [Ο 2] \u003d k · 4 [ΝΟ] 2,2 [Ο 2].

ᴠ 1 / ᴠ 2 \u003d (k · 4 [ΝΟ] 2,2 [Ο 2]) / (k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2]).

ᴠ 2 / ᴠ 1 \u003d 4 2/1 \u003d 8.

Odpoveď: zvýšená o 8 krát.

Vplyv teploty

Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty určil empiricky holandský vedec J. H. Van't Hoff. Zistil, že rýchlosť mnohých reakcií sa zvyšuje faktorom 2-4 so zvyšovaním teploty každých 10 stupňov. Pre toto pravidlo existuje matematický výraz, ktorý vyzerá takto:

ᴠ 2 \u003d ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1) / 10, kde

ᴠ 1 a ᴠ 2 - zodpovedajúce rýchlosti pri teplotách Τ 1 a Τ 2;

γ - teplotný koeficient, ktorý sa rovná 2-4.

Toto pravidlo zároveň nevysvetľuje mechanizmus vplyvu teploty na hodnotu rýchlosti tej či onej reakcie a nepopisuje celý súbor zákonov. Je logické dospieť k záveru, že so zvyšovaním teploty sa zvyšuje chaotický pohyb častíc, čo vyvoláva väčší počet ich kolízií. To však nijako zvlášť neovplyvňuje účinnosť zrážky molekúl, pretože to závisí hlavne od aktivačnej energie. Významnú úlohu v účinnosti zrážok častíc zohráva aj ich vzájomná priestorová korešpondencia.

Teplotná závislosť rýchlosti chemickej reakcie, berúc do úvahy povahu reagencií, sa riadi Arrheniovou rovnicou:

k \u003d Ao e-Ea / R3, kde

A asi je faktor;

E a je aktivačná energia.

Príklad problému pre Van't Hoffov zákon

Ako treba zmeniť teplotu tak, aby rýchlosť chemickej reakcie, pre ktorú je teplotný koeficient číselne rovný 3, vzrástla 27-krát?

Rozhodnutie. Použime vzorec

ᴠ 2 \u003d ᴠ 1 γ (Τ2-Τ1) / 10.

Z podmienky ᴠ 2 / ᴠ 1 \u003d 27 a γ \u003d 3. Je potrebné nájsť ΔΤ \u003d Τ 2 -Τ 1.

Transformáciou pôvodného vzorca dostaneme:

V 2 / V 1 \u003d γ ΔΤ / 10.

Nahraďte hodnoty: 27 \u003d 3 ΔΤ / 10.

Je teda zrejmé, že ΔΤ / 10 \u003d 3 a ΔΤ \u003d 30.

Odpoveď: teplota by sa mala zvýšiť o 30 stupňov.

Účinok katalyzátorov

Vo fyzikálnej chémii sa rýchlosť chemických reakcií aktívne študuje aj v sekcii nazývanej katalýza. Zaujíma ho, ako a prečo relatívne malé množstvá určitých látok významne zvyšujú mieru interakcie ostatných. Takéto látky, ktoré môžu urýchliť reakciu, ale samy sa v nej nespotrebúvajú, sa nazývajú katalyzátory.

Je dokázané, že katalyzátory menia mechanizmus samotnej chemickej interakcie, prispievajú k vzniku nových prechodných stavov, ktoré sa vyznačujú nižšími výškami energetickej bariéry. To znamená, že prispievajú k zníženiu aktivačnej energie, a tým k zvýšeniu počtu efektívnych úderov častíc. Katalyzátor nemôže spôsobiť energeticky nemožnú reakciu.

Peroxid vodíka je teda schopný rozkladať sa za vzniku kyslíka a vody:

H 2 Ο 2 \u003d H 2 Ο + Ο 2.

Ale táto reakcia je veľmi pomalá a v našich lekárničkách existuje pomerne dlho nezmenená. Ak otvoríte iba veľmi staré injekčné liekovky s peroxidom, všimnete si mierne praskanie spôsobené tlakom kyslíka na stenách nádoby. Pridanie iba niekoľkých zŕn oxidu horečnatého vyvolá aktívny vývoj plynu.

Rovnaká reakcia na rozklad peroxidu, ale už za pôsobenia katalázy, nastáva pri liečbe rán. Živé organizmy obsahujú veľa rôznych látok, ktoré zvyšujú rýchlosť biochemických reakcií. Volajú sa enzýmy.

Inhibítory majú na priebeh reakcií opačný účinok. Nie vždy to však je zlá vec. Inhibítory sa používajú na ochranu kovových výrobkov pred koróziou, na predĺženie trvanlivosti potravín, napríklad na zabránenie oxidácie tukov.

Kontaktná oblasť látok

V prípade, že dôjde k interakcii medzi zlúčeninami, ktoré majú rôzne stavy agregácie, alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne médium (nemiešateľné kvapaliny), potom tento faktor tiež významne ovplyvňuje rýchlosť chemickej reakcie. Je to spôsobené tým, že heterogénne reakcie sa uskutočňujú priamo na rozhraní medzi fázami interagujúcich látok. Je zrejmé, že čím je táto hranica širšia, tým viac častíc má možnosť zraziť sa a tým rýchlejšia je reakcia.

Napríklad to ide oveľa rýchlejšie vo forme malých čipov ako vo forme denníka. Na ten istý účel sa veľa tuhých látok pred pridaním do roztoku rozomelie na jemný prášok. Takže prášková krieda (uhličitan vápenatý) účinkuje s kyselinou chlorovodíkovou rýchlejšie ako kúsok rovnakej hmotnosti. Táto technika však okrem zväčšenia plochy vedie aj k chaotickému pretrhnutiu kryštalickej mriežky látky, čo znamená, že zvyšuje reaktivitu častíc.

Matematicky sa rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie zistí ako zmena množstva látky (Δν), ktoré nastane za jednotku času (Δt) na jednotku povrchu

(S): V \u003d Δν / (S At).

Vplyv tlaku

Zmena tlaku v systéme má vplyv iba vtedy, keď sú do reakcie zapojené plyny. Zvyšovanie tlaku je sprevádzané nárastom molekúl látky na jednotku objemu, to znamená, že jej koncentrácia rastie úmerne. Naopak, zníženie tlaku vedie k ekvivalentnému zníženiu koncentrácie činidla. V tomto prípade je vzorec zodpovedajúci ZDM vhodný na výpočet rýchlosti chemickej reakcie.

Úloha. Aká bude rýchlosť reakcie opísaná rovnicou

2ΝΟ + Ο 2 \u003d 2ΝΟ 2,

ak sa objem uzavretého systému zníži trikrát (T \u003d konšt)?

Rozhodnutie. Pri znižovaní objemu sa proporcionálne zvyšuje tlak. Napíšme výrazy pre počiatočnú (V 1) a konečnú (V 2) reakčnú rýchlosť:

V 1 \u003d k · 2 · [Ο 2] a

V 2 \u003d k · (3 ·) 2,3 · [Ο 2] \u003d k · 9 [ΝΟ] 2,3 [[2].

Ak chcete zistiť, koľkokrát je nová rýchlosť vyššia ako pôvodná, mali by ste oddeliť ľavú a pravú časť výrazov:

V 1 / V 2 \u003d (k · 9 [ΝΟ] 2,3 [Ο 2]) / (k · [ΝΟ] 2 · [Ο 2]).

Hodnoty koncentrácie a rýchlostné konštanty sú znížené a zostáva:

V 2 / V 1 \u003d 9 3/1 \u003d 27.

Odpoveď: rýchlosť sa zvýšila 27-krát.

Ak to zhrnieme, je potrebné poznamenať, že rýchlosť interakcie látok, respektíve kvantita a kvalita zrážok ich častíc, je ovplyvnená mnohými faktormi. V prvom rade je to aktivačná energia a geometria molekúl, ktoré je takmer nemožné napraviť. Pokiaľ ide o ďalšie podmienky, pre zvýšenie reakčnej rýchlosti to znamená:

• zvýšiť teplotu reakčného média;
• zvýšiť koncentráciu východiskových zlúčenín;
• zvýšiť tlak v systéme alebo znížiť jeho objem, pokiaľ ide o plyny;
• uviesť odlišné látky do rovnakého stavu agregácie (napríklad rozpustiť vo vode) alebo zvýšiť ich kontaktnú plochu.

Rýchlosť chemickej reakcie - zmena množstva jedného z reaktantov za jednotku času v jednotke reakčného priestoru.

Rýchlosť chemickej reakcie ovplyvňujú nasledujúce faktory:

• druh reaktantov;
• koncentrácia reaktantov;
• kontaktný povrch reaktantov (v heterogénnych reakciách);
• teplota;
• pôsobenie katalyzátorov.

Aktívna kolízna teória umožňuje vysvetliť vplyv niektorých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie. Hlavné ustanovenia tejto teórie:

• Reakcie prebiehajú pri zrážke častíc reagentov, ktoré majú určitú energiu.
• Čím viac častíc reagencie, tým bližšie sú k sebe, tým väčšia je pravdepodobnosť ich kolízie a reakcie.
• Iba efektívne kolízie vedú k reakcii, t.j. také, že „staré väzby“ sú zničené alebo oslabené, a preto môžu vzniknúť „nové“. Na to musia mať častice dostatok energie.
• Nazýva sa minimálna prebytočná energia potrebná na účinnú kolíziu častíc činidla aktivačná energia Еа.
• Aktivita chemických látok sa prejavuje v nízkej aktivačnej energii reakcií s ich účasťou. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je reakčná rýchlosť. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi malá, takže takéto reakcie prebiehajú takmer okamžite.

Vplyv koncentrácie reaktantov na reakčnú rýchlosť

So zvyšovaním koncentrácie reaktantov sa zvyšuje reakčná rýchlosť. Aby mohli reagovať, musia sa dve chemické častice priblížiť k sebe, takže reakčná rýchlosť závisí od počtu zrážok medzi nimi. Zvýšenie počtu častíc v danom objeme vedie k častejším kolíziám a zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Zvýšenie rýchlosti reakcie prebiehajúcej v plynnej fáze bude mať za následok zvýšenie tlaku alebo zníženie objemu, ktorý zaberá zmes.

Na základe experimentálnych údajov v roku 1867 nórski vedci K. Guldberg a P Vaage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec N.I. Beketov formuloval základný zákon chemickej kinetiky a ustanovil ho závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie reaktantov

Zákon o hromadnej akcii (MWL):

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov odobratých v silách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici. („Aktívna hmotnosť“ je synonymom pre moderný koncept „koncentrácie“).

aA +bВ \u003dcC +dD,kde k- konštanta reakčnej rýchlosti

ZDM sa vykonáva iba pre elementárne chemické reakcie prebiehajúce v jednom stupni. Ak reakcia prebieha postupne v niekoľkých stupňoch, potom je celková rýchlosť celého procesu určená jeho najpomalšou časťou.

Výrazy pre rýchlosť rôznych typov reakcií

ZDM označuje homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna (činidlá sú v rôznych stavoch agregácie), potom do rovnice ZDM vstupujú iba kvapalné alebo iba plynné činidlá a tuhé činidlá sú vylúčené, čo ovplyvňuje iba rýchlostnú konštantu k.

Molekulárnosť reakcie Je minimálny počet molekúl zapojených do elementárneho chemického procesu. Z hľadiska molekulárnosti sa elementárne chemické reakcie delia na molekulárne (A →) a bimolekulárne (A + B →); trimolekulárne reakcie sú extrémne zriedkavé.

Rýchlosť heterogénnych reakcií

• Záleží na povrchová plocha kontaktu látok, t.j. o stupni mletia látok, úplnosti miešania činidiel.
• Príkladom je spaľovanie dreva. Celé poleno horí na vzduchu pomerne pomaly. Ak zväčšíte povrch kontaktu dreva so vzduchom a štiepaním guľatiny na triesky sa rýchlosť horenia zvýši.
• Pyroforické železo sa naleje na list filtračného papiera. Počas jesene sa železné častice zahrievajú a zapaľujú papier.

Vplyv teploty na reakčnú rýchlosť

V 19. storočí holandský vedec Van't Hoff experimentálne zistil, že keď teplota stúpne o 10 ° C, rýchlosť mnohých reakcií sa zvyšuje 2-4 krát.

Van't Hoffovo pravidlo

So zvyšovaním teploty na každých 10 ° C sa reakčná rýchlosť zvyšuje 2-4 krát.

Tu γ (grécke písmeno „gama“) - takzvaný teplotný koeficient alebo Van't Hoffov koeficient, nadobúda hodnoty od 2 do 4.

Pre každú konkrétnu reakciu sa teplotný koeficient stanoví empiricky. Ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej chemickej reakcie (a jej rýchlostná konštanta) zvyšuje s každým zvýšením teploty o 10 stupňov.

Van't Hoffovo pravidlo sa používa na aproximáciu zmeny konštanty reakčnej rýchlosti so zvyšovaním alebo znižovaním teploty. Presnejší vzťah medzi rýchlostnou konštantou a teplotou ustanovil švédsky chemik Svante Arrhenius:

Než viac E konkrétna reakcia, menej (pri danej teplote) bude rýchlostná konštanta k (a rýchlosť) tejto reakcie. Zvýšenie T vedie k zvýšeniu rýchlostnej konštanty, čo sa vysvetľuje skutočnosťou, že zvýšenie teploty vedie k rýchlemu zvýšeniu počtu „energetických“ molekúl schopných prekonať aktivačnú bariéru Ea.

Vplyv katalyzátora na reakčnú rýchlosť

Je možné zmeniť reakčnú rýchlosť použitím špeciálnych látok, ktoré menia reakčný mechanizmus a smerujú ho energeticky priaznivejšou cestou s nižšou aktivačnou energiou.

Katalyzátory- sú to látky, ktoré sa podieľajú na chemickej reakcii a zvyšujú jej rýchlosť, ale po ukončení reakcie zostávajú kvalitatívne i kvantitatívne nezmenené.

Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú chemické reakcie.

Volá sa zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora katalýza .

Hlavnými faktormi ovplyvňujúcimi rýchlosť chemických reakcií sú koncentrácia reaktantov, teplota a prítomnosť katalyzátora.

Koncentrácia. Zvyšovanie koncentrácie interagujúcich látok je jednou z najbežnejších metód zosilňovania procesov. Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie je daná zákonom hromadného pôsobenia. Podľa tohto zákona je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok v sile rovnajúcej sa stechiometrickému koeficientu pred vzorcom látky v reakčnej rovnici. Napríklad pri výrobe melasy na reakciu neutralizácie kyseliny chlorovodíkovej s uhličitanom sodným možno rýchlosť vypočítať pomocou rovnice:

2HCI + Na2C03 \u003d 2NaCI + H20 + C02

Všeobecné právo hromadnej akcie:

kde K je koeficient proporcionality, ktorý sa inak nazýva konštanta reakčnej rýchlosti; Ca a C b - koncentrácia látok a a b zúčastňujúcich sa na chemickej reakcii; n a m sú stechiometrické koeficienty.

Ak predpokladáme, že C a a C b \u003d 1, potom v \u003d K, t.j. konštanta reakčnej rýchlosti sa číselne rovná reakčnej rýchlosti, keď sa koncentrácia reaktantov rovná jednotke. Rýchlostná konštanta závisí od povahy reagujúcich látok, teploty, prítomnosti katalyzátora a nezávisí od koncentrácie látok zúčastňujúcich sa na chemickej reakcii. Konštanta reakčnej rýchlosti pri danej rýchlosti a teplote je konštantná.

Na stanovenie konštantných reakčných rýchlostí v závislosti od molekulárnosti a poradia reakcie sa odvodia zodpovedajúce vzorce.

Molekulárnosť reakcie je určená počtom molekúl zúčastňujúcich sa na elementárnom akte chemickej interakcie. Ak to vyžaduje jednu molekulu, potom sa reakcie nazývajú monomolekulárne. Príkladom takejto reakcie je reakcia rozkladu CaCO 3 pod vplyvom vysokej teploty pri spaľovaní vápenca v peciach v továrňach na cukrovú repu:

CaC03 \u003d CaO + C02

Reakcie zahŕňajúce dve molekuly sa nazývajú bimolekulárne, tri - trimolekulárne. Môžu to byť molekuly jednej alebo rôznych látok. Reakcia kyseliny chlorovodíkovej s vyššie uvedeným uhličitanom sodným je trojmolekulárna.

Poradie reakcie je súčet exponentov pri koncentráciách látok v rovnici zákona hromadnej akcie. Reakčná rýchlosť prvého rádu je úmerná koncentrácii v prvom stupni, reakčná rýchlosť druhého a tretieho rádu je úmerná koncentráciám v druhom a treťom stupni. Ak je však niektorá látka v prebytku, môže byť poradie reakcie nižšie ako jej molekulárnosť, a preto je možné považovať jej koncentráciu za prakticky nezmenenú.

Teplota je dôležitým faktorom pri určovaní rýchlosti reakcie. So zvyšujúcou sa teplotou rastie reakčná rýchlosť, ktorá je spojená so zvyšovaním konštanty reakčnej rýchlosti. Podľa pravidla Van't Hoffa zvýšenie teploty o 10 0 ° C zvyšuje reakčnú rýchlosť 2-4 krát (v priemere 3 krát). Toto pravidlo je približné a platí pre reakcie prebiehajúce v teplotnom rozmedzí od 0 do 300 0 ° C a v malom teplotnom rozmedzí.

Podstata vplyvu teploty a koncentrácie reaktantov na rýchlosť chemických reakcií sa dá vysvetliť teóriou aktívnych kolízií. Podľa tejto teórie je chemická interakcia medzi molekulami možná iba pri ich zrážke; účinné zrážky však vedú k chemickým reakciám, t.j. do reakcie nevstupujú všetky zrážajúce sa molekuly, ale iba tie molekuly, ktoré majú určitú energiu, prebytok v porovnaní s priemerom. Molekuly s touto energiou sa nazývajú aktívne. Prebytočná energia molekúl sa nazýva aktivačná energia a závisí od povahy reagujúcich látok.

Aby došlo k chemickým reakciám, je potrebné prerušiť intramolekulárne väzby v molekulách reagujúcich látok. Ak majú zrážajúce sa molekuly vysokú energiu a stačí rozbiť väzby, potom bude reakcia prebiehať; ak je energia molekúl menšia ako je potrebné, potom bude zrážka neúčinná a reakcia nebude pokračovať.

Keď teplota stúpa, zvyšuje sa počet aktívnych molekúl, zvyšuje sa počet kolízií medzi nimi, čo vedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti. So zvyšovaním koncentrácie reaktantov sa zvyšuje aj celkový počet kolízií vrátane účinných, čo má za následok zvýšenie reakčnej rýchlosti.

Katalyzátor je látka, ktorá dramaticky mení rýchlosť reakcie. V prítomnosti katalyzátorov sa reakcie tisíckrát urýchľujú a môžu prebiehať pri nižších teplotách, čo je ekonomicky výhodné. Dôležitosť katalyzátorov v organickej syntéze je veľká - v procesoch oxidácie, hydrogenácie, dehydrogenácie, hydratácie atď. Čím je katalyzátor aktívnejší, tým rýchlejšie prebiehajú katalytické reakcie. Katalyzátory môžu urýchliť jednu reakciu, skupinu reakcií alebo reakcie rôznych typov, t.j. majú individuálnu alebo skupinovú špecifickosť a niektoré z nich sú vhodné na mnohé reakcie. Napríklad ióny vodíka urýchľujú hydrolýzne reakcie bielkovín, škrobu a ďalších zlúčenín.

Existujú katalytické reakcie, pri ktorých je katalyzátor jedným z medziproduktov alebo konečných reakčných produktov. Tieto reakcie prebiehajú s nízkou rýchlosťou v počiatočnom období a so zvyšujúcou sa rýchlosťou v nasledujúcom období.

Kovy sa používajú hlavne ako katalyzátory v čistej forme (nikel, kobalt, železo, platina) a vo forme oxidov alebo solí (zlúčeniny železa, horčíka, vápnika, medi atď.). Anorganické katalyzátory sú tepelne stabilné a reakcie s nimi prebiehajú pri relatívne vysokých teplotách.

Prítomnosť cudzorodých látok v médiu, kde prebieha reakcia, ovplyvňuje katalyzátor rôznymi spôsobmi: niektoré sú neutrálne, iné zosilňujú účinok katalyzátora a iné ho oslabujú alebo potláčajú. Látky, ktoré otrávia katalyzátor, sa nazývajú katalytické jedy.

V závislosti od toho, či je katalyzátor v rovnakej fáze ako reaktanty, či je rovnomerne distribuovaný v reakčnom prostredí alebo či vytvára nezávislú fázu, sa hovorí o homogénnej alebo heterogénnej katalýze. Pri heterogénnej katalýze sú reaktanty spravidla v kvapalnom alebo plynnom stave, zatiaľ čo katalyzátor je v pevnom stave a reakcia prebieha na rozhraní medzi dvoma fázami, t. na povrchu tuhého katalyzátora. Napríklad katalytická reakcia hydrogenácie tukov je trojfázová: katalyzátor (kovový nikel) tvorí pevnú fázu, vodík tvorí plynnú fázu a tuk kvapalnú fázu. Preto v tomto prípade hovoríme o heterogénnej katalýze.

Pri heterogénnej katalýze má veľký význam spôsob získania katalyzátora, podmienky procesu, zloženie nečistôt atď. Katalyzátory by mali mať značnú selektivitu, aktivitu a mali by si tieto vlastnosti zachovávať dlho.

Na vysvetlenie mechanizmu homogénnej katalýzy sa používa teória medziproduktov. Keď sa pridá katalyzátor, reakcia prechádza niekoľkými medzistupňami, ktoré vyžadujú menšiu aktivačnú energiu ako priama reakcia bez katalyzátora, čo vedie k obrovskému zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Pomalý proces, napríklad reakcia

v prítomnosti katalyzátora K prebieha v dvoch fázach:

A + K \u003d AK (medziprodukt);

AK + B \u003d AB + K.

Každá z týchto etáp postupuje s nízkou aktivačnou energiou, a teda s vysokou rýchlosťou. Katalyzátor vytvára medziprodukt, ktorý po reakcii s inou látkou regeneruje katalyzátor.

Mnoho homogénnych reakcií je katalyzovaných pôsobením iónov H + a OH -. Tieto reakcie zahŕňajú inverziu sacharózy, hydrolýzu esterov vrátane tukov. Ióny kovov katalyzujú oxidačné a hydrolýzne reakcie. Napríklad meď katalyzuje oxidáciu kyseliny askorbovej; preto zariadenie na spracovanie ovocia a zeleniny nemôže byť vyrobené z medi a jej zliatin. Oxidácia jedlých tukov sa urýchľuje pôsobením iónov medi, železa, mangánu, preto sa tuky nemôžu skladovať v kovových nádobách.

Hlavnou nevýhodou homogénnej katalýzy je obtiažnosť oddelenia katalyzátora od konečnej zmesi (kvapaliny alebo plynu), v dôsledku čoho sa jeho časť nenávratne stratí a produkt je ňou kontaminovaný. Heterogénna katalýza netrpí touto nevýhodou, ktorá je jedným z najdôležitejších dôvodov jeho širokého použitia v priemysle. Tento typ katalýzy je sprevádzaný tvorbou medziproduktov. Tvoria sa na samostatných plochách povrchu katalyzátora v takzvaných aktívnych miestach, ktoré zaberajú malú časť jeho povrchu. Ak sú aktívne miesta blokované, napríklad katalytickými jedmi, potom katalyzátor stráca svoju aktivitu. Na zväčšenie povrchu a následne počtu aktívnych miest katalyzátora sa drví. Aby sa zabránilo odnášaniu katalyzátora prúdom plynu, nanáša sa na inertný nosič s vyvinutým povrchom (silikagél, azbest, pemza atď.).

Väčšina katalytických reakcií je pozitívnych, t.j. v prítomnosti katalyzátora sa ich rýchlosť zvyšuje. Negatívna katalýza však nastáva, keď katalyzátor spomalí reakčnú rýchlosť. V tomto prípade sa katalyzátor nazýva inhibítor. Ak inhibítor inhibuje oxidačný proces, nazýva sa to antioxidant alebo antioxidant.

Reakčná rýchlosť závisí od povahy a koncentrácie reaktantov, teploty, tlaku, prítomnosti katalyzátora a jeho vlastností, stupňa mletia pevnej fázy, ožarovania kvantami svetla a ďalších faktorov.

1. Povaha reagujúcich látok... Pod povahou reagujúcich látok sa rozumie povaha chemickej väzby v molekulách reaktantov a jej sila. Rozbitie väzieb a tvorba nových väzieb určujú hodnotu rýchlostnej konštanty, a tým ovplyvňujú priebeh reakcie.

Veľkosť aktivačnej energie je faktor, prostredníctvom ktorého ovplyvňuje vplyv povahy reagujúcich látok na reakčnú rýchlosť: ak je aktivačná energia nízka, potom je rýchlosť takejto reakcie vysoká, napríklad všetky reakcie iónovej výmeny prebiehajú takmer okamžite, rýchlosti reakcií zahŕňajúcich radikály sú veľmi vysoké; ak je aktivačná energia vysoká, potom je rýchlosť takejto reakcie nízka, napríklad ide o veľa reakcií medzi látkami s kovalentnými chemickými väzbami, medzi plynnými látkami.

2. Koncentrácia reaktantov... Kvantitatívna charakteristika závislosti rýchlosti reakcie od koncentrácie zákon hromadnej akcie (Guldberg a Waage, 1867): rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná koncentrácii reaktantov, zvýšená na sily rovnajúce sa stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.

Pre reakciu aA + bB \u003d cC + dD je matematický výraz pre zákon hromadnej akcie:

υ \u003d k · [A] a · [B] balebo υ \u003d k C A a C B b,

kde v - rýchlosť chemickej reakcie; [A], [IN]alebo C A, C B- molárne koncentrácie reaktantov; a, b - stechiometrické koeficienty reaktantov; k - koeficient proporcionality.

Podobné výrazy sa nazývajú kinetické rovnice reakcií ... Pomer strán kv kinetickej rovnici sa volá rýchlostná konštanta ... Rýchlostná konštanta sa číselne rovná reakčnej rýchlosti pri koncentrácii reaktantu 1 mol / l; k závisí od povahy reagujúcich látok, teploty, spôsobu vyjadrenia koncentrácie, ale nezávisí od veľkosti koncentrácie reagujúcich látok.

Pre heterogénne reakcie koncentrácie tuhých látok nie sú zahrnuté do rýchlostnej rovnice, pretože reakcia prebieha iba na rozhraní. Napríklad kinetická rovnica pre reakciu spaľovania uhlia C (tv) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) bude mať tvar: υ \u003d k · [О 2].

Súčet ukazovateľov stupňov koncentrácie činidiel v kinetickej rovnici reakcie sa nazýva poradie chemickej reakcie ... Poradie pre túto látku ( súkromná objednávka ) je definovaný ako exponent pri koncentrácii tejto látky. Napríklad všeobecné poradie reakcie: H2 + I2 \u003d 2HI sa rovná dvom, konkrétne rady vodíka a jódu sa rovnajú jednej, pretože υ \u003d k · ·.

3. Teplota.Vyjadruje sa závislosť reakčnej rýchlosti od teploty van't Hoffovo pravidlo (1884): keď teplota stúpa každých desať stupňov, reakčná rýchlosť sa zvyšuje asi 2 - 4 krát... Matematické vyjadrenie neplatí pre Hoffovo pravidlo:

υ 2 \u003d υ 1 γ ∆ t / 10

kde υ 1 a υ 2 - reakčná rýchlosť pri ti a t2; .T \u003d t2 - ti; γ - teplotný koeficient, ktorý udáva, koľkokrát sa reakčná rýchlosť zvyšuje, keď teplota stúpne o 10 ° C.

Závislosť konštanty reakčnej rýchlosti od teploty vyjadruje Arrheniova rovnica (1889):

k \u003d A e - E / RT

kde E je aktivačná energia, cal / mol; J / mol; e - základ prirodzeného logaritmu; A je konštanta nezávislá od teploty; R je plynová konštanta.

Vplyv teploty na reakčnú rýchlosť sa vysvetľuje skutočnosťou, že pri zvyšovaní teploty sa počet aktívnych molekúl prudko (exponenciálne) zvyšuje.

4. Povrch reaktantov a tlak. IN heterogénne reakcie - interakcia látok nastáva na rozhraní a - čím väčšia je plocha tohto povrchu, tým vyššia je reakčná rýchlosť... V tomto prípade zodpovedá zväčšenie kontaktnej plochy zvýšeniu koncentrácie reaktantov.

O rýchlosti reakcií zahŕňajúcich plynné látky, zmena ovplyvňuje tlak... Zníženie alebo zvýšenie tlaku vedie k zodpovedajúcim zmenám v objeme, a pretože sa nemení množstvo látok, budú sa meniť aj koncentrácie reaktantov.

5. Katalýza. Jednou z metód na urýchlenie chemickej reakcie je katalýza, ktorá sa uskutočňuje zavedením katalyzátorov, ktoré zvyšujú rýchlosť reakcie, ale nie sú spotrebované v dôsledku jej výskytu. Mechanizmus pôsobenia katalyzátora sa redukuje na zníženie aktivačnej energie reakcie, t.j. k zmenšeniu rozdielu medzi priemernou energiou aktívnych molekúl a priemernou energiou molekúl východiskových látok. V takom prípade sa zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie. Pojem „ katalyzátor »Používa sa na tie látky, ktoré zvyšujú rýchlosť chemických reakcií. Látky, ktoré znižujú rýchlosť reakcie, sa nazývajú inhibítory .

Katalyzátory sú priamo zapojené do procesu, ale na konci môžu byť izolované z reakčnej zmesi v počiatočnom množstve. Katalyzátory sa vyznačujú selektivita , t.j. schopnosť ovplyvňovať priebeh reakcie v určitom smere, preto sa z rovnakých východiskových materiálov dajú získať rôzne produkty, v závislosti od použitého katalyzátora.

Osobitné miesto majú biokatalyzátory –enzýmy čo sú bielkoviny. Enzýmy ovplyvňujú rýchlosť prísne definovaných reakcií, to znamená, že majú veľmi vysokú selektivitu. Enzýmy urýchľujú reakcie pri izbovej teplote miliardy a triliónkrát. Pri zvýšených teplotách strácajú aktivitu, pretože dochádza k denaturácii bielkovín.

Existujú dva typy katalýzy: homogénna katalýza keď sú katalyzátor a východiskové materiály v rovnakej fáze, a - heterogénny , keď sú katalyzátor a východiskové materiály v rôznych fázach, t.j. reakcie prebiehajú na povrchu katalyzátora. Katalyzátor neovplyvňuje stav rovnováhy v systéme, ale iba mení rýchlosť dosiahnutia tohto stavu. Vyplýva to zo skutočnosti, že rovnováha zodpovedá minimu izobaricko-izotermického potenciálu (Gibbsova energia) a rovnovážna konštanta má rovnakú hodnotu, a to za prítomnosti katalyzátora aj bez neho.

Homogénna činnosť katalyzátora je to, že reaguje s jedným z východiskových materiálov za vzniku medziproduktu, ktorý naopak vstupuje do chemických reakcií s iným východiskovým materiálom, čím poskytne požadovaný reakčný produkt a „uvoľní“ katalyzátor. V prípade homogénnej katalýzy teda proces prebieha v niekoľkých stupňoch, ale s nižšími hodnotami aktivačnej energie pre každý stupeň ako v prípade priameho nekatalytického procesu.

Nechajte látku A reagovať s látkou B za vzniku zlúčeniny AB:

Reakcia prebieha nevýznamnou rýchlosťou. Pri pridávaní katalyzátora K reakcie prebiehajú: A + K \u003d AK a AK + B \u003d AB + K.

Sčítaním týchto dvoch rovníc dostaneme: A + B \u003d AB.

Príkladom reakcie zahŕňajúcej homogénny katalyzátor je oxidačná reakcia oxidu siričitého na oxid sírový: bez katalyzátora: S02 + 0,502 \u003d S03;

s katalyzátorom N02: S02 + N02 \u003d S03 + N0, NO + 0,502 \u003d N02.

Heterogénna činnosť katalyzátora spočíva v tom, že molekuly plynu (alebo kvapaliny) sú adsorbované na povrchu kryštálu katalyzátora, čo vedie k redistribúcii elektrónovej hustoty v adsorbovaných molekulách a k oslabeniu chemickej väzby v nich až po úplnú disociáciu molekuly na atómy. To výrazne uľahčuje vzájomné pôsobenie adsorbovaných molekúl (atómov) reagujúcich látok. Čím je väčší povrch, tým účinnejší je katalyzátor. Ako heterogénne katalyzátory sa široko používajú kovy (nikel, platina, paládium, meď), kryštalické hlinitokremičitany, zeolity, Al203, Al2 (SO4) 3 atď.