Скорость химической реакции

F(тв) + S(тв) = FeS(тв)

Ular yer yuzasiga chiqadilarfazalarni ajratish

CaCO3(тв)↔CaO(тв) + CO2(г)

CO2(г)+С(тв) = 2СО(г)

4H2O(ж)+3Fe(тв)↔4H2(г)+Fe3O4(тв)

Reaktsiya tasnifi fazaviy tarkibi bo'yicha
Gomogen reaksiyaning o'rtacha tezligi
- hajm birligida vaqt birligidagi modda miqdorining o'zgarishi bilan aniqlanadi
Modda miqdorining uning hajmiga nisbati molyar konsentratsiyadir.Gomogen reaksiya tezligi moddalardan birining konsentratsiyasining vaqt birligida o'zgarishi bilan aniqlanadi
"+" - tezligi reaksiya mahsuloti bilan aniqlansa; "-" - agar asl modda uchun
Geterogen reaksiyaning o'rtacha tezligi
- reaksiyaga kirgan yoki reaksiya natijasida hosil bo'lgan modda miqdorining sirt birligiga vaqt birligida o'zgarishi bilan aniqlanadi.
O'zaro ta'sir faqat moddalar orasidagi interfeysda sodir bo'ladi
S – sirt maydoni
Konsentratsiya
Moddalar o'zaro ta'sir qilishi uchun ularning molekulalari to'qnashishi kerak. To'qnashuvlar soni birlik hajmdagi reaksiyaga kirishuvchi moddalarning zarralari soniga proportsionaldir, ya'ni. ularning molyar kontsentratsiyasi.
Ta'sir qiluvchi massalar qonuni:
Elementar kimyoviy reaksiya tezligi reaktivlarning molyar kontsentratsiyasining koeffitsientlariga teng kuchga ko'tarilgan mahsulotga proportsionaldir:
1867-yil
K.Guldberg va P.Veyj ommaviy taʼsir qonunini shakllantirdilar
aA + bB  dD + fF
v = k · c (A)a · c (B)b
k - reaksiya tezligi konstantasi
(v = k при c (A) = c (B) = 1 моль/л)
Сванте Аррениус
(1859-1927)
Reaksiya tezligining haroratga bog'liqligini tushuntirish S. Arrenius tomonidan berilgan. Reaktiv molekulalarning har bir to'qnashuvi reaktsiyaga olib kelmaydi, faqat eng kuchli to'qnashuvlar. Faqat ortiqcha kinetik energiyaga ega bo'lgan molekulalar kimyoviy reaktsiyaga qodir.S. Arrhenius haroratga qarab, reaksiyaga kirishuvchi zarralarning faol (ya'ni, reaksiyaga olib keladigan) to'qnashuvlari nisbatini hisoblab chiqdi.

• molekula - energetik jihatdan qulay shakllanishEnergiya diagrammasidagi kimyoviy moddalar "chuqurlarda" o'rin egallaydi.
• bu moddalarni boshqalarga aylantirish uchun ularga "teshikdan" chiqib ketishlari, "to'siq" dan o'tishlari uchun etarli energiya berilishi kerak (faollashtirish energiyasi)

Temperatura
Aktiv Energiya
Gazda, normal sharoitda, molekulalarning har birisoniyada 1010 ta to'qnashuv sodir bo'ladi.Masalan, H2 da ikkita to'qnashuv orasidagi o'rtacha vaqt faqat 5·10-9 s.Agar barcha to'qnashuvlar reaktsiyaga olib kelgan bo'lsa,keyin gazlar orasidagi har qanday reaksiya bir zumda sodir bo'ladi!
A2 (г) + B2 (г) = 2AB (г)
Faollashtirish - energiya to'sig'ini engib o'tish uchun faol bo'lmagan zarralarni faol zarralarga aylantirish jarayoniReaksiyaga kirishuvchi moddalarning zarrachalarini faol moddalarga aylantirish uchun ularga berilishi kerak bo'lgan energiyaga aktivlanish energiyasi (Ea) deyiladi.
Якоб Вант-Гофф
(1852-1911)
Harorat molekulyar to'qnashuvlar sonini oshiradi. 0 ° C dan 100 ° C gacha bo'lgan harorat oralig'ida (reaksiyalarni eksperimental o'rganish asosida ishlab chiqilgan) iste'mol qilish qoidasi haroratning har 10 darajaga ko'tarilishi bilan kimyoviy reaksiya tezligi 2-4 ga oshadi. marta:
Van't Xoff qoidasi qonun kuchiga ega emas.
Laboratoriya texnikasi nomukammal edi, shuning uchun:sezilarli harorat oralig'ida harorat koeffitsienti doimiy emasligi ma'lum bo'ldiv juda tez (millisekundlarda sodir bo'ladigan) va juda sekin (minglab yillar davom etadigan) reaktsiyalarni o'rganish mumkin emas edi.
Murakkab shakldagi yirik molekulalar (masalan, oqsillar) ishtirokidagi reaksiyalar Vant-Xoff qoidasiga bo‘ysunmaydi.