ibrain.kz
RUKZ
Предыдущая тема|Следующая: Обратимость химических реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
Химия · 9 класс1 четвертьТема 1Лабораторная работаГОСО РК 2026Базовый

Скорость химических реакций и факторы, влияющие на скорость. Катализ

Скорость химических реакций и факторы, влияющие на скорость. Катализ

Время изучения~75 минтеория + практика
Разделы темы5 разд.пошаговый разбор
Тест темы2 вопр.с мгновенным ответом
СОР / СОЧ1 четвертьдескрипторы ГОСО
Раздел 1 из 5
1

Понятие скорости химической реакции

Химическая кинетика — раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций.

Скорость гомогенной реакции (v) — это изменение молярной концентрации одного из реагирующих веществ или продуктов в единицу времени в единице объема:

v=±Δc/Δt=±(c2−c1)/(t2−t1)v = \pm \Delta c / \Delta t = \pm (c_2 - c_1) / (t_2 - t_1).

Для гетерогенных реакций (протекающих на границе раздела фаз, например твердое тело — жидкость) скорость относится к единице площади поверхности раздела фаз S:

vгет = Δn / (S · Δt).

Единица измерения скорости в СИ: моль/(л · с) или моль/(м³ · с). Знак «плюс» берут при расчете по продуктам (их концентрация растет), а знак «минус» — по исходным веществам (их концентрация падает).

Диаграмма: Энергетический профиль скорости реакции и катализа

Векторная схема
Экзотермическая (ΔH < 0)РеагентыПродуктыEaТеплота выделяется (+Q)Эндотермическая (ΔH > 0)РеагентыПродуктыEaТеплота поглощается (-Q)Катализатор снижает энергию активации Ea (пунктир), ускоряя прямую и обратную реакции
Энергия активации Ea без катализатора и со сниженным барьером Ea(кат); правило Вант-Гоффа (γ = 2-4).
Кинетическая величина

Скорость реакции v

Быстрота расходования реагентов или накопления продуктов за единицу времени: v = Δc / Δt.
Фазовое разделение

Гетерогенный процесс

Реакция на границе контакта фаз, скорость которой прямо пропорциональна площади поверхности S.

Почему концентрация со знаком минус?

Так как c₂ < c₁ для исходного вещества, разность Δc отрицательна. Минус перед дробью делает скорость величиной строго положительной (v > 0).

Шаг 1
Фиксация изменения концентрации
Вычислить Δc = |c₂ - c₁| в моль/л.
Шаг 2
Фиксация интервала времени
Перевести время в секунды: Δt = t₂ - t₁.
Шаг 3
Расчет скорости
Разделить Δc на Δt и указать единицу моль/(л·с).
Формула средней скорости гомогенной реакции
vср=±c2−c1t2−t1=±ΔcΔtv_{\text{ср}} = \pm \frac{c_2 - c_1}{t_2 - t_1} = \pm \frac{\Delta c}{\Delta t}
Истинная (мгновенная) скорость определяется производной концентрации по времени: v = |dc/dt|.
Раздел 2 из 5
2

Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс

На скорость химической реакции влияют следующие факторы:

1. Природа реагирующих веществ (реакции между ионами в растворах протекают практически мгновенно, а реакции с разрывом прочных ковалентных связей требуют времени).

2. Концентрация реагентов (Закон действующих масс Гульдберга — Вааге, 1867 г.):

«Скорость гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам».

Для реакции aA + bB → dD: v = k · [A]ᵃ · [B]ᵇ, где k — константа скорости реакции.

3. Температура (Правило Вант-Гоффа):

«При повышении температуры на каждые 10 °C скорость большинства гомогенных реакций возрастает в 2–4 раза».

v₂ = v₁ · γ^((T₂ - T₁) / 10), где γ — температурный коэффициент Вант-Гоффа (2–4).

4. Площадь поверхности соприкосновения (для гетерогенных реакций — измельчение твердого тела ускоряет процесс в тысячи раз).

Закон кинетики

Закон действующих масс

Степенная зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций реагирующих веществ: v = k · [A]ᵃ · [B]ᵇ.
Температурный фактор

Правило Вант-Гоффа

Экспоненциальный рост скорости с ростом температуры: коэффициент γ = 2...4 на каждые 10 °C.

Твердые тела в ЗДМ не входят

В кинетическое уравнение закона действующих масс концентрации чистых твердых фаз не включаются, так как их плотность постоянна (например, для C + O₂ -> CO₂: v = k · [O₂]).

Шаг 1
Запись кинетического уравнения
Выписать v = k · [A]ᵃ · [B]ᵇ только для газообразных и растворенных веществ.
Шаг 2
Расчет изменения концентрации
Подставить множители изменения концентраций и возвести в соответствующие степени.
Шаг 3
Температурная поправка
Применить степень (ΔT/10) к коэффициенту γ и перемножить факторы.
Математическая формула правила Вант-Гоффа
v2v1=γT2−T110\frac{v_2}{v_1} = \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}}
Повышение температуры увеличивает долю активных молекул, преодолевающих барьер энергии активации Ea.
Раздел 3 из 5
3

Катализ и катализаторы. Энергия активации

Катализатор — это вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но само в состав конечных продуктов не входит и по окончании процесса остается химически неизменным.

Катализ бывает:

• Гомогенный — катализатор и реагенты находятся в одной фазе (например, газы NO в окислении SO₂);

• Гетерогенный — катализатор образует самостоятельную твердую фазу, а реакция протекает на его поверхности (платиновая сетка или V₂O₅ в синтезе серной кислоты).

Механизм действия катализатора: катализатор снижает энергию активации (Ea) реакции, направляя процесс по альтернативному многостадийному пути с образованием промежуточных соединений. Биологические белковые катализаторы — ферменты — ускоряют биохимические процессы в клетках в миллионы раз при температуре тела.

Ускоритель реакции

Катализатор

Вещество, направляющее реакцию по пути с меньшей энергией активации Ea без смещения равновесия.
Энергетический барьер

Энергия активации Ea

Минимальный избыток энергии, необходимый частицам для преодоления отталкивания и вступления в реакцию.

Ингибиторы

Вещества, замедляющие химические реакции (например, замедляющие коррозию металлов или прогоркание пищевых жиров), называют ингибиторами.

Шаг 1
Определение типа катализа
Установить фазовое состояние смеси (гомогенный или гетерогенный катализ).
Шаг 2
Анализ энергетической кривой
Показать уменьшение высоты барьера Ea на графике пути реакции.
Шаг 3
Проверка равновесия
Помнить, что катализатор ускоряет прямую и обратную реакции одинаково, не меняя Kравн.
Уравнение Аррениуса
k=A⋅e−EaRTk = A \cdot e^{-\frac{E_a}{R T}}
Снижение энергии активации Ea катализатором экспоненциально увеличивает константу скорости k.
Раздел 4 из 5
4

Пошаговый алгоритм решения кинетических задач по правилу Вант-Гоффа

Расчет изменения скорости реакции при изменении температуры:

Шаг 1
Запись формулы Вант-Гоффа
Применить формулу v₂ / v₁ = γ^((t₂ - t₁) / 10), где γ — температурный коэффициент скорости реакции (обычно от 2 до 4).
Шаг 2
Вычисление показателя степени
Найти разность температур Δt = t₂ - t₁ и разделить на 10: n = Δt / 10 (число десятков градусов изменения температуры).
Шаг 3
Расчет коэффициента ускорения или времени
Возвести γ в степень n: k = γⁿ. Так как время обратно пропорционально скорости (τ₁ / τ₂ = v₂ / v₁ = k), найти новое время протекания реакции τ₂ = τ₁ / k.
Раздел 5 из 5
5

Ловушки ЕНТ: Время реакции против скорости в задачах Вант-Гоффа

Классическая ловушка ЕНТ:

«При 20 °C реакция завершается за 40 минут. При повышении температуры до 50 °C за сколько минут завершится реакция, если температурный коэффициент равен 2?»

Частая ошибка абитуриентов:

Ученики считают ускорение: n = (50 - 20) / 10 = 3; 2³ = 8 раз. И умножают время: 40 * 8 = 320 минут!

Правильное рассуждение:

При повышении температуры скорость ВОЗРАСТАЕТ, а значит, времени на реакцию требуется В 8 РАЗ МЕНЬШЕ!

τ₂ = 40 минут / 8 = 5 минут!

Всегда проверяйте логику: при нагревании реакция идет быстрее, время обязательно должно уменьшиться!

Связь скорости и времени на ЕНТ

Скорость реакции увеличивается в γ^(Δt/10) раз, а время реакции УМЕНЬШАЕТСЯ в это же число раз: τ₂ = τ₁ / γ^(Δt/10)!

Ваш прогресс по теме25%
Оглавление урока
Шпаргалка формул9 класс
Степень электролитической диссоциации:
α=Nдис/Nобщ=Cдис/Cобщ\alpha = N_{дис} / N_{общ} = C_{дис} / C_{общ}[б/р или %]
Закон разбавления Оствальда:
Kd=(α2⋅C)/(1−α)≈α2⋅CK_d = (\alpha^2 \cdot C) / (1 - \alpha) \approx \alpha^2 \cdot C[моль/л]
Ионное произведение воды:
K_w = [H^+] \cdot [OH^-] = 1.0 \cdot 10^{-14} \text{ (при 25°C)}[моль²/л²]
Водородный показатель pH:
pH=−lg⁡[H+],pOH=−lg⁡[OH−],pH+pOH=14pH = -\lg [H^+], \quad pOH = -\lg [OH^-], \quad pH + pOH = 14[ед. pH]
Следующая тема

Обратимость химических реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Перейти к теме →