חשב את מקדם הטמפרטורה של קצב התגובה. חישוב הקצב, הקבוע והטמפרטורה של מקדם קצב התגובה

טמפרטורה וקצב תגובה

בטמפרטורה קבועה, תגובה אפשרית אם למולקולות המקיימות אינטראקציה יש כמות מסוימת של אנרגיה. Arrhenius כינה את האנרגיה העודפת הזו אנרגיית הפעלה , והמולקולות עצמן מוּפעָל.

לפי Arrhenius, קבוע הקצב קואנרגיית הפעלה ה אקשורים בקשר הנקרא משוואת ארניוס:

כאן אהוא הגורם הפרה-אקספוננציאלי, רהוא קבוע הגז האוניברסלי, טהיא הטמפרטורה המוחלטת.

לפיכך, בטמפרטורה קבועה, קצב התגובה קובע ה א. יותר ה א, ככל שמספר המולקולות הפעילות קטן יותר והתגובה מתקדמת לאט יותר. כאשר יורדים ה אמהירות עולה ו ה א= 0 התגובה ממשיכה באופן מיידי.

ערך ה אמאפיין את אופי החומרים המגיבים ונקבע בניסוי מהתלות ק = ו(ט). כתיבת משוואה (5.3) בצורה לוגריתמית ופתרונה עבור קבועים בשתי טמפרטורות, אנו מוצאים ה א:

γ – מקדם טמפרטורהמְהִירוּת תגובה כימית. לכלל Van't Hoff יש יישום מוגבל, מכיוון שהערך של γ תלוי בטמפרטורה, ומחוץ לאזור ה א= 50–100 קילו-ג'יי ∙ מול–1 כלל זה אינו מתקיים כלל.

על איור. 5.4 ניתן לראות כי האנרגיה המושקעת בהעברת המוצרים הראשוניים למצב הפעיל (A * - קומפלקס מופעל) נפלטה לאחר מכן מחדש באופן מלא או חלקי במהלך המעבר למוצרים הסופיים. ההבדל בין האנרגיות של התוצר הראשוני והסופי קובע את Δ חתגובה שאינה תלויה באנרגיית ההפעלה.

כך, בדרך מהמצב ההתחלתי למצב הסופי, על המערכת להתגבר על מחסום האנרגיה. רק מולקולות פעילות בעלות ברגע ההתנגשות את עודף האנרגיה הדרוש השווה ל ה א, יכול להתגבר על המחסום הזה ולהיכנס לאינטראקציה כימית. ככל שהטמפרטורה עולה, שיעור המולקולות הפעילות במדיום התגובה גדל.

מכפיל קדם-מעריכיאמאפיין את המספר הכולל של התנגשויות. לתגובות עם מולקולות פשוטות אקרוב לגודל ההתנגשות התיאורטי ז, כלומר א = זמחושב מהתיאוריה הקינטית של גזים. למולקולות מורכבות א ≠ ז, אז יש צורך להציג את הגורם הסטרי פ:

כאן זהוא מספר כל ההתנגשויות, פהוא השיעור של התנגשויות חיוביות מבחינה מרחבית (לוקח ערכים מ-0 עד ), הוא השיעור של התנגשויות אקטיביות, כלומר, חיוביות מבחינה אנרגטית.

ממד קבוע הקצב מתקבל מהיחס

בניתוח ביטוי (5.3), אנו מגיעים למסקנה שישנן שתי אפשרויות בסיסיות להאצת התגובה:
א) עלייה בטמפרטורה,
ב) ירידה באנרגיית ההפעלה.

משימות ומבחנים בנושא "קינטיקה כימית. טמפרטורה וקצב תגובה"

• קצב התגובה הכימית. זרזים - סיווג תגובות כימיות ודפוסים של הקורס שלהם כיתה ח'-ט'

  שיעורים: 5 מטלות: 8 חידונים: 1

קצב רוב התגובות הכימיות עולה עם עליית הטמפרטורה. מכיוון שריכוז המגיבים כמעט בלתי תלוי בטמפרטורה, בהתאם למשוואה הקינטית של התגובה, ההשפעה העיקרית של הטמפרטורה על קצב התגובה היא דרך שינוי קבוע קצב התגובה. ככל שהטמפרטורה עולה, האנרגיה של החלקיקים המתנגשים עולה והסבירות שתתרחש טרנספורמציה כימית במהלך ההתנגשות עולה.

ניתן לאפיין את התלות של קצב התגובה בטמפרטורה בערך מקדם הטמפרטורה.

נתונים ניסויים על השפעת הטמפרטורה על קצב תגובות כימיות רבות בטמפרטורות רגילות (273-373 K), בטווח טמפרטורות קטן, הראו שעלייה בטמפרטורה ב-10 מעלות מגבירה את קצב התגובה פי 2-4 (וואן כלל 'ט הוף).

לפי ואן'הוף מקדם טמפרטורה של קבוע קצב(מקדם ואן הוף)הוא העלייה בקצב התגובה עם עליית הטמפרטורה ב- 10מעלות.

(4.63)

היכן והן קבועי הקצב בטמפרטורות ו; הוא מקדם הטמפרטורה של קצב התגובה.

כאשר הטמפרטורה עולה ל נעשרות מעלות, היחס בין קבועי הקצב יהיה שווה ל

איפה ניכול להיות מספר שלם או שבריר.

הכלל של ואן הוף הוא כלל משוער. זה ישים בטווח טמפרטורות צר, שכן מקדם הטמפרטורה משתנה עם הטמפרטורה.

תלות מדויקת יותר של קבוע קצב התגובה בטמפרטורה באה לידי ביטוי על ידי משוואת Arrhenius הסמי-אמפירית

כאשר A הוא גורם פרה-אקספוננציאלי שאינו תלוי בטמפרטורה, אלא נקבע רק לפי סוג התגובה; E -אנרגיית ההפעלה של תגובה כימית. ניתן לייצג את אנרגיית ההפעלה כאנרגיית סף מסוימת המאפיינת את גובה מחסום האנרגיה בנתיב התגובה. אנרגיית ההפעלה גם אינה תלויה בטמפרטורה.

תלות זו הוקמה בסוף המאה ה-19. המדען ההולנדי Arrhenius לתגובות כימיות אלמנטריות.

אנרגיית הפעלה ישירה ( ה 1) והיפוך ( ה 2) התגובה קשורה להשפעה התרמית של התגובה D חיחס (ראה איור 1):

ה 1 – ה 2=ד נ.

אם התגובה היא אנדותרמית ו-D H> 0, אז ה 1 > ה 2 ואנרגיית ההפעלה של התגובה קדימה גדולה מההפוכה. אם התגובה היא אקסותרמית, אז ה 1 < Е 2 .

ניתן לכתוב את משוואת Arrhenius (101) בצורה דיפרנציאלית:

מהמשוואה עולה כי יותר אנרגיההפעלה של E, ככל שקצב התגובה עולה מהר יותר עם הטמפרטורה.

הפרדת משתנים קו טושוקלת הערך קבוע, לאחר שילוב המשוואה (4.66) נקבל:

אורז. 5. גרף ln ק–1/T.

, (4.67)

כאשר A הוא גורם פרה-אקספוננציאלי בעל הממד של קבוע הקצב. אם המשוואה הזו תקפה, אז בגרף בקואורדינטות, נקודות הניסוי ממוקמות על קו ישר בזווית a לציר האבססיס והשיפוע () שווה ל-, מה שמאפשר לחשב את אנרגיית ההפעלה של א. תגובה כימית מהתלות של קבוע הקצב בטמפרטורה לפי המשוואה.

ניתן לחשב את אנרגיית ההפעלה של תגובה כימית מתוך ערכי קבועי הקצב בשתי טמפרטורות שונות באמצעות המשוואה

. (4.68)

הגזירה התיאורטית של משוואת ארניוס נעשית עבור תגובות יסודיות. אבל הניסיון מלמד שהרוב המכריע של התגובות המורכבות גם מצייתות למשוואה הזו. עם זאת, עבור תגובות מורכבות, לאנרגיית ההפעלה ולגורם הפרה-אקספוננציאלי במשוואת Arrhenius אין משמעות פיזיקלית מוגדרת.

משוואת ארניוס (4.67) מאפשרת לתת תיאור מספק של מגוון רחב של תגובות בטווח טמפרטורות צר.

כדי לתאר את התלות של קצב התגובה בטמפרטורה, נעשה שימוש גם במשוואת Arrhenius שונה

, (4.69)

שכולל כבר שלושה פרמטרים : אבל, הו נ.

משוואה (4.69) נמצאת בשימוש נרחב עבור תגובות המתרחשות בתמיסות. עבור תגובות מסוימות, התלות של קבוע קצב התגובה בטמפרטורה שונה מהתלות שניתנה לעיל. לדוגמה, בתגובות מסדר שלישי, קבוע הקצב יורד עם עליית הטמפרטורה. בתגובות אקסותרמיות שרשרת, קבוע קצב התגובה עולה בחדות בטמפרטורה מעל גבול מסוים (פיצוץ תרמי).

4.5.1. דוגמאות לפתרון בעיות

דוגמה 1קבוע הקצב של תגובה כלשהי עם עליית הטמפרטורה השתנה באופן הבא: ט 1 = 20°C;

ק 1 \u003d 2.76 10 -4 דקות -אחד ; ט 2 \u003d 50 0 C; ק 2 = 137.4 10 -4 דקות. -1 קבע את מקדם הטמפרטורה של קבוע הקצב של תגובה כימית.

פִּתָרוֹן.כלל ואן הוף מאפשר לחשב את מקדם הטמפרטורה של קבוע הקצב מהיחס

ז נ= =2 ¸ 4, כאשר נ = = =3;

g 3 \u003d \u003d 49.78 g \u003d 3.68

דוגמה 2באמצעות כלל ואן הוף, חשב באיזו טמפרטורה תסתיים התגובה בעוד 15 דקות, אם היא ארכה 120 דקות בטמפרטורה של 20 0 C. מקדם הטמפרטורה של קצב התגובה הוא 3.

פִּתָרוֹן.ברור שככל שזמן התגובה קצר יותר ( ט), ככל שקבוע הקצב של התגובה גדול יותר:

3נ = 8, נ ln3 = ln8, n== .

הטמפרטורה שבה התגובה תסתיים בעוד 15 דקות היא:

20 + 1.9 × 10 \u003d 39 0 C.

דוגמה 3קבוע הקצב של תגובת הסיבון של אסטר אצטי-אתיל עם תמיסה אלקלית בטמפרטורה של 282.4 K שווה ל-2.37 ליטר 2 / מול 2 דקות. , ובטמפרטורה של 287.40 K זה שווה ל 3.2 ליטר 2 / מול 2 דקות. מצא את הטמפרטורה שבה קבוע הקצב של תגובה זו הוא 4?

פִּתָרוֹן.

1. הכרת ערכי קבועי הקצב בשתי טמפרטורות, נוכל למצוא את אנרגיית ההפעלה של התגובה:

= = 40.8 קילו ג'ל/מול.

2. הכרת ערך אנרגיית ההפעלה, מתוך משוואת ארניוס

שאלות ומשימות לשליטה עצמית.

1. אילו כמויות נקראות פרמטרים "ארניוס"?

2. מהי הכמות המינימלית של נתוני ניסוי הדרושה כדי לחשב את אנרגיית ההפעלה של תגובה כימית?

3. הראה שמקדם הטמפרטורה של קבוע הקצב תלוי בטמפרטורה.

4. האם יש סטיות ממשוואת ארניוס? כיצד ניתן לתאר במקרה זה את התלות של קבוע הקצב בטמפרטורה?

קינטיקה של תגובות מורכבות

תגובות, ככלל, אינן מתרחשות דרך האינטראקציה הישירה של כל החלקיקים הראשוניים עם המעבר הישיר שלהם לתוצרי תגובה, אלא מורכבות מכמה שלבים יסודיים. זה חל בעיקר על תגובות שבהן, על פי המשוואה הסטוכיומטרית שלהן, לוקחים חלק יותר משלושה חלקיקים. עם זאת, אפילו תגובות של שניים או חלקיקים אחדים לרוב אינן מתרחשות במנגנון דו או מונומולקולרי פשוט, אלא בדרך מורכבת יותר, כלומר דרך מספר שלבים יסודיים.

תגובות נקראות מורכבות אם צריכת חומרי מוצא ויצירת תוצרי תגובה מתרחשים דרך סדרה של שלבים יסודיים שיכולים להתרחש בו זמנית או ברצף. במקביל, מתקיימים כמה שלבים בהשתתפות חומרים שאינם חומרי מוצא או תוצרי תגובה (חומרי ביניים).

כדוגמה לתגובה מורכבת, אנו יכולים לשקול את התגובה של הכלרה של אתילן עם היווצרות של דיכלורואתן. אינטראקציה ישירה חייבת לעבור דרך קומפלקס מופעל בעל ארבעה איברים, הקשור להתגברות על מחסום אנרגיה גבוה. המהירות של תהליך כזה נמוכה. אם נוצרים אטומים במערכת בצורה כזו או אחרת (למשל בפעולת האור), אז התהליך יכול להתקדם לפי מנגנון שרשרת. האטום מתחבר בקלות בקשר הכפול ויוצר רדיקל חופשי - . רדיקל חופשי זה יכול בקלות לקרוע אטום ממולקולה כדי ליצור את התוצר הסופי - , וכתוצאה מכך האטום החופשי מתחדש.

כתוצאה משני שלבים אלו, מולקולה אחת ומולקולה אחת הופכות למולקולת תוצר - , והאטום המתחדש יוצר אינטראקציה עם מולקולת האתילן הבאה. לשני השלבים יש אנרגיות הפעלה נמוכות, ודרך זו מספקת תגובה מהירה. בהתחשב באפשרות של שילוב מחדש של אטומים חופשיים ורדיקלים חופשיים, ניתן לכתוב את התוכנית המלאה של התהליך כך:

עם כל המגוון, ניתן לצמצם תגובות מורכבות לשילוב של מספר סוגים של תגובות מורכבות, כלומר תגובות מקבילות, עוקבות וסדרות מקבילות.

שני השלבים נקראים רצוףאם החלקיק שנוצר בשלב אחד הוא החלקיק הראשוני בשלב אחר. לדוגמה, בסכימה לעיל, השלב הראשון והשני הם עוקבים:

.

שני השלבים נקראים מַקְבִּיל, אם אותם חלקיקים לוקחים חלק כראשוני בשניהם. לדוגמה, בסכימת התגובה, השלב הרביעי והחמישי מקבילים:

שני השלבים נקראים סדרה מקבילה, אם הם מקבילים ביחס לאחד ורציפים ביחס לשני מהחלקיקים המשתתפים בשלבים אלה.

דוגמה לצעדים מקבילים לסדרה הם השלבים השני והרביעי של ערכת תגובה זו.

ל מאפייניםהעובדה שהתגובה מתרחשת על פי מנגנון מורכב כולל את הסימנים הבאים:

אי התאמה בין סדר התגובה והמקדמים הסטוכיומטריים;

שינוי הרכב המוצרים בהתאם לטמפרטורה, ריכוזים ראשוניים ותנאים אחרים;

האצה או האטה של ​​התהליך כאשר כמויות קטנות של חומרים מתווספות לתערובת התגובה;

השפעת החומר ומידות הכלי על קצב התגובה וכו'.

בניתוח הקינטי של תגובות מורכבות, נעשה שימוש בעקרון העצמאות: "אם מספר תגובות פשוטות מתרחשות בו זמנית במערכת, אזי ההנחה העיקרית קינטיקה כימיתמוחל על כל אחד מהם כאילו התגובה הנתונה היא היחידה. ניתן לנסח עיקרון זה גם כך: "ערך קבוע הקצב של תגובה אלמנטרית אינו תלוי אם תגובות אלמנטריות אחרות מתקיימות בו זמנית במערכת נתונה".

עקרון העצמאות תקף לרוב התגובות המתקיימות על פי מנגנון מורכב, אך אינו אוניברסלי, שכן ישנן תגובות שבהן חלק מהתגובות הפשוטות משפיעות על מהלך של אחרות (למשל, תגובות מצומדות).

חֲשִׁיבוּתבמחקר של תגובות כימיות מורכבות יש את העיקרון מיקרו הפיךאוֹ איזון מפורט:

אם נוצר שיווי משקל כימי בתהליך מורכב, אזי קצבי התגובות קדימה ואחורה חייבים להיות שווים עבור כל אחד מהשלבים היסודיים.

המקרה הנפוץ ביותר להתרחשות תגובה מורכבת הוא כאשר התגובה ממשיכה בכמה שלבים פשוטים המתקדמים בקצבים שונים. ההבדל בקצבים מוביל לכך שניתן לקבוע את הקינטיקה של השגת תוצר התגובה על פי חוקי תגובה אחת בלבד. לדוגמה, עבור תגובות מקבילות, קצב התהליך כולו נקבע על פי קצב השלב המהיר ביותר, ולתגובות עוקבות, האיטי ביותר. לכן, כאשר מנתחים את הקינטיקה של תגובות מקבילות עם הבדל משמעותי בקבועים, ניתן להזניח את קצב השלב האיטי, וכאשר מנתחים תגובות עוקבות, אין צורך לקבוע את קצב התגובה המהירה.

בתגובות עוקבות, התגובה האיטית ביותר נקראת מגביל. לשלב המגביל יש את קבוע הקצב הקטן ביותר.

אם הערכים של קבועי הקצב של השלבים האישיים של תגובה מורכבת קרובים, אז יש צורך בניתוח מלא של כל הסכימה הקינטית.

הצגת הרעיון של שלב קובע קצב מפשט במקרים רבים את הצד המתמטי של התחשבות במערכות כאלה ומסבירה את העובדה שלפעמים הקינטיקה של תגובות מורכבות ורב-שלביות מתוארת היטב על ידי משוואות פשוטות, למשל, של הראשונה. להזמין.

ככל שהטמפרטורה עולה, קצב תהליך כימי בדרך כלל עולה. בשנת 1879 ניסח המדען ההולנדי ג'יי ואן הוף כלל אמפירי: עם עלייה בטמפרטורה ב-10 K, קצב רוב התגובות הכימיות עולה פי 2-4.

סימון מתמטי של הכלל I. Van't Hoff:

γ 10 \u003d (k t + 10) / k t, כאשר k t הוא קבוע הקצב של התגובה בטמפרטורה T; k t+10 - קבוע קצב תגובה בטמפרטורה T+10; γ 10 - מקדם טמפרטורת Van't Hoff. ערכו נע בין 2 ל-4. עבור תהליכים ביוכימייםγ 10 משתנה בין 7 ל-10.

כל התהליכים הביולוגיים מתרחשים בטווח טמפרטורות מסוים: 45-50 מעלות צלזיוס. הטמפרטורה האופטימלית היא 36-40 מעלות צלזיוס. בגופם של בעלי חיים בעלי דם חם, טמפרטורה זו נשמרת קבועה עקב ויסות החום של המערכת הביולוגית המתאימה. כאשר לומדים מערכות ביולוגיות, נעשה שימוש במקדמי טמפרטורה γ 2, γ 3, γ 5. לשם השוואה, הם מובאים ל- γ 10 .

התלות של קצב התגובה בטמפרטורה, בהתאם לכלל ואן הוף, יכולה להיות מיוצגת על ידי המשוואה:

V 2 /V 1 \u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)

אנרגיית הפעלה.עלייה משמעותית בקצב התגובה עם עליית הטמפרטורה אינה יכולה להיות מוסברת רק על ידי עלייה במספר ההתנגשויות בין חלקיקים של חומרים מגיבים, שכן, בהתאם לתיאוריה הקינטית של גזים, מספר ההתנגשויות עולה מעט עם עליית הטמפרטורה. העלייה בקצב התגובה עם עליית הטמפרטורה מוסברת בכך שתגובה כימית אינה מתרחשת עם התנגשות כלשהי של חלקיקים של חומרים מגיבים, אלא רק עם מפגש של חלקיקים פעילים שיש להם את האנרגיה העודפת הדרושה ברגע ההתנגשות.

האנרגיה הדרושה כדי להפוך חלקיקים לא פעילים לחלקיקים פעילים נקראת אנרגיית הפעלה (Ea). אנרגיית הפעלה - עודף, בהשוואה לערך הממוצע, באנרגיה הנדרשת לכניסת חומרים מגיבים לתגובה בעת התנגשותם. אנרגיית ההפעלה נמדדת בקילו ג'אול למול (kJ/mol). בדרך כלל E הוא בין 40 ל-200 קילו ג'ל/מול.

דיאגרמת האנרגיה של התגובות האקסותרמיות והאנדותרמיות מוצגת באיור. 2.3. עבור כל תהליך כימי, ניתן להבחין בין המצב ההתחלתי, הביניים והסופי. בחלק העליון של מחסום האנרגיה, המגיבים נמצאים במצב ביניים הנקרא הקומפלקס המופעל, או מצב המעבר. ההבדל בין אנרגיית הקומפלקס המופעל לאנרגיה הראשונית של הריאגנטים הוא Ea, וההבדל בין אנרגיית תוצרי התגובה וחומרי המוצא (ריאגנטים) הוא ΔН, חום התגובה. אנרגיית ההפעלה, בניגוד ל-ΔH, היא תמיד ערך חיובי. עבור תגובה אקסותרמית (איור 2.3, א), התוצרים ממוקמים ברמת אנרגיה נמוכה יותר מאשר המגיבים (Ea< ΔН).

אורז. 2.3. דיאגרמות אנרגיה של תגובות: A - אקסותרמי B - אנדותרמי

א ב

Ea הוא הגורם העיקרי הקובע את קצב התגובה: אם Ea > 120 קילו ג'ל/מול (מחסום אנרגיה גבוה יותר, פחות חלקיקים פעילים במערכת), התגובה איטית; וכן להיפך, אם ע"א< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

עבור תגובות הכוללות ביו-מולקולות מורכבות, יש לקחת בחשבון את העובדה שבקומפלקס מופעל שנוצר במהלך התנגשות חלקיקים, המולקולות חייבות להיות מכוונות בחלל בצורה מסוימת, שכן רק האזור המגיב של המולקולה עובר טרנספורמציה, שהיא קטן ביחס לגודלו.

אם ידועים קבועי הקצב k 1 ו- k 2 בטמפרטורות T 1 ו- T 2, ניתן לחשב את הערך של Ea.

בתהליכים ביוכימיים, אנרגיית ההפעלה קטנה פי 2-3 מאשר בתהליכים אנאורגניים. יחד עם זאת, Ea של תגובות הכוללות חומרים זרים, קסנוביוטיקה, עולה באופן משמעותי על Ea של תהליכים ביוכימיים קונבנציונליים. עובדה זו היא ההגנה הביולוגית הטבעית של המערכת מפני השפעת חומרים זרים, כלומר. תגובות טבעיות לגוף מתרחשות בתנאים נוחים עם Ea נמוך, ועבור תגובות זרות, Ea גבוה. זהו מחסום גנטי המאפיין את אחד המאפיינים העיקריים של מהלך התהליכים הביוכימיים.

הכלל של ואן הוף:

כאשר הטמפרטורה עולה ב-10 מעלות, קצב תגובה כימית הומוגנית עולה פי 2-4.

כאשר V2 הוא קצב התגובה בטמפרטורה T2, V1 הוא קצב התגובה בטמפרטורה T1, הוא מקדם הטמפרטורה של התגובה (אם הוא שווה ל-2, למשל, אז קצב התגובה יגדל פי 2 כאשר הטמפרטורה תעלה ב-10 מעלות).

ממשוואת ואן הוף מקדם טמפרטורהמחושב לפי הנוסחה:

התיאוריה של התנגשויות אקטיביות מכללה את הסדירות התלות של מהירות chem.r-ובטמפרטורה:

1. לא כל המולקולות יכולות להגיב, אלא רק אלו שנמצאות במצב פעיל מיוחד

2. הפעלה של מולקולה מתרחשת כתוצאה מהתנגשות ביו-מולקולרית.

3. כאשר חלקיקים בעלי אותה כמות אנרגיה מתנגשים, היא מתפזרת מחדש, וכתוצאה מכך האנרגיה של אחת המולקולות מגיעה לערך המתאים לאנרגיית ההפעלה.

4. השפעת הטמפרטורה על קצב התגובה: שינוי בשיווי המשקל בין מולקולות רגילות לפעילות לקראת עלייה בריכוז הראשונה.

פרופיל אנרגיה של התגובה (עלילה של אנרגיה פוטנציאלית לעומת קואורדינטת תגובה)

אנרגיית הפעלה Ea- האנרגיה הנוספת המינימלית שיש להקנות למולקולה העולה על ערכה הממוצע על מנת ליצור כים. אינטראקציה.

משוואת ארניוסקובע את התלות של קבוע הקצב של תגובה כימית k בטמפרטורה T.

כאן A מאפיין את תדירות ההתנגשויות של מולקולות מגיבות, R הוא קבוע הגז האוניברסלי.

7. קטליזה. קטליזה הומוגנית והטרוגנית. תכונות של פעילות קטליטית של אנזימים. קָטָלִיזָה-שינוי בקצב התגובות הכימיות בנוכחות חומרים שלאחר השלמת התגובה נשארים ללא שינוי בצורה ובכמות. עלייה בקצב התגובה נקראת קטליזה חיובית, ירידה - קטליזה שלילית (או עיכוב). זרזיםשם חומרים הגורמים לקטליזה חיובית; חומרים שמאטים תגובות מעכבים. הבחנה בין קטליזה הומוגנית להטרוגנית.האצת תגובת חוסר הפרופורציה של מי חמצן בתמיסה מימית בנוכחות יוני דיכרומט היא דוגמה לזרז הומוגנית (הזרז יוצר פאזה אחת עם תערובת תגובה), ובנוכחות תחמוצת מנגן(IV) - דוגמה לקטליזה הטרוגנית (תמיסה מימית של מי חמצן היא שלב נוזלי, תחמוצת מנגן היא מוצק). זרזים של תגובות ביוכימיות הם בעלי אופי חלבוני ונקראים אנזימים. אנזימים שונים מזרזים קונבנציונליים במספר דרכים: 1) יש להם יעילות קטליטית גבוהה בהרבה; 2) ספציפיות גבוהה, כלומר. סלקטיביות של פעולה; 3) אנזימים רבים מציגים פעילות קטליטית ביחס למצע אחד בלבד; 4) אנזימים מראים יעילות מרבית רק ב מצבים קלים, מאופיין בטווח קטן של טמפרטורות וערכי pH. פעילות אנזים \u003d קצב תגובה מסדר אפס. 8. איזון כימי. הפיך ובלתי הפיך בכיוון התגובה. שיווי משקל כימי: מצב דינמי בו קצבי התגובות קדימה ואחורה שווים. קבוע שיווי משקל: בתנאים חיצוניים קבועים בשיווי משקל, היחס בין תוצר ריכוזי התוצר לתוצר ריכוזי המגיבים, תוך התחשבות בסטוכיומטריה, הוא ערך קבוע, בלתי תלוי בהרכב הכימי של המערכת. K c קשור לתקן גיבס E על ידי: העיקרון של לה שאטלייר:ההשפעה של גורם כלשהו (t, c, p) על מערכת שיווי המשקל מגרה את הסטת שיווי המשקל בכיוון כזה, מה שתורם לשיקום המאפיינים הראשוניים של המערכת. תנאי שיווי משקל תרמודינמיים: G 2 -G 1 \u003d 0S 2 -S 1 \u003d 0 p-tion הפיך:בתנאים אלה, זורם באופן ספונטני הן קדימה והן בכיוון ההפוך .תנאי ריצה: - משקעים מסיסים מעט - גז - חומר מתנתק נמוך (מים) - תרכובת מורכבת יציבה מחוז בלתי הפיך: בתנאים נתונים זורם בכיוון אחד. מיקומו של שיווי משקל כימי תלוי בפרמטרי התגובה הבאים: טמפרטורה, לחץ וריכוז. ההשפעה שיש לגורמים אלה על תגובה כימית נתונה לה כללים שבאו לידי ביטוי השקפה כלליתבשנת 1884 על ידי המדען הצרפתי Le Chatelier. הניסוח המודרני של העיקרון של Le Chatelier הוא כדלקמן:

9. תפקיד המים והפתרונות בחיים. תרמודינמיקה של פירוק.פִּתָרוֹןהיא מערכת הומוגנית של הרכב משתנה של שני חומרים או יותר במצב של שיווי משקל. מִיוּן: 1) לשקול(מערכת מפוזרת גסה): תרחיפים (מוצקים בנוזל) ואמולסיות (נוזל בנוזל) 2) קולואידים, סול(מערכות מפוזרות עדינות). הערך של פתרונות בחיים: תהליכים כימיים רבים מתרחשים רק אם החומרים המעורבים בהם נמצאים במצב מומס. הנוזלים הביולוגיים החשובים ביותר (דם, לימפה, שתן, רוק, זיעה) הם תמיסות של מלחים, חלבונים, פחמימות, שומנים במים. הטמעה של מזון קשורה למעבר של חומרים מזינים למצב מומס. תגובות ביוכימיות באורגניזמים חיים מתרחשות בתמיסות. נוזלים ביולוגיים מעורבים בהובלת חומרים מזינים (שומנים, חומצות אמינו, חמצן), תרופות לאיברים ורקמות, וכן בהפרשת מטבוליטים מהגוף. במדיה הנוזלית של הגוף, קביעות החומציות, ריכוז המלחים ו חומר אורגני(הומאוסטזיס בריכוז). הממס הנפוץ ביותר על הפלנטה שלנו הוא מים. תכונות מים: עולה על כל החומרים ביכולת החום שלו; התנהגות קירור חריגה - מים מתעבים, מתחילים לשקוע, ואז עולים (כל שאר החומרים שוקעים כשהם נדחסים); יכול סובלימציה (סובלימציה של מים) - סובלימציה (בתנאים מסוימים, קרח יכול להפוך לאדים מבלי להפוך תחילה למים נוזליים, כלומר ללא נמס); מים ממיסים את כל החומרים (השאלה היחידה היא כמה?); קבוע דיאלקטרי גבוה של מים (ערך המראה כמה פעמים כוח האינטראקציה בין שני מטענים בחומר נתון קטן מאשר בוואקום); טמפרטורה קריטית גבוהה; מים הם אמפוליט (לא חומצה, לא בסיסי); משתתף ביצירת מבנים פולימריים של הגוף (חלבון, שומנים ...); בסיס של הובלת ממברנה. תרמודינמיקה של פירוק: לפי החוק השני של התרמודינמיקה ב p, T=constחומרים יכולים להתמוסס באופן ספונטני בכל ממס אם כתוצאה מתהליך זה, אנרגיית הגיבס של המערכת יורדת, כלומר. . G=( H - T S)<0 . (ח- גורם אנטלפיה, T Sהוא גורם האנטרופיה של הפירוק). בעת המסת חומרים נוזליים ומוצקים ס>0. המסת גזים בנוזל ס<0. השינוי באנטלפיה הוא הסכום האלגברי של השינוי באנטלפיה H crכתוצאה מהרס סריג הגביש והשינוי באנתלפיה ה סולעקב פתרון על ידי חלקיקי ממס חסול = ח kr + Hסוֹל . בעת המסת גזים, האנתלפיה ח cr = 0, כי אין צורך להוציא אנרגיה כדי להרוס את סריג הגביש. במהלך הפירוק, הן האנטרופיה והן האנטלפיה יכולות להשתנות. 10 . פתרון אידיאלי- האנטלפיה של הערבוב היא 0 (תערובות הומוגניות של פחמימנים; פתרון היפותטי, שבו השוויון של כל הכוחות של אינטראקציה בין-מולקולרית.) קבוע מסיסות או PR- זהו תוצר של ריכוזי יונים של אלקטרוליט מסיס בקושי בתמיסה רוויה בטמפרטורה נתונה - ערך קבוע BaCO 3 \u003d Ba + CO 3, Ks \u003dתנאי פירוק ומשקעיםמשקעים והתמוססות - תגובות חליפין המתרחשות בתמיסת אלקטרוליט ---1) האלקטרוליט ישקע אם תוצר ריכוז היונים שלו בתמיסה גדול מקובוע המסיסות c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) המשקע שלו יתמוסס אם הכל להיפך 11. תכונות קוליגטיביות של תמיסות. תכונות קוליגטיביות של תמיסות- אלו הן תכונותיהם שבתנאים נתון מתבררות כשוות ובלתי תלויות בטבעו הכימי של החומר המומס; תכונות של פתרונות התלויות רק במספר היחידות הקינטיות ובתנועה התרמית שלהן. חוק ראול והשלכותיואדי בשיווי משקל עם נוזל נקרא רווי. הלחץ של אד כזה על ממס טהור (p0) נקרא לחץ או לחץ אדים רווי של ממס טהור. לחץ האדים של תמיסה המכילה מומס לא נדיף עומד ביחס ישר לשבריר השומה של הממס בתמיסה זו: p = p0 χr-lכאשר p הוא לחץ האדים מעל התמיסה, PA; p0 הוא לחץ האדים מעל הממס הטהור; -va, כאשר Δp הוא השינוי בפועל בלחץ בהשוואה לממס טהור; χv-va הוא חלק השוליים של חומר ב פִּתָרוֹן. מחוק ראול יש שניים השלכות. לפי אחד מהם, נקודת הרתיחה של התמיסה גבוהה מנקודת הרתיחה של הממס. זאת בשל העובדה שלחץ האדים הרווי של הממס מעל התמיסה הופך שווה ללחץ אטמוספרי (מצב רתיחה של נוזל) בטמפרטורה גבוהה יותר מאשר במקרה של ממס טהור. העלייה בנקודת הרתיחה Tboil פרופורציונלית למולאליות התמיסה:. Tkip = Ke cmכאשר Ke הוא קבוע הממס האבוליוסקופי, ס"מ הוא הריכוז המולי. לפי חקירה שנייהמחוק ראולט, טמפרטורת ההקפאה (התגבשות) של תמיסה נמוכה מטמפרטורת ההקפאה (התגבשות) של ממס טהור. זה נובע מלחץ האדים הנמוך יותר של הממס מעל התמיסה מאשר מעל הממס. הירידה בנקודת הקיפאון (התגבשות) Тzam היא פרופורציונלית למולאליות של התמיסה : צם = קכ ס"מכאשר Kk הוא הקבוע הקריוסקופי של התמיסה הורדת טמפרטורת ההתגבשות של תמיסות.מצבהתגבשות היא השוויון של לחץ האדים הרווי של הממס על פני התמיסה ללחץ האדים על הממס המוצק. מכיוון שלחץ האדים של ממס על תמיסה תמיד נמוך יותר מאשר על פני ממס טהור, שוויון זה תמיד יושג בטמפרטורה נמוכה מנקודת הקיפאון של הממס. אז, מי האוקיינוס ​​מתחילים לקפוא בטמפרטורה של בערך מינוס 2 מעלות צלזיוס. ההבדל בין טמפרטורת ההתגבשות של הממס לטמפרטורת תחילת ההתגבשות של התמיסה היא ירידה בטמפרטורת ההתגבשות. הגדלת נקודת הרתיחה של תמיסות נוזלרותח בטמפרטורה שבה לחץ אדי הרוויה הכולל הופך שווה ללחץ החיצוני. הלחץ של אדים רוויים על תמיסה בכל טמפרטורה יהיה פחות מאשר על ממס טהור, ושוויון ללחץ החיצוני שלו יושג בטמפרטורה גבוהה יותר. לפיכך, נקודת הרתיחה של תמיסה של חומר לא נדיף T תמיד גבוהה מנקודת הרתיחה של ממס טהור באותו לחץ T °. העלייה בנקודת הרתיחה של תמיסות מדוללות אינסופיות של חומרים לא נדיפים אינה תלוי באופי המומס והוא עומד ביחס ישר לריכוז המולרי של התמיסה. מעבר ספונטני של ממס דרך קרום חצי חדיר המפריד בין תמיסה לממס או שתי תמיסות בריכוז שונה של מומס נקרא סְפִיגָה.אוסמוזה נובעת מפיזור של מולקולות ממס דרך מחסום חדיר למחצה המאפשר רק מולקולות ממס לעבור דרכה. מולקולות ממס מתפזרות מממס לתמיסה או מתמיסה פחות מרוכזת למרוכזת יותר.אוסמוזה מאופיינת כמותית לחץ אוסמוטי, שווה לכוח ליחידת שטח פנים, ומאלץ את מולקולות הממס לחדור דרך מחיצה חדירה למחצה. זה שווה ללחץ של עמודת התמיסה באוסמומטר עם גובה h. בשיווי משקל, הלחץ החיצוני מאזן את הלחץ האוסמוטי. במקרה זה, שיעורי המעברים קדימה ואחורה של מולקולות דרך מחיצה חדירה למחצה הופכים להיות זהים. הלחץ האוסמוטי עולה עם הגדלת ריכוז המומסים והטמפרטורה. ואן הוףהציע כי עבור הלחץ האוסמוטי ניתן ליישם את משוואת המצב של גז אידיאלי: pV = nRT או p = (n/V) RT ומכאן p = עם RT, כאשר p הוא הלחץ האוסמוטי (kPa), c הוא הריכוז המולארי של התמיסה. הלחץ האוסמוטי עומד ביחס ישר לריכוז המולארי של המומס והטמפרטורה. אוסמוזה משחקת מאוד תפקיד חשוב בתהליכים ביולוגיים, הבטחת זרימת המים לתוך תאים ומבנים אחרים. פתרונות עם אותו לחץ אוסמוטי נקראים איזוטוני. אם הלחץ האוסמוטי גבוה מהתוך תאי, אז זה נקרא היפרטוני, אם הוא נמוך מהתוך תאי, זה נקרא היפוטוני. המקדם האיזוטוני (גם גורם ואן הוף; מסומן i) הוא פרמטר חסר מימד המאפיין את התנהגותו של חומר בתמיסה. זה שווה מספרית ליחס בין הערך של תכונה קוליגטיבית כלשהי של תמיסה של חומר נתון לבין הערך של אותה תכונה קוליגטיבית של לא-אלקטרוליט באותו ריכוז, עם פרמטרי מערכת אחרים ללא שינוי. איזוסמיה-קביעות יחסית של לחץ אוסמוטי במדיות נוזליות וברקמות הגוף, עקב שמירה על ריכוזי החומרים הכלולים בהם ברמה נתונה: אלקטרוליטים, חלבונים. זהו אחד הקבועים הפיזיולוגיים החשובים ביותר של הגוף, מסופק על ידי מנגנוני ויסות עצמי (Homeostasis). HEMOLYSIS- הרס של תאי דם אדומים, מלווה בשחרור המוגלובין מהם. סיבות פיזיותמתייחס לפעולה של טמפרטורות גבוהות ונמוכות, אולטרסאונד, לרעלים כימיים - המוליטיים, תרופות מסוימות וכו' המוליזה יכולה להתרחש במהלך עירוי של דם לא תואם, החדרת פתרונות היפוטוניים. פלסמוליזה- כאשר שמים תאים בתמיסה היפרטונית, מים מהתאים נכנסים לתמיסה מרוכזת יותר ונצפה קמטים של התאים.

יסודות התיאוריה של תמיסות אלקטרוליטים. אלקטרוליטים חזקים וחלשים. קבוע יינון של אלקטרוליט חלש. חוק הגידול של אוסטוולד. חוזק יוני של התמיסה. פעילות ומקדם פעילות של יונים. אלקטרוליטים בגוף, רוק כאלקטרוליט.

אלקטרוליטים- אלו חומרים בעלי קשרים קוולנטיים יוניים או מאוד קוטביים בתמיסות מימיות שעוברות ניתוק אלקטרוליטי, וכתוצאה מכך נוצרים קטיונים ואניונים.

אלקטרוליטים חזקים- חומרים המסוגלים להתנתק לחלוטין. אלה כוללים את רוב המלחים, כמו גם כמה חומרים בעלי מבנה מולקולרי (HCl).

אלקטרוליטים חלשיםמתנתקים במידה לא משמעותית, וצורתם השולטת היא מולקולרית (H2S, חומצות אורגניות).

מבחינה כמותית, היכולת של אלקטרוליט מולקולרי להתנתק נקבעת על ידי דרגת יינון (זה תלוי בריכוז האלקטרוליטים ):

כאשר Ntot הוא המספר הכולל של מולקולות בתמיסה; יינון N הוא מספר המולקולות המפורקות ליונים.

קבוע יינון:

כאשר [A], [B] הם יונים מתכלים

- חומר שלא התפרק ליונים.

חוק הדילול של אוסטוולד:

K= α 2 c/1- α ,

כאשר α היא מידת היינון

C - ריכוז מולארי

חוזק יוני של תמיסה:

I=0.5∑s i z i 2,

כאשר c i הוא הריכוז המולרי של היון בתמיסה, mol/l

z i הוא מטען היונים.

פעילות יוניםהוא הריכוז היעיל שלו.

פעילות קשורה לריכוז המולארי באופן הבא:

איפה f גורם פעילות

אלקטרוליטים בגוף: Na ו-Clלהשתתף בשמירה על איזון חומצה-בסיס, איזון אוסמוטי בגוף. סאממלא תפקיד חשוב בבניית רקמת העצם והשיניים, בוויסות חומציות הדם וקרישתו, בריגוש של רקמת השריר והעצבים. להוא ממוקם בעיקר בנוזלי גוף וברקמות רכות, שם הוא מרכיב הכרחי לשמירה על לחץ אוסמוטי וויסות ה-pH בדם. מ"גהוא קו-פקטור בתגובות אנזימטיות רבות, הכרחי בכל שלבי סינתזת החלבון. באורגניזמים חיים Feהוא יסוד קורט חשוב המזרז את תהליכי חילופי החמצן. שיתוףהוא חלק מויטמין B 12, מעורב בהמטופואזה, פונקציות מערכת עצביםוכבד, תגובות אנזימטיות. Znחיוני לחילוף החומרים של ויטמין E, מעורב בסינתזה של הורמונים אנבוליים שונים בגוף, כולל אינסולין, טסטוסטרון והורמון גדילה. מנמשפיע על גדילה, היווצרות דם ותפקוד הגונדאלי.

רוק כאלקטרוליטהיא סביבה ביוכימית מורכבת. מספר יוני H + ו-OH "קובע את ה-pH של הרוק, שהוא בדרך כלל 6.9. הערך של ערך ה-pH משתנה בהתאם לאופי התהליך הפתולוגי בחלל הפה. אז. עם מחלות מדבקותהרוק הוא חומצי. מהחומרים האנאורגניים ברוק, מכילים אניונים של כלור, ברום, יוד ופלואור. אניונים של פוספטים, פלואור תורמים לעלייה בפוטנציאלים אלקטרוכימיים, אניון של כלור - העברת מטענים יוניים ומהווה דה-פולריזר (גורם המאיץ תהליכים אנודיים וקתודיים). מיקרו-אלמנטים נקבעים ברוק: ברזל, נחושת, כסף, מנגן, אלומיניום וכו' - ומקרו-אלמנטים: סידן, אשלגן, נתרן, מגנזיום, זרחן.

קצב התגובות הכימיות עולה עם עליית הטמפרטורה. ניתן להעריך את העלייה בקצב התגובה עם הטמפרטורה באמצעות כלל ואן הוף. על פי הכלל, עלייה בטמפרטורה ב-10 מעלות מגבירה את קבוע הקצב של התגובה פי 2-4:

כלל זה אינו מתקיים בטמפרטורות גבוהות, כאשר קבוע הקצב כמעט ולא משתנה עם הטמפרטורה.

הכלל של ואן הוף מאפשר לקבוע במהירות את תאריך התפוגה של תרופה. עלייה בטמפרטורה מגבירה את קצב הפירוק של התרופה. זה מקצר את הזמן לקביעת תאריך התפוגה של התרופה.

השיטה מורכבת מכך שהתרופה נשמרת בטמפרטורה גבוהה T למשך זמן מסוים tT, כמות התרופה המפורקת m נמצאת ומחושבת מחדש לטמפרטורת אחסון סטנדרטית של 298K. בהתחשב בתהליך הפירוק של התרופה כתגובה מסדר ראשון, הקצב מתבטא בטמפרטורה שנבחרה T ו-T = 298K:

בהתחשב במסה של התרופה המפורקת זהה לתנאי אחסון סטנדרטיים ואמיתיים, ניתן לבטא את קצבי הפירוק באמצעות המשוואות:

בהנחה T=298+10n, כאשר n = 1,2,3…,

קבל את הביטוי הסופי עבור חיי המדף של התרופה בתנאים סטנדרטיים 298K:

תיאוריה של התנגשויות אקטיביות. אנרגיית הפעלה. משוואת ארניוס. קשר בין קצב תגובה לאנרגיית הפעלה.

התיאוריה של התנגשויות אקטיביות נוסחה על ידי S. Arrhenius ב-1889. תיאוריה זו מבוססת על הרעיון שכדי שתתרחש תגובה כימית יש צורך בהתנגשות בין מולקולות החומרים הראשוניים, ומספר ההתנגשויות נקבע לפי עוצמת התנועה התרמית של המולקולות, כלומר. תלוי בטמפרטורה. אבל לא כל התנגשות של מולקולות מובילה לטרנספורמציה כימית: רק התנגשות פעילה מובילה אליה.

התנגשויות אקטיביות הן התנגשויות המתרחשות, למשל, בין מולקולות A ו-B עם כמות גדולה של אנרגיה. כמות האנרגיה המינימלית שצריכות להיות למולקולות של החומרים הראשוניים כדי שההתנגשות שלהן תהיה פעילה נקראת מחסום האנרגיה של התגובה.

אנרגיית הפעלה היא האנרגיה העודפת שניתן להעביר או להעביר לשומה אחת של חומר.

אנרגיית ההפעלה משפיעה באופן משמעותי על ערכו של קבוע קצב התגובה והתלות שלו בטמפרטורה: ככל שה-Ea גדול יותר, כך קבוע הקצב נמוך יותר והשינוי בטמפרטורה משפיע עליו בצורה משמעותית יותר.

קבוע קצב התגובה קשור לאנרגיית ההפעלה על ידי קשר מורכב המתואר על ידי משוואת Arrhenius:

k=Ae–Ea/RT, כאשר A הוא הגורם הפרה-אקספוננציאלי; Ea היא אנרגיית ההפעלה, R הוא קבוע הגז האוניברסלי השווה ל-8.31 j/mol; T היא הטמפרטורה המוחלטת;

e הוא הבסיס של הלוגריתמים הטבעיים.

עם זאת, קבועי קצב התגובה הנצפים הם בדרך כלל קטנים בהרבה מאלה המחושבים באמצעות משוואת Arrhenius. לכן, המשוואה עבור קבוע קצב התגובה משתנה באופן הבא:

(מינוס לפני שבר שלם)

המכפיל גורם לתלות הטמפרטורה של קבוע הקצב להיות שונה ממשוואת Arrhenius. מכיוון שאנרגיית ההפעלה של Arrhenius מחושבת כשיפוע התלות הלוגריתמית של קצב התגובה בטמפרטורה ההדדית, אז עושים את אותו הדבר עם המשוואה , אנחנו מקבלים:

תכונות של תגובות הטרוגניות. שיעור התגובות ההטרוגניות והגורמים הקובעים אותו. אזורים קינטיים ודיפוזיה של תהליכים הטרוגניים. דוגמאות לתגובות הטרוגניות בעלות עניין לרוקחות.

תגובות הטרוגניות, כימיה. תגובות הכוללות חומרים בפירוק. שלבים ומהווים יחד מערכת הטרוגנית. תגובות הטרוגניות אופייניות: תרמיות. פירוק מלחים ליצירת מוצרים גזים ומוצקים (למשל CaCO3 -> CaO + CO2), הפחתת תחמוצות מתכת עם מימן או פחמן (למשל PbO + C -> Pb + CO), פירוק מתכות בחומצות (למשל Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), אינטראקציה. ריאגנטים מוצקים (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). במעמד מיוחד, תגובות קטליטיות הטרוגניות המתרחשות על פני הזרז מובחנים; במקרה זה, המגיבים והמוצרים עשויים שלא להיות בשלבים שונים. כיוון, בתגובה N2 + + 3H2 -> 2NH3 המתרחשת על פני השטח של זרז ברזל, המגיבים ותוצר התגובה נמצאים בשלב הגז ויוצרים מערכת הומוגנית.

התכונות של תגובות הטרוגניות נובעות מהשתתפותם של שלבים דחוסים בהן. זה מקשה על ערבוב והובלת מגיבים ומוצרים; הפעלה של מולקולות מגיב על הממשק אפשרי. הקינטיקה של כל תגובה הטרוגנית מוגדרת כקצב הכימיקל עצמו. טרנספורמציות ותהליכי העברה (דיפוזיה) הדרושים לחידוש צריכת המגיבים ולהסרת תוצרי תגובה מאזור התגובה. בהיעדר מכשולי דיפוזיה, קצב תגובה הטרוגנית הוא פרופורציונלי לגודל אזור התגובה; זהו השם של קצב התגובה הספציפי המחושב ליחידת משטח (או נפח) של התגובה. אזורים, אינו משתנה בזמן; עבור תגובות פשוטות (חד-שלביות), זה יכול להיות נקבע על סמך המוני החוק הפועלים. חוק זה אינו מתקיים אם התפוצה של חומרים מתקדמת לאט יותר מאשר כימיקלים. מָחוֹז; במקרה זה, הקצב הנצפה של התגובה ההטרוגנית מתואר על ידי משוואות קינטיקה של דיפוזיה.

קצב תגובה הטרוגנית הוא כמות החומר הנכנס לתגובה או שנוצרת במהלך תגובה ליחידת זמן ליחידת שטח של פני הפאזה.

גורמים המשפיעים על קצב התגובה הכימית:

אופי המגיבים

ריכוז הריאגנטים,

טֶמפֶּרָטוּרָה,

נוכחות של זרז.

Vheterog = Δp(S Δt), כאשר Vheterog הוא קצב התגובה במערכת הטרוגנית; n הוא מספר השומות של כל אחד מהחומרים הנובעים מהתגובה; V הוא נפח המערכת; t - זמן; S הוא שטח הפנים של השלב עליו ממשיכה התגובה; Δ - סימן תוספת (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).