Štúdiom rýchlosti chemickej reakcie ajeden zo smerov fyzikálnej chémie, chemická kinetika, sa zaoberá podmienkami ovplyvňujúcimi jej zmenu. Skúma tiež mechanizmy týchto reakcií a ich termodynamickú platnosť. Tieto štúdie sú dôležité nielen pre vedecké účely, ale aj pre sledovanie interakcie komponentov v reaktoroch pri výrobe všetkých druhov látok.
Je zvykom nazývať rýchlosť reakcie určitouzmena koncentrácií reagujúcich zlúčenín (AC) za jednotku času (Δt). Matematický vzorec pre rýchlosť chemickej reakcie je nasledujúci:
ᴠ = ± AC / Δt.
Rýchlosť reakcie sa meria v mol / l ∙ s, ak sa vyskytuje v celom objeme (to znamená, že reakcia je homogénna) a v mol / m2∙ s, ak interakcia prebieha na povrchu,separačná fáza (to znamená, že reakcia je heterogénna). Znak „-“ vo vzorci označuje zmenu hodnôt koncentrácií počiatočných reagujúcich látok a znak „+“ - meniace sa hodnoty koncentrácií produktov tej istej reakcie.
Chemické interakcie môžuvykonávané pri rôznych rýchlostiach. Takže rýchlosť rastu stalaktitov, to znamená tvorby uhličitanu vápenatého, je iba 0,5 mm za 100 rokov. Niektoré biochemické reakcie sú pomalé, napríklad fotosyntéza a syntéza bielkovín. Korózia kovov prebieha pomerne nízkou rýchlosťou.
Priemerná rýchlosť môže byť charakterizovaná reakciami,vyžadujúce od jednej do niekoľkých hodín. Príkladom je príprava jedla, ktorá je sprevádzaná rozkladom a premenou zlúčenín obsiahnutých v potravinách. Syntéza jednotlivých polymérov vyžaduje zahrievanie reakčnej zmesi po určitú dobu.
Príklad chemických reakcií, ktorých rýchlosťpomerne vysoké, môžu slúžiť neutralizačné reakcie, interakcia hydrogénuhličitanu 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 prebiehať rýchlosťou blesku a sú sprevádzané výbuchom. Klasickým príkladom je interakcia draslíka s vodou.
Treba poznamenať, že rovnaké látky môžureagujú navzájom rôznou rýchlosťou. Napríklad zmes plynného kyslíka a vodíka nemusí pomerne dlho vykazovať známky interakcie, ale keď nádobou zatrasiete alebo udrie, reakcia sa stane výbušnou. Preto chemická kinetika identifikovala určité faktory, ktoré majú schopnosť ovplyvniť rýchlosť chemickej reakcie. Tie obsahujú:
Takýto významný rozdiel v rýchlostiach chemických reakcií sa vysvetľuje rôznymi hodnotami aktivačnej energie (Ea).Chápe sa ako určité prebytočné množstvo energie v porovnaní s jej priemernou hodnotou, ktorú molekula pri zrážke potrebuje na to, aby prebehla reakcia. Meria sa v kJ / mol a hodnoty sú zvyčajne v rozmedzí 50-250.
Všeobecne sa uznáva, že ak Ea= 150 kJ / mol pre akúkoľvek reakciu, potom pri n. pri.prakticky nevyteká. Táto energia sa vynakladá na prekonanie odpudzovania medzi molekulami látok a na oslabenie väzieb v pôvodných látkach. Inými slovami, aktivačná energia charakterizuje silu chemických väzieb v látkach. Podľa hodnoty aktivačnej energie sa dá predbežne odhadnúť rýchlosť chemickej reakcie:
Závislosť reakčnej rýchlosti od koncentrácie najpresnejšie charakterizuje zákon hromadnej akcie (MAS), ktorý znie:
Rýchlosť chemickej reakcie má priamuproporcionálna závislosť od súčinu koncentrácií reagujúcich látok, ktorých hodnoty sa berú v mocninách zodpovedajúcich ich stechiometrickým koeficientom.
Tento zákon je vhodný pre elementárne jednostupňové reakcie alebo akékoľvek štádium interakcie látok, ktoré sa vyznačujú zložitým mechanizmom.
Ak chcete určiť rýchlosť chemickej reakcie, rovnicu ktorej možno bežne zapísať ako:
αА + bB = ϲС, potom,
v súlade s vyššie uvedenou formuláciou zákona možno rýchlosť zistiť rovnicou:
V = k · [A]a· [B]vkde
a a b sú stechiometrické koeficienty,
[A] a [B] sú koncentrácie východiskových zlúčenín,
k je rýchlostná konštanta uvažovanej reakcie.
Význam koeficientu rýchlosti chemickej reakciespočíva v tom, že jeho hodnota sa bude rovnať rýchlosti, ak sa koncentrácie zlúčenín rovnajú jednotkám. Treba poznamenať, že pre správny výpočet pomocou tohto vzorca je potrebné vziať do úvahy stav agregácie činidiel. Koncentrácia tuhej látky sa považuje za jednotnú a nie je zahrnutá v rovnici, pretože zostáva počas reakcie konštantná. Do výpočtu pre ZDM sa teda započítava len koncentrácia kvapalných a plynných látok. Takže pre reakciu získania oxidu kremičitého z jednoduchých látok opísaných rovnicou
Si(tv) + Ο2 (d) = SiΟ2 (televízor),
rýchlosť bude určená vzorcom:
V = k · [Ο2u.
Ako by sa zmenila rýchlosť chemickej reakcie oxidu dusnatého s kyslíkom, keby sa koncentrácie východiskových zlúčenín zdvojnásobili?
Riešenie: Tento proces zodpovedá reakčnej rovnici:
2ΝΟ + Ο2= 2ΝΟ2.
Napíšme výrazy pre iniciály (ᴠ1) a konečné (ᴠ2) reakčné rýchlosti:
ᴠ1= k · [ΝΟ]2· [Ο2] a
ᴠ2= k · (2 · [ΝΟ])2· 2 · [Ο2] = k · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2u.
Ďalším krokom je oddelenie ľavej a pravej strany:
ᴠ1/ ᴠ2 = (k · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2]) / (k · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Hodnoty koncentrácie a rýchlostné konštanty sú znížené a zostáva:
ᴠ2/ ᴠ1 = 4 2/1 = 8.
Odpoveď: zvýšená 8-krát.
Závislosť rýchlosti chemickej reakcie nateplota bola určená empiricky holandským vedcom J. H. Van't Hoffom. Zistil, že rýchlosť mnohých reakcií sa zvyšuje o faktor 2-4 so zvýšením teploty o každých 10 stupňov. Pre toto pravidlo existuje matematický výraz, ktorý vyzerá takto:
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10kde
ᴠ1 a ᴠ2 - zodpovedajúce otáčky pri teplotách Τ1 a Τ2;
γ - teplotný koeficient, rovný 2–4.
Toto pravidlo však nevysvetľuje mechanizmusvplyv teploty na hodnotu rýchlosti jednej alebo druhej reakcie a nepopisuje celý súbor vzorov. Je logické dospieť k záveru, že so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje chaotický pohyb častíc a to vyvoláva väčší počet ich zrážok. To však nijako zvlášť neovplyvňuje účinnosť kolízie molekúl, pretože závisí hlavne od aktivačnej energie. Významnú úlohu v účinnosti zrážok častíc zohráva aj ich priestorová korešpondencia.
Teplotná závislosť rýchlosti chemickej reakcie, berúc do úvahy povahu reaktantov, sa riadi Arrheniovou rovnicou:
k = A0· E-Ea / RΤkde
Aleo - multiplikátor;
Ea - aktivačná energia.
Ako by sa mala zmeniť teplota, aby rýchlosť chemickej reakcie, pre ktorú je teplotný koeficient číselne rovný 3, vzrástla 27-násobne?
Riešenie. Použime vzorec
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10.
Z podmienky ᴠ2/ ᴠ1 = 27 a γ = 3. Nájdite ΔΤ = Τ2–Τ1.
Transformáciou pôvodného vzorca dostaneme:
V2/ V1= γΔΤ / 10.
Dosaďte hodnoty: 27 = 3ΔΤ / 10.
Je teda jasné, že ΔΤ / 10 = 3 a ΔΤ = 30.
Odpoveď: teplota by sa mala zvýšiť o 30 stupňov.
Vo fyzikálnej chémii rýchlosť chemických reakciíaktívne študuje aj sekciu zvanú katalýza. Zaujíma ho, ako a prečo relatívne malé množstvá niektorých látok výrazne zvyšujú mieru interakcie iných. Také látky, ktoré môžu reakciu urýchliť, ale samy sa v nej nespotrebúvajú, sa nazývajú katalyzátory.
Je dokázané, že katalyzátory menia mechanizmus veľmichemická interakcia, prispievajú k vzniku nových prechodných stavov, ktoré sa vyznačujú nižšími výškami energetickej bariéry. To znamená, že prispievajú k zníženiu aktivačnej energie, a teda k zvýšeniu počtu účinných úderov častíc. Katalyzátor nemôže spôsobiť energeticky nemožnú reakciu.
Peroxid vodíka sa teda môže rozkladať za vzniku kyslíka a vody:
H2Ο2 = H2Ο + Ο2.
Ale táto reakcia je veľmi pomalá a v našich lekárničkáchexistuje v nezmenenej podobe už dosť dlho. Keď otvoríte iba veľmi staré fľaštičky s peroxidom, všimnete si mierne praskanie spôsobené tlakom kyslíka na steny nádoby. Pridanie len niekoľkých zŕn oxidu horečnatého vyvolá aktívny vývoj plynu.
Rovnaká reakcia rozkladu peroxidu, ale už podpôsobením katalázy, vzniká pri liečbe rán. Živé organizmy obsahujú veľa rôznych látok, ktoré zvyšujú rýchlosť biochemických reakcií. Nazývajú sa enzýmy.
Opačný vplyv na priebeh reakciímajú inhibítory. Nie je to však vždy zlé. Inhibítory sa používajú na ochranu kovových výrobkov pred koróziou, na predĺženie trvanlivosti potravín, napríklad na zabránenie oxidácii tukov.
V prípade, že interakcia ide medzizlúčeniny s rôznym stavom agregácie, alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvárať homogénne prostredie (nemiešateľné kvapaliny), potom tento faktor výrazne ovplyvňuje aj rýchlosť chemickej reakcie. Je to spôsobené tým, že heterogénne reakcie prebiehajú priamo na rozhraní medzi fázami interagujúcich látok. Je zrejmé, že čím je táto hranica širšia, tým viac častíc má možnosť sa zraziť a tým rýchlejšie prebieha reakcia.
Napríklad drevo horí oveľa rýchlejšie.skôr vo forme malých triesok ako polená. Na ten istý účel sa veľa pevných látok pred pridaním do roztoku rozomelie na jemný prášok. Takže prášková krieda (uhličitan vápenatý) pôsobí rýchlejšie s kyselinou chlorovodíkovou ako kus rovnakej hmoty. Táto technika však okrem zväčšenia plochy vedie aj k chaotickému pretrhnutiu kryštálovej mriežky látky, čo znamená zvýšenie reaktivity častíc.
Matematicky sa rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie zistí ako zmena množstva látky (Δν), ktorá sa vyskytuje za jednotku času (Δt) na jednotku povrchu.
(S): V = AV / (S At).
Zmeny tlaku v systéme majú vplyvlen v prípade, keď sa reakcie zúčastňujú plyny. Zvýšenie tlaku je sprevádzané zvýšením molekúl látky na jednotku objemu, to znamená, že jej koncentrácia sa úmerne zvyšuje. Naopak, zníženie tlaku vedie k ekvivalentnému zníženiu koncentrácie reaktantu. V tomto prípade je vzorec zodpovedajúci ZDM vhodný na výpočet rýchlosti chemickej reakcie.
Úloha. Ako bude rýchlosť reakcie opísaná rovnicou
2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ2,
ak sa objem uzavretého systému zmenší trikrát (T = const)?
Riešenie. So znižovaním objemu sa úmerne zvyšuje tlak. Napíšme výrazy pre iniciály (V1) a konečná (V2) reakčné rýchlosti:
V1 = k · [NΟ]2· [Ο2] a
V2 = k · (3 · [NΟ])2· 3 · [Ο2] = k · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2u.
Ak chcete zistiť, koľkokrát je nová rýchlosť väčšia ako počiatočná, mali by ste oddeliť ľavú a pravú časť výrazov:
V1/ V2 = (k · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2]) / (k · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Hodnoty koncentrácie a rýchlostné konštanty sú znížené a zostáva:
V2/ V1 = 9 3/1 = 27.
Odpoveď: rýchlosť sa zvýšila 27-krát.
Ak to zhrnieme, treba poznamenať, že rýchlosťinterakciu látok, respektíve počet a kvalitu zrážok ich častíc ovplyvňuje mnoho faktorov. V prvom rade je to aktivačná energia a geometria molekúl, ktoré je takmer nemožné opraviť. Pokiaľ ide o zostávajúce podmienky, pre zvýšenie rýchlosti reakcie platí:
