Brzina reakcije je vrijednost koja pokazuje promjenu koncentracije reaktanata tijekom određenog vremenskog razdoblja. Da bi se procijenila njegova veličina, potrebno je promijeniti početne uvjete procesa.
Homogene interakcije
Brzina reakcije između nekih spojeva koji su u istom agregatnom obliku ovisi o volumenu uzetih tvari. S matematičke točke gledišta, moguće je izraziti odnos između brzine homogenog procesa i promjene koncentracije u jedinici vremena.
Primjer takve interakcije je oksidacija dušikovog oksida (2) u dušikov oksid (4).
Heterogeni procesi
Brzina reakcije za početne tvari u različitim stanjima agregacije karakteriziran je brojem molova početnih reagensa po jedinici površine u jedinici vremena.
Heterogene interakcije karakteristične su za sustave koji imaju različita agregatna stanja.
Rezimirajući, napominjemo da brzina reakcije pokazuje promjenu broja molova početnih reagensa (produkta reakcije) zavremensko razdoblje, po jedinici sučelja ili po jedinici volumena.
Koncentracija
Razmotrimo glavne čimbenike koji utječu na brzinu reakcije. Krenimo od koncentracije. Takva je ovisnost izražena zakonom masovnog djelovanja. Postoji izravno proporcionalan odnos između umnoška koncentracija tvari koje međusobno djeluju, uzete u smislu njihovih stereokemijskih koeficijenata, i brzine reakcije.
Razmotrimo jednadžbu aA + bB=cC + dD, gdje su A, B, C, D tekućine ili plinovi. Za gornji proces, kinetička se jednadžba može napisati uzimajući u obzir koeficijent proporcionalnosti, koji ima svoju vrijednost za svaku interakciju.
Kao glavni razlog povećanja brzine može se primijetiti povećanje broja sudara reagirajućih čestica po jedinici volumena.
temperatura
Razmotrite utjecaj temperature na brzinu reakcije. Procesi koji se javljaju u homogenim sustavima mogući su samo kada se čestice sudaraju. Ali ne dovode svi sudari do stvaranja produkta reakcije. Samo u slučaju kada čestice imaju povećanu energiju. Kada se reagensi zagrijavaju, uočava se povećanje kinetičke energije čestica, povećava se broj aktivnih molekula, stoga se opaža povećanje brzine reakcije. Odnos između temperaturnog indeksa i brzine procesa određen je van't Hoffovim pravilom: svako povećanje temperature za 10°C dovodi do povećanja brzine procesa za 2-4 puta.
Katalizator
S obzirom na čimbenike koji utječu na brzinu reakcije, usredotočimo se na tvari koje mogu povećati brzinu procesa, odnosno na katalizatore. Ovisno o stanju agregacije katalizatora i reaktanata, razlikuje se nekoliko vrsta katalize:
- homogeni oblik, u kojem reaktanti i katalizator imaju isto stanje agregacije;
- heterogen kada su reaktanti i katalizator u istoj fazi.
Nikal, platina, rodij, paladij mogu se izdvojiti kao primjeri tvari koje ubrzavaju interakcije.
Inhibitori su tvari koje usporavaju reakciju.
Područje kontakta
Što još određuje brzinu reakcije? Kemija je podijeljena u nekoliko odjeljaka, od kojih se svaki bavi razmatranjem određenih procesa i pojava. Kolegij fizikalne kemije ispituje odnos između površine kontakta i brzine procesa.
Kako bi se povećala kontaktna površina reagensa, oni se drobe do određene veličine. Najbrža interakcija događa se u otopinama, zbog čega se mnoge reakcije provode u vodenom mediju.
Prilikom mljevenja krutih tvari potrebno je pridržavati se mjera. Na primjer, kada se pirit (željezni sulfit) pretvori u prašinu, njegove se čestice sinteriraju u peći, što negativno utječe na brzinu oksidacijskog procesa ovog spoja, a prinos sumporovog dioksida se smanjuje.
Reagensi
Pokušajmo razumjeti kako odrediti brzinu reakcije ovisno o tome koji reagensi djeluju? Na primjer, aktivni metali koji se nalaze u Beketovljevom elektrokemijskom nizu prije vodika mogu stupiti u interakciju s kiselinskim otopinama, a oni koji su nakon H2 nemaju takvu sposobnost. Razlog za ovaj fenomen leži u različitoj kemijskoj aktivnosti metala.
Pritisak
Kako je stopa reakcije povezana s ovom vrijednošću? Kemija je znanost koja je usko povezana s fizikom, pa je ovisnost izravno proporcionalna, regulirana je plinskim zakonima. Postoji izravan odnos između količina. A da bismo razumjeli koji zakon određuje brzinu kemijske reakcije, potrebno je poznavati agregacijsko stanje i koncentraciju reagensa.
Vrste brzina u kemiji
Uobičajeno je izdvojiti trenutne i prosječne vrijednosti. Prosječna brzina kemijske interakcije definirana je kao razlika u koncentracijama reaktanata tijekom vremenskog razdoblja.
Dobivena vrijednost je negativna kada se koncentracija smanjuje, pozitivna kada se koncentracija produkata interakcije povećava.
Prava (trenutna) vrijednost je takav omjer u određenoj jedinici vremena.
U SI sustavu, brzina kemijskog procesa izražava se u [mol×m-3×s-1].
Problemi u kemiji
Pogledajmo neke primjere problema povezanih s određivanjem brzine.
Primjer 1. Uklor i vodik se pomiješaju u posudi, zatim se smjesa zagrije. Nakon 5 sekundi, koncentracija klorovodika poprimila je vrijednost od 0,05 mol/dm3. Izračunajte prosječnu brzinu stvaranja klorovodika (mol/dm3 s).
Potrebno je odrediti promjenu koncentracije klorovodika 5 sekundi nakon interakcije, oduzimajući početnu vrijednost od konačne koncentracije:
C(HCl)=c2 - c1=0,05 - 0=0,05 mol/dm3.
Izračunajte prosječnu brzinu stvaranja klorovodika:
V=0,05/5=0,010 mol/dm3 ×s.
Primjer 2. U posudi zapremine 3 dm3, događa se sljedeći proces:
C2H2 + 2H2=C2 H6.
Početna masa vodika je 1 g. Dvije sekunde nakon početka interakcije, masa vodika je poprimila vrijednost od 0,4 g. Izračunajte prosječnu brzinu proizvodnje etana (mol/dm 3×s).
Masa vodika koja je reagirala definirana je kao razlika između početne vrijednosti i konačnog broja. To je 1 - 0,4=0,6 (g). Da biste odredili broj molova vodika, potrebno ga je podijeliti s molarnom masom danog plina: n=0,6/2=0,3 mol. Prema jednadžbi, 1 mol etana nastaje iz 2 mola vodika, dakle, iz 0,3 mola H2 dobivamo 0,15 mola etana.
Odredite koncentraciju rezultirajućeg ugljikovodika, dobivamo 0,05 mol/dm3. Tada možete izračunati prosječnu brzinu njegovog stvaranja:=0,025 mol/dm3 ×s.
Zaključak
Različiti čimbenici utječu na brzinu kemijske interakcije: priroda reagirajućih tvari (aktivacijska energija), njihova koncentracija, prisutnost katalizatora, stupanj mljevenja, tlak, vrsta zračenja.
U drugoj polovici devetnaestog stoljeća, profesor N. N. Beketov sugerirao je da postoji veza između mase početnih reagensa i trajanja procesa. Ova hipoteza potvrđena je u zakonu masovnog djelovanja, koji su 1867. ustanovili norveški kemičari: P. Wage i K. Guldberg.
Fizikalna kemija proučava mehanizam i brzinu raznih procesa. Najjednostavniji procesi koji se odvijaju u jednoj fazi nazivaju se monomolekularni procesi. Složene interakcije uključuju nekoliko elementarnih uzastopnih interakcija, pa se svaka faza razmatra zasebno.
Kako bi se dobio maksimalni prinos produkta reakcije uz minimalne troškove energije, važno je uzeti u obzir glavne čimbenike koji utječu na tijek procesa.
Na primjer, da bi se ubrzao proces razgradnje vode u jednostavne tvari, potreban je katalizator, čiju ulogu obavlja manganov oksid (4).
Sve nijanse povezane s izborom reagensa, izborom optimalnog tlaka i temperature, koncentracijom reagensa razmatraju se u kemijskoj kinetici.
