Proučavanje brzine kemijske reakcije i uvjeta koji utječu na njezinu promjenu jedno je od područja fizikalne kemije - kemijska kinetika. Ona također razmatra mehanizme tih reakcija i njihovu termodinamičku valjanost. Ove studije nisu važne samo za znanstvene svrhe, već i za kontrolu interakcije komponenti u reaktorima u proizvodnji svih vrsta tvari.
Koncept brzine u kemiji
Brzinom reakcije obično se naziva određena promjena koncentracija spojeva koji su ušli u reakciju (ΔS) u jedinici vremena (Δt). Matematička formula za brzinu kemijske reakcije je sljedeća:
ᴠ=±ΔC/Δt.
Brzina reakcije se mjeri u mol/l∙s ako se javlja u cijelom volumenu (tj. reakcija je homogena) i u mol/m2∙s ako se interakcija odvija na površini koja razdvaja faze (odnosno, reakcija je heterogena). Znak “–” u formuli odnosi se na promjenu vrijednosti koncentracija početnih reaktanata, a znak “+” na promjenu vrijednosti koncentracija produkata iste reakcije.
Primjeri reakcija po različitim stopama
Kemijske interakcije mogu se dogoditi različitim brzinama. Dakle, stopa rasta stalaktita, odnosno stvaranje kalcijevog karbonata, iznosi samo 0,5 mm na 100 godina. Neke su biokemijske reakcije spore, poput fotosinteze i sinteze proteina. Korozija metala odvija se prilično niskom brzinom.
Reakcije koje zahtijevaju jedan do nekoliko sati mogu se okarakterizirati srednjom brzinom. Primjer je kuhanje, koje je popraćeno razgradnjom i transformacijom spojeva sadržanih u proizvodima. Sinteza pojedinačnih polimera zahtijeva zagrijavanje reakcijske smjese određeno vrijeme.
Primjer kemijskih reakcija, čija je brzina prilično velika, može poslužiti kao reakcija neutralizacije, interakcija natrijevog bikarbonata s otopinom octene kiseline, praćena oslobađanjem ugljičnog dioksida. Možemo spomenuti i interakciju barijevog nitrata s natrijevim sulfatom, pri čemu se uočava talog netopivog barijevog sulfata.
Veliki broj reakcija može se odvijati brzinom munje i popraćene su eksplozijom. Klasičan primjer je interakcija kalija s vodom.
Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije
Vrijedi napomenuti da iste tvari mogu međusobno reagirati različitim brzinama. Tako, na primjer, mješavina plinovitog kisika i vodika možda neće pokazivati znakove interakcije dosta dugo vremena, međutim, kadatresući spremnik ili ga udarajući, reakcija postaje eksplozivna. Stoga je kemijska kinetika identificirala određene čimbenike koji imaju sposobnost utjecati na brzinu kemijske reakcije. To uključuje:
- priroda tvari koje djeluju;
- koncentracija reagensa;
- promjena temperature;
- prisutnost katalizatora;
- promjena tlaka (za plinovite tvari);
- područje dodira tvari (ako govorimo o heterogenim reakcijama).
Utjecaj prirode materije
Takva značajna razlika u brzinama kemijskih reakcija objašnjava se različitim energijama aktivacije (Ea). Podrazumijeva se kao određeni višak energije u usporedbi s njezinom prosječnom vrijednošću koja je potrebna molekuli tijekom sudara da bi došlo do reakcije. Mjeri se u kJ / mol, a vrijednosti su obično u rasponu od 50-250.
Općenito je prihvaćeno da ako je Ea=150 kJ/mol za bilo koju reakciju, tada na n. y. praktički ne teče. Ta se energija troši na prevladavanje odbijanja između molekula tvari i na slabljenje veza u izvornim tvarima. Drugim riječima, energija aktivacije karakterizira snagu kemijskih veza u tvarima. Po vrijednosti aktivacijske energije možete preliminarno procijeniti brzinu kemijske reakcije:
- Ea<
- 40<Ea<120, pretpostavljeni prosjekreakcija, budući da će samo polovica sudara molekula biti učinkovita (na primjer, reakcija cinka sa klorovodičnom kiselinom);
- Ea>120, samo će vrlo mali dio sudara čestica dovesti do reakcije, a brzina će biti niska.
Utjecaj koncentracije
Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji najtočnije je okarakterizirana zakonom djelovanja mase (LMA), koji glasi:
Brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reagirajućih tvari, čije se vrijednosti uzimaju u stupnjevima koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Ovaj zakon je prikladan za elementarne jednofazne reakcije, ili bilo koji stupanj interakcije tvari, karakteriziran složenim mehanizmom.
Ako želite odrediti brzinu kemijske reakcije, čija se jednadžba može uvjetno napisati kao:
αA+ bB=ϲS, zatim, prema gornjoj formulaciji zakona, brzina se može pronaći jednadžbom:
V=k·[A]a·[B]b, gdje je
a i b su stehiometrijski koeficijenti, [A] i [B] – koncentracije početnih spojeva, k je konstanta brzine reakcije koja se razmatra.
Značenje koeficijenta brzine kemijske reakcije je da će njegova vrijednost biti jednaka brzini ako su koncentracije spojeva jednake jedinicama. Treba napomenuti da je za ispravan izračun prema ovoj formuli potrebno uzeti u obzir agregatno stanje reagensa. Čvrsta koncentracijatvari se uzimaju jednake jedinici i nisu uključene u jednadžbu, budući da ostaje konstantna tijekom reakcije. Stoga se u izračun prema MDM-u uključuju samo koncentracije tekućih i plinovitih tvari. Dakle, za reakciju dobivanja silicijevog dioksida iz jednostavnih tvari, opisanu jednadžbom
Si(tv)+ Ο2(g)=SiΟ2(tv), brzina će biti određena formulom:
V=k·[Ο2].
Tipični zadatak
Kako bi se promijenila brzina kemijske reakcije dušikovog monoksida s kisikom ako se koncentracije početnih spojeva udvostruče?
Rješenje: Ovaj proces odgovara jednadžbi reakcije:
2ΝΟ + Ο2=2ΝΟ2.
Napišite izraze za početnu (ᴠ1) i konačnu (ᴠ2) stope reakcije:
ᴠ1=k·[ΝΟ]2·[Ο2] i
ᴠ2=k·(2·[ΝΟ])2·2·[Ο2]=k 4[ΝΟ]2 2[Ο2].
Dalje, odvojite lijevi i desni dio:
ᴠ1/ᴠ2 =(k 4[ΝΟ]2 2[Ο2]) / (k·[ΝΟ]2·[Ο2]).
Vrijednosti koncentracije i konstante brzine se smanjuju, ostavljajući:
ᴠ2/ᴠ1 =4 2/1=8.
Odgovor: povećano 8 puta.
temperaturni učinak
Ovisnost brzine kemijske reakcije otemperaturu je empirijski odredio nizozemski znanstvenik J. H. Van't Hoff. Otkrio je da se stopa mnogih reakcija povećava za faktor 2-4 sa svakih 10 stupnjeva porasta temperature. Postoji matematički izraz za ovo pravilo, koji izgleda ovako:
ᴠ2 =ᴠ1 γ(Τ2-Τ1)/10, gdje
ᴠ1 i ᴠ2 su odgovarajuće brzine na temperaturama Τ1 i Τ2;
γ - temperaturni koeficijent, jednak 2–4.
Istovremeno, ovo pravilo ne objašnjava mehanizam utjecaja temperature na vrijednost brzine određene reakcije i ne opisuje cijeli skup obrazaca. Logično je zaključiti da se povećanjem temperature kaotično kretanje čestica povećava i to izaziva veći broj njihovih sudara. Međutim, to ne utječe osobito na učinkovitost molekularnih sudara, jer ovisi uglavnom o energiji aktivacije. Također, značajnu ulogu u učinkovitosti sudara čestica ima njihova prostorna međusobna korespondencija.
Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi, uzimajući u obzir prirodu reaktanata, slijedi Arrheniusovu jednadžbu:
k=A0 e-Ea/RΤ, gdje je
Ao – množitelj;
Ea – energija aktivacije.
Primjer problema na van't Hoffovom zakonu
Kako treba promijeniti temperaturu da se brzina kemijske reakcije, čiji je temperaturni koeficijent brojčano jednak 3, poveća 27 puta?
Odluka. Koristimo formulu
ᴠ2 =ᴠ1 γ(Τ2-Τ1)/10.
Iz uvjeta ᴠ2/ᴠ1 =27, i γ=3. Morate pronaći ΔΤ=Τ2–Τ1.
Transformirajući izvornu formulu, dobivamo:
V2/V1=γΔΤ/10.
Zamjenske vrijednosti: 27=3ΔΤ/10.
Odavde je jasno da je ΔΤ/10=3 i ΔΤ=30.
Odgovor: temperaturu treba povećati za 30 stupnjeva.
Utjecaj katalizatora
U fizikalnoj kemiji, brzina kemijskih reakcija također se aktivno proučava u dijelu koji se zove kataliza. Zanima ga kako i zašto relativno male količine određenih tvari značajno povećavaju stopu interakcije drugih. Tvari koje mogu ubrzati reakciju, ali se same ne konzumiraju nazivaju se katalizatori.
Dokazano je da katalizatori mijenjaju mehanizam same kemijske interakcije, doprinose nastanku novih prijelaznih stanja, koje karakteriziraju niže visine energetske barijere. Odnosno, doprinose smanjenju energije aktivacije, a time i povećanju broja učinkovitih udara čestica. Katalizator ne može izazvati reakciju koja je energetski nemoguća.
Dakle, vodikov peroksid se može razgraditi u kisik i vodu:
N2Ο2=N2Ο + Ο 2.
Ali ova reakcija je vrlo spora i u našim medicinskim ormarićima postoji nepromijenjenapogled već neko vrijeme. Otvarajući samo vrlo stare bočice s peroksidom, možete vidjeti mali prasak uzrokovan tlakom kisika na stijenkama posude. Dodavanje samo nekoliko zrna magnezijevog oksida će izazvati aktivnu evoluciju plina.
Ista reakcija razgradnje peroksida, ali pod djelovanjem katalaze, događa se i pri liječenju rana. U živim organizmima postoji mnogo različitih tvari koje povećavaju brzinu biokemijskih reakcija. Zovu se enzimi.
Inhibitori imaju suprotan učinak na tijek reakcija. Međutim, to nije uvijek loše. Inhibitori se koriste za zaštitu metalnih proizvoda od korozije, za produljenje vijeka trajanja hrane, na primjer, za sprječavanje oksidacije masti.
Područje kontakta s tvari
U slučaju da dođe do interakcije između spojeva koji imaju različita agregatna stanja, ili između tvari koje nisu u stanju tvoriti homogeni medij (tekućine koje se ne miješaju), tada i ovaj faktor značajno utječe na brzinu kemijske reakcije. To je zbog činjenice da se heterogene reakcije provode izravno na granici između faza tvari koje djeluju. Očito, što je ta granica šira, to se više čestica ima priliku sudariti, a reakcija je brža.
Na primjer, drvo u obliku sitne strugotine gori mnogo brže nego u obliku cjepanice. U istu svrhu, mnoge krute tvari se melju u fini prah prije nego što se dodaju u otopinu. Dakle, kreda u prahu (kalcijev karbonat) brže djeluje s klorovodičnom kiselinom,nego komad iste mase. Međutim, osim povećanja površine, ova tehnika također dovodi do kaotičnog loma kristalne rešetke tvari, što znači da povećava reaktivnost čestica.
Matematički, brzina heterogene kemijske reakcije nalazi se kao promjena u količini tvari (Δν) koja se javlja u jedinici vremena (Δt) po jedinici površine
(S): V=Δν/(S Δt).
Utjecaj pritiska
Promjena tlaka u sustavu ima učinak samo kada su plinovi uključeni u reakciju. Povećanje tlaka popraćeno je povećanjem molekula tvari po jedinici volumena, odnosno proporcionalno raste njezina koncentracija. Suprotno tome, smanjenje tlaka dovodi do ekvivalentnog smanjenja koncentracije reagensa. U ovom slučaju, formula koja odgovara ZDM je prikladna za izračun brzine kemijske reakcije.
Zadatak. Kako će brzina reakcije opisane jednadžbom
2ΝΟ + Ο2=2ΝΟ2, ako se volumen zatvorenog sustava smanji tri puta (T=const)?
Odluka. Kako se volumen smanjuje, tlak se proporcionalno povećava. Napišimo izraze za početnu (V1) i konačnu (V2) stope reakcije:
V1 =k·[NΟ]2·[Ο2] i
V2 =k·(3·[NΟ])2 3·[Ο2]=k 9[ΝΟ]2 3[Ο2].
Da biste saznali koliko je puta nova brzina većapočetno, trebali biste odvojiti lijevi i desni dio izraza:
V1/V2 =(k 9[ΝΟ]2· 3 [Ο2]) / (k·[ΝΟ]2·[Ο2]).
Vrijednosti koncentracije i konstante brzine se smanjuju, ostavljajući:
V2/V1 =9 3/1=27.
Odgovor: brzina se povećala za 27 puta.
Rezimirajući, treba napomenuti da na brzinu interakcije tvari, odnosno na broj i kvalitetu sudara njihovih čestica, utječu mnogi čimbenici. Prije svega, to je energija aktivacije i geometrija molekula koje je gotovo nemoguće ispraviti. Što se tiče ostalih uvjeta, za povećanje brzine reakcije slijedi:
- povećajte temperaturu reakcijskog medija;
- povećati koncentraciju početnih spojeva;
- povećati tlak u sustavu ili smanjiti njegov volumen kada su u pitanju plinovi;
- dovedite različite tvari u jedno stanje agregacije (na primjer, otapanjem u vodi) ili povećajte površinu njihovog dodira.
