Проучавањем брзине хемијске реакције иједан од праваца физичке хемије, хемијска кинетика, бави се условима који утичу на његову промену. Она такође испитује механизме ових реакција и њихову термодинамичку валидност. Ове студије су важне не само у научне сврхе, већ и за праћење интеракције компоненти у реакторима у производњи свих врста супстанци.
Појам брзине у хемији
Брзина реакције се обично назива одређеномпромена концентрација реагујућих једињења (ΔЦ) у јединици времена (Δт). Математичка формула за брзину хемијске реакције је следећа:
ᴠ = ± ΔЦ / Δт.
Измерите брзину реакције у мол / л ∙ с, ако се јавља у целој запремини (тј. реакција је хомогена) и у мол / м2∙ с, ако се интеракција одвија на површини,фаза раздвајања (односно, реакција је хетерогена). Знак "-" у формули се односи на промену вредности концентрација почетних реагујућих супстанци, а знак "+" - на промену вредности концентрација продуката исте реакције.
Примери реакција са различитим брзинама
Хемијске интеракције могуодвија се различитим брзинама. Дакле, стопа раста сталактита, односно формирања калцијум карбоната, је само 0,5 мм на 100 година. Неке биохемијске реакције су споре, као што су фотосинтеза и синтеза протеина. Корозија метала се одвија прилично ниском брзином.
Просечна брзина се може окарактерисати реакцијама,захтева од једног до неколико сати. Пример би била припрема хране, која је праћена разградњом и конверзијом једињења садржаних у храни. Синтеза појединачних полимера захтева загревање реакционе смеше одређено време.
Пример хемијских реакција, чија брзинаприлично високе, могу послужити реакције неутрализације, интеракција натријум бикарбоната са раствором сирћетне киселине, праћена ослобађањем угљен-диоксида. Такође можете поменути интеракцију баријум нитрата са натријум сулфатом, у којој се примећује таложење нерастворљивог баријум сулфата.
Велики број реакција може се одвијати муњевитом брзином и праћене су експлозијом. Класичан пример је интеракција калијума са водом.
Фактори који утичу на брзину хемијске реакције
Треба напоменути да исте супстанце могуреагују једни на друге различитим брзинама. Тако, на пример, мешавина гасовитог кисеоника и водоника можда неће показивати знаке интеракције прилично дуго, међутим, када се контејнер протресе или удари, реакција постаје експлозивна. Дакле, хемијска кинетика и идентификовани су одређени фактори који имају способност да утичу на брзину хемијске реакције. Ови укључују:
- природа супстанци у интеракцији;
- концентрација реагенса;
- промена температуре;
- присуство катализатора;
- промена притиска (за гасовите супстанце);
- контактна површина супстанци (ако говоримо о хетерогеним реакцијама).
Утицај природе материје
Овако значајна разлика у брзинама хемијских реакција објашњава се различитим вредностима енергије активације (Еа).Под њим се подразумева одређени вишак енергије у поређењу са њеном просечном вредношћу која је потребна молекулу у судару да би дошло до реакције. Мери се у кЈ/мол и вредности су обично у распону од 50-250.
Опште је прихваћено да ако Еа= 150 кЈ / мол за било коју реакцију, затим на н. ат.практично не цури. Ова енергија се троши на превазилажење одбијања између молекула супстанци и на слабљење веза у првобитним супстанцама. Другим речима, енергија активације карактерише јачину хемијских веза у супстанцама. По вредности енергије активације може се прелиминарно проценити брзина хемијске реакције:
- Еа<40, интеракција супстанци се дешава прилично брзо, пошто скоро сви судари честица доводе до њихове реакције;
- 40 <Еа<120, претпоставља се просечна реакција, пошто ће само половина судара молекула бити ефикасна (на пример, реакција цинка са хлороводоничном киселином);
- Еа> 120, само врло мали део судара честица ће довести до реакције, а њена брзина ће бити мала.
Ефекат концентрације
Зависност брзине реакције од концентрације најтачније је окарактерисана законом дејства масе (МЛА), који гласи:
Брзина хемијске реакције има директнупропорционална зависност од производа концентрација реагујућих супстанци, чије су вредности узете у снагама које одговарају њиховим стехиометријским коефицијентима.
Овај закон је погодан за елементарне једностепене реакције, или било коју фазу интеракције супстанци, коју карактерише сложен механизам.
Ако желите да одредите брзину хемијске реакције, чија се једначина може конвенционално написати као:
αА + бБ = ϲС, онда,
у складу са горњом формулацијом закона, брзина се може наћи по једначини:
В = к · [А]а· [Б]ингде
а и б су стехиометријски коефицијенти,
[А] и [Б] су концентрације почетних једињења,
к је константа брзине разматране реакције.
Значење коефицијента брзине хемијске реакцијележи у чињеници да ће његова вредност бити једнака стопи ако су концентрације једињења једнаке јединицама. Треба напоменути да је за тачан прорачун коришћењем ове формуле вредно узети у обзир стање агрегације реагенаса. Концентрација чврсте супстанце се узима као јединица и није укључена у једначину, пошто остаје константна током реакције. Дакле, само концентрације течних и гасовитих материја су укључене у прорачун за ЗДМ. Дакле, за реакцију добијања силицијум диоксида из једноставних супстанци, описану једначином
Си(ТВ) + Ο2 (д) = СиΟ2 (тв),
брзина ће бити одређена формулом:
В = к · [Ο2].
Типичан задатак
Како би се променила брзина хемијске реакције азот-моноксида са кисеоником ако се концентрације полазних једињења удвоструче?
Решење: Овај процес одговара једначини реакције:
2ΝΟ + Ο2= 2ΝΟ2.
Напишимо изразе за почетни (ᴠ1) и коначно (ᴠ2) брзине реакције:
ᴠ1= к · [ΝΟ]2· [Ο2] и
ᴠ2= к · (2 · [ΝΟ])2· 2 · [Ο2] = к · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2].
Следећи корак је одвајање леве и десне стране:
ᴠ1/ ᴠ2 = (к · 4 [ΝΟ]2· 2 [Ο2]) / (к · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Вредности концентрације и константе брзине се смањују, а остаје:
ᴠ2/ ᴠ1 = 4 2/1 = 8.
Одговор: повећан за 8 пута.
Утицај температуре
Зависност брзине хемијске реакције одтемпературу је емпиријски одредио холандски научник Ј. Х. Ван'т Хофф. Открио је да се брзина многих реакција повећава за фактор 2-4 са повећањем температуре на сваких 10 степени. Постоји математички израз за ово правило, који изгледа овако:
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10где
ᴠ1 и ᴠ2 - одговарајуће брзине на температурама Τ1 и Τ2;
γ - температурни коефицијент, једнак 2–4.
Међутим, ово правило не објашњава механизамутицај температуре на вредност брзине једне или друге реакције и не описује цео скуп закона. Логично је закључити да се са повећањем температуре хаотично кретање честица повећава и то изазива већи број њихових судара. Међутим, то не утиче посебно на ефикасност судара молекула, јер зависи углавном од енергије активације. Такође, значајну улогу у ефикасности судара честица игра њихова просторна кореспонденција једна са другом.
Зависност брзине хемијске реакције од температуре, узимајући у обзир природу реактаната, одговара Аррхениусовој једначини:
к = А0· Е-Еа / РΤгде
Ао - мултипликатор;
Еа - енергија активације.
Пример проблема са Вант Хофовим законом
Како треба променити температуру тако да брзина хемијске реакције, за коју је температурни коефицијент бројчано једнак 3, порасте за фактор 27?
Решење. Хајде да користимо формулу
ᴠ2 = ᴠ1Γ(Τ2-Τ1) / 10.
Из услова ᴠ2/ ᴠ1 = 27, и γ = 3. Наћи ΔΤ = Τ2–Τ1.
Трансформишући оригиналну формулу, добијамо:
Ин2/ В1= γΔΤ / 10.
Замените вредности: 27 = 3ΔΤ / 10.
Отуда је јасно да је ΔΤ / 10 = 3 и ΔΤ = 30.
Одговор: температуру треба повећати за 30 степени.
Ефекат катализатора
У физичкој хемији, брзина хемијских реакцијаон такође активно проучава део који се зове катализа. Занима га како и зашто релативно мале количине појединих супстанци значајно повећавају стопу интеракције других. Такве супстанце које могу да убрзају реакцију, али се саме у њој не троше, називају се катализатори.
Доказано је да катализатори мењају механизам самогхемијске интеракције, доприносе појави нових прелазних стања, која се одликују нижим висинама енергетске баријере. Односно, доприносе смањењу енергије активације, а самим тим и повећању броја ефективних судара честица. Катализатор не може изазвати реакцију која је енергетски немогућа.
Дакле, водоник-пероксид је у стању да се разгради и формира кисеоник и воду:
Х2Ο2 = Х2Ο + Ο2.
Али ова реакција је веома спора и у нашим комплетима прве помоћипостоји прилично дуго непромењено. Отварајући само веома старе бочице пероксида, приметићете лагано пуцање изазвано притиском кисеоника на зидове посуде. Додатак само неколико зрна магнезијум оксида ће изазвати активну еволуцију гаса.
Иста реакција распадања пероксида, али већ поддејством каталазе, настаје током лечења рана. Живи организми садрже много различитих супстанци које повећавају брзину биохемијских реакција. Зову се ензими.
Супротан ефекат на ток реакцијаимају инхибиторе. Међутим, ово није увек лоша ствар. Инхибитори се користе за заштиту металних производа од корозије, за продужење рока трајања хране, на пример, за спречавање оксидације масти.
Контактна област супстанци
У случају да се интеракција одвија измеђуједињења која имају различита агрегатна стања, или између супстанци које нису у стању да формирају хомогени медијум (течности које се не мешају), онда и овај фактор значајно утиче на брзину хемијске реакције. То је због чињенице да се хетерогене реакције спроводе директно на интерфејсу између фаза супстанци у интеракцији. Очигледно, што је ова граница шира, то више честица има прилику да се судари, а реакција се одвија брже.
На пример, дрво гори много брже.у облику ситних чипова, а не трупаца. У исту сврху, многе чврсте материје се мељу у фини прах пре него што се додају у раствор. Дакле, креда у праху (калцијум карбонат) делује брже са хлороводоничном киселином него комад исте масе. Међутим, поред повећања површине, ова техника доводи и до хаотичног пуцања кристалне решетке супстанце, што значи да повећава реактивност честица.
Математички, брзина хетерогене хемијске реакције се налази као промена у количини супстанце (Δν) која се јавља у јединици времена (Δт) по јединици површине
(С): В = Δν / (С Δт).
Утицај притиска
Промене притиска у систему утичусамо када у реакцији учествују гасови. Повећање притиска праћено је повећањем молекула супстанце по јединици запремине, односно његова концентрација се пропорционално повећава. Насупрот томе, снижавање притиска доводи до еквивалентног смањења концентрације реагенса. У овом случају, формула која одговара ЗДМ је погодна за израчунавање брзине хемијске реакције.
Задатак. Како ће брзина реакције описана једначином
2ΝΟ + Ο2 = 2ΝΟ2,
ако се запремина затвореног система смањи за три пута (Т = цонст)?
Решење. Како се запремина смањује, притисак се пропорционално повећава. Напишимо изразе за иницијал (В1) и завршни (В2) брзине реакције:
Ин1 = к · [НΟ]2· [Ο2] и
Ин2 = к · (3 · [НΟ])2· 3 · [Ο2] = к · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2].
Да бисте сазнали колико је пута нова брзина већа од почетне, треба да одвојите леви и десни део израза:
Ин1/ В2 = (к · 9 [ΝΟ]2· 3 [Ο2]) / (к · [ΝΟ]2· [Ο2]).
Вредности концентрације и константе брзине се смањују, а остаје:
Ин2/ В1 = 9 3/1 = 27.
Одговор: брзина се повећала 27 пута.
Сумирајући, треба напоменути да је брзинана интеракцију супстанци, односно на број и квалитет судара њихових честица утичу многи фактори. Пре свега, то је енергија активације и геометрија молекула, које је скоро немогуће исправити. Што се тиче осталих услова, за повећање брзине реакције следи:
- повећати температуру реакционог медијума;
- повећати концентрацију полазних једињења;
- повећати притисак у систему или смањити његову запремину када су у питању гасови;
- да доведу различите супстанце у исто стање агрегације (на пример, растварањем у води) или да повећају површину њиховог контакта.
