Brzina reakcije je vrijednost koja pokazuje promjenu koncentracije reaktanata tokom određenog vremenskog perioda. Da bi se procijenila njegova veličina, potrebno je promijeniti početne uslove procesa.
Homogene interakcije
Brzina reakcije između nekih jedinjenja koja su u istom agregatnom obliku zavisi od zapremine uzetih supstanci. Sa matematičke tačke 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 supstance u različitim stanjima agregacije karakteriše broj molova početnih reagensa po jedinici površine u jedinici vremena.
Heterogene interakcije su karakteristične za sisteme koji imaju različita agregatna stanja.
Rezimirajući, napominjemo da brzina reakcije pokazuje promjenu u broju molova početnih reagensa (proizvoda reakcije) zavremenski period, po jedinici interfejsa ili po jedinici zapremine.
Koncentracija
Razmotrimo glavne faktore koji utiču na brzinu reakcije. Počnimo s koncentracijom. Takva zavisnost je izražena zakonom masovne akcije. Postoji direktno proporcionalan odnos između proizvoda koncentracija supstanci koje stupaju u interakciju, uzete u smislu njihovih stereohemijskih koeficijenata, i brzine reakcije.
Razmotrimo jednačinu aA + bB=cC + dD, gdje su A, B, C, D tekućine ili plinovi. Za gornji proces, kinetička jednačina se može napisati uzimajući u obzir koeficijent proporcionalnosti, koji ima svoju vrijednost za svaku interakciju.
Kao glavni razlog povećanja brzine može se uočiti povećanje broja sudara reagujućih čestica po jedinici zapremine.
Temperatura
Razmotrite uticaj temperature na brzinu reakcije. Procesi koji se javljaju u homogenim sistemima 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 uočava 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.
Catalyst
S obzirom na faktore koji utiču na brzinu reakcije, fokusirajmo se na supstance koje mogu povećati brzinu procesa, odnosno na katalizatore. Ovisno o stanju agregacije katalizatora i reaktanata, razlikuje se nekoliko tipova katalize:
- homogena forma, u kojoj reaktanti i katalizator imaju isto stanje agregacije;
- heterogen kada su reaktanti i katalizator u istoj fazi.
Nikal, platina, rodijum, paladijum mogu se izdvojiti kao primeri supstanci koje ubrzavaju interakcije.
Inhibitori su supstance koje usporavaju reakciju.
Kontakt područje
Šta još određuje brzinu reakcije? Hemija je podijeljena u nekoliko odjeljaka, od kojih se svaki bavi razmatranjem određenih procesa i pojava. Kurs fizičke hemije ispituje odnos između površine kontakta i brzine procesa.
Da bi se povećala kontaktna površina reagensa, oni se drobe do određene veličine. Najbrža interakcija se događa u otopinama, zbog čega se mnoge reakcije odvijaju u vodenom mediju.
Prilikom mljevenja čvrstih materija, potrebno je pridržavati se mjera. Na primjer, kada se pirit (gvozdeni sulfit) pretvori u prašinu, njegove čestice se sinteruju u peći, što negativno utiče na brzinu oksidacionog procesa ovog jedinjenja, a prinos sumpor-dioksida se smanjuje.
Reagensi
Pokušajmo shvatiti kako odrediti brzinu reakcije ovisno o tome koji reagensi djeluju? Na primjer, aktivni metali koji se nalaze u Beketovljevom elektrohemijskom nizu prije vodonika mogu stupiti u interakciju sa kiselim rastvorima, a oni koji su nakon H2 nemaju takvu sposobnost. Razlog za ovaj fenomen leži u različitoj hemijskoj aktivnosti metala.
Pritisak
Kako je stopa reakcije povezana s ovom vrijednošću? Hemija je nauka koja je usko povezana sa fizikom, pa je zavisnost direktno proporcionalna, regulisana je gasnim zakonima. Postoji direktna veza između količina. A da bi se razumjelo koji zakon određuje brzinu kemijske reakcije, potrebno je znati stanje agregacije i koncentraciju reagensa.
Vrste brzina u hemiji
Uobičajeno je da se izdvajaju trenutne i prosječne vrijednosti. Prosječna stopa kemijske interakcije definirana je kao razlika u koncentracijama reaktanata tokom vremenskog perioda.
Dobijena 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 sistemu, brzina hemijskog procesa je izražena u [mol×m-3×s-1].
Problemi u hemiji
Pogledajmo neke primjere problema vezanih za određivanje brzine.
Primjer 1. Inhlor i vodonik se pomešaju u posudi, a zatim se mešavina zagreva. Nakon 5 sekundi, koncentracija hlorovodonika dostigla je vrijednost od 0,05 mol/dm3. Izračunajte prosječnu brzinu stvaranja hlorovodonika (mol/dm3 s).
Neophodno je odrediti promjenu koncentracije hlorovodonika 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 hlorovodonika:
V=0,05/5=0,010 mol/dm3 ×s.
Primjer 2. U posudi zapremine 3 dm3, odvija se sljedeći proces:
C2H2 + 2H2=C2 H6.
Početna masa vodonika je 1 g. Dvije sekunde nakon početka interakcije, masa vodonika je poprimila vrijednost od 0,4 g. Izračunajte prosječnu brzinu proizvodnje etana (mol/dm 3×s).
Masa vodonika koja je reagovala je definisana kao razlika između početne vrednosti 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 se formira iz 2 mola vodonika, dakle, iz 0,3 mola H2 dobijamo 0,15 mola etana.
Odredite koncentraciju rezultirajućeg ugljovodonika, dobijamo 0,05 mol/dm3. Tada možete izračunati prosječnu brzinu njegovog formiranja:=0,025 mol/dm3 ×s.
Zaključak
Različiti faktori utiču na brzinu hemijske interakcije: priroda reagujućih supstanci (energija aktivacije), njihova koncentracija, prisustvo katalizatora, stepen mlevenja, pritisak, vrsta zračenja.
U drugoj polovini devetnaestog veka, profesor N. N. Beketov je sugerisao da postoji veza između mase početnih reagensa i trajanja procesa. Ova hipoteza je potvrđena u zakonu masovne akcije, koji su 1867. ustanovili norveški hemičari: P. Wage i K. Guldberg.
Fizička hemija proučava mehanizam i brzinu različitih procesa. Najjednostavniji procesi koji se odvijaju u jednoj fazi nazivaju se monomolekularni procesi. Kompleksne interakcije uključuju nekoliko elementarnih sekvencijalnih interakcija, tako da se svaka faza razmatra zasebno.
Da bi se postigao maksimalni prinos produkta reakcije uz minimalne troškove energije, važno je uzeti u obzir glavne faktore koji utiču na tok procesa.
Na primjer, da bi se ubrzao proces razgradnje vode na jednostavne tvari, potreban je katalizator, čiju ulogu obavlja manganov oksid (4).
Sve nijanse u vezi sa izborom reagensa, izborom optimalnog pritiska i temperature, koncentracijom reagensa se razmatraju u hemijskoj kinetici.
