Proučavanje brzine hemijske reakcije i uslova koji utiču na njenu promenu je jedno od oblasti fizičke hemije - hemijska kinetika. Ona također razmatra mehanizme ovih reakcija i njihovu termodinamičku valjanost. Ove studije su važne ne samo za naučne svrhe, već i za kontrolu interakcije komponenti u reaktorima u proizvodnji svih vrsta supstanci.
Koncept brzine u hemiji
Brzina reakcije se obično naziva određena promjena u koncentraciji spojeva koji su ušli u reakciju (ΔS) u jedinici vremena (Δt). Matematička formula za brzinu hemijske reakcije je sljedeća:
ᴠ=±ΔC/Δt.
Brzina reakcije se mjeri u mol/l∙s ako se javlja u cijeloj zapremini (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 se odnosi na promjenu vrijednosti koncentracija početnih reaktanata, a znak “+” se odnosi na promjenu vrijednosti koncentracija produkata iste reakcije.
Primjeri reakcija po različitim stopama
Hemijske interakcije se mogu pojaviti različitim brzinama. Dakle, stopa rasta stalaktita, odnosno formiranja kalcijum karbonata, iznosi samo 0,5 mm na 100 godina. Neke biohemijske reakcije su spore, kao što su fotosinteza i sinteza proteina. Korozija metala se odvija prilično niskom brzinom.
Reakcije koje zahtevaju jedan do nekoliko sati mogu se okarakterisati srednjom brzinom. Primjer je kuhanje, koje je praćeno razgradnjom i transformacijom spojeva sadržanih u proizvodima. Sinteza pojedinačnih polimera zahtijeva zagrijavanje reakcione 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 barijum nitrata sa natrijum sulfatom, pri čemu se uočava talog nerastvorljivog barijum sulfata.
Veliki broj reakcija može se odvijati brzinom munje i praćene su eksplozijom. Klasičan primjer je interakcija kalija s vodom.
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije
Vrijedi napomenuti da iste supstance mogu međusobno reagirati različitim brzinama. Tako, na primjer, mješavina plinovitog kisika i vodika možda neće pokazivati znakove interakcije prilično dugo, međutim, kadaprotresanjem kontejnera ili udaranjem po njemu, reakcija postaje eksplozivna. Zbog toga je hemijska kinetika identifikovala određene faktore koji imaju sposobnost da utiču na brzinu hemijske reakcije. Ovo uključuje:
- priroda supstanci koje djeluju;
- koncentracija reagensa;
- promjena temperature;
- prisustvo katalizatora;
- promena pritiska (za gasovite supstance);
- područje dodira supstanci (ako govorimo o heterogenim reakcijama).
Uticaj prirode materije
Tako značajna razlika u stopama hemijskih reakcija objašnjava se različitim energijama aktivacije (Ea). Podrazumijeva se kao određena količina viška energije u odnosu na njenu prosječnu vrijednost koja je potrebna molekulu tokom sudara da bi došlo do reakcije. Mjeri se u kJ/mol i vrijednosti su obično u rasponu od 50-250.
Općenito je prihvaćeno da ako Ea=150 kJ/mol za bilo koju reakciju, onda na n. y. praktično ne teče. Ova energija se troši na savladavanje odbijanja između molekula supstanci i na slabljenje veza u izvornim supstancama. Drugim riječima, energija aktivacije karakterizira jačinu kemijskih veza u tvarima. Po vrijednosti energije aktivacije možete preliminarno procijeniti brzinu hemijske reakcije:
- Ea<
- 40<Ea<120, pretpostavljeni prosjekreakcija, jer će samo polovina sudara molekula biti efikasna (na primjer, reakcija cinka sa hlorovodoničnom kiselinom);
- Ea>120, samo vrlo mali dio sudara čestica će dovesti do reakcije, a njena brzina će biti niska.
Utjecaj koncentracije
Zavisnost brzine reakcije od koncentracije najpreciznije je okarakterisana zakonom akcije mase (LMA), koji glasi:
Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, čije se vrednosti uzimaju u stepenu koji odgovara njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Ovaj zakon je pogodan za elementarne jednostepene reakcije, ili bilo koji stupanj interakcije supstanci, karakteriziran složenim mehanizmom.
Ako želite da odredite brzinu hemijske reakcije, jednačina se može uslovno napisati kao:
αA+ bB=ϲS, zatim, prema gornjoj formulaciji zakona, brzina se može naći po jednačini:
V=k·[A]a·[B]b, gdje je
a i b su stehiometrijski koeficijenti, [A] i [B] – koncentracije početnih jedinjenja, k je konstanta brzine reakcije koja se razmatra.
Značenje koeficijenta brzine hemijske reakcije je da će njegova vrednost biti jednaka brzini ako su koncentracije jedinjenja jednake jedinicama. Treba napomenuti da je za ispravan proračun prema ovoj formuli potrebno uzeti u obzir agregatno stanje reagensa. Čvrsta koncentracijasupstance se uzimaju jednake jedinici i nisu uključene u jednačinu, jer ostaje konstantna tokom reakcije. Dakle, samo koncentracije tečnih i gasovitih materija su uključene u proračun prema MDM. Dakle, za reakciju dobijanja silicijum dioksida iz jednostavnih supstanci, opisanu jednadžbom
Si(tv)+ Ο2(g)=SiΟ2(tv), brzina će biti određena formulom:
V=k·[Ο2].
Tipičan zadatak
Kako bi se promijenila brzina kemijske reakcije dušikovog monoksida sa 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.
Efekat temperature
Zavisnost brzine hemijske reakcije odtemperaturu je empirijski odredio holandski naučnik J. H. Van't Hoff. Otkrio je da se stopa mnogih reakcija povećava za faktor 2-4 sa svakih 10 stepeni 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.
U isto vrijeme, 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 haotično kretanje čestica povećava i to izaziva veći broj njihovih sudara. Međutim, to ne utiče posebno na efikasnost molekularnih sudara, jer zavisi uglavnom od energije aktivacije. Takođe, značajnu ulogu u efikasnosti sudara čestica ima njihova prostorna međusobna korespondencija.
Zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature, uzimajući u obzir prirodu reaktanata, poštuje Arrheniusovu jednačinu:
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 hemijske reakcije, čiji je temperaturni koeficijent brojčano jednak 3, poveća 27 puta?
Odluka. Koristimo formulu
ᴠ2 =ᴠ1 γ(Τ2-Τ1)/10.
Iz uslova ᴠ2/ᴠ1 =27, i γ=3. Morate pronaći ΔΤ=Τ2–Τ1.
Transformacijom originalne formule dobijamo:
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 stepeni.
Uticaj katalizatora
U fizičkoj hemiji, brzina hemijskih reakcija se takođe aktivno proučava u delu koji se zove kataliza. Zanima ga kako i zašto relativno male količine određenih supstanci značajno povećavaju stopu interakcije drugih. Supstance koje mogu ubrzati reakciju, ali se same ne konzumiraju nazivaju se katalizatori.
Dokazano je da katalizatori menjaju mehanizam same hemijske interakcije, doprinose nastanku novih prelaznih stanja, koja se odlikuju nižim visinama energetske barijere. Odnosno, doprinose smanjenju energije aktivacije, a samim tim i povećanju broja efektivnih udara čestica. Katalizator ne može izazvati reakciju koja je energetski nemoguća.
Tako da se vodikov peroksid može razgraditi u kisik i vodu:
N2Ο2=N2Ο + Ο 2.
Ali ova reakcija je vrlo spora i u našim ljekarnama postoji nepromijenjenapogled već duže vreme. Otvarajući samo vrlo stare bočice s peroksidom, možete vidjeti mali pucanj uzrokovan pritiskom kisika na stijenkama posude. Dodavanje samo nekoliko zrna magnezijum oksida će izazvati aktivno oslobađanje gasa.
Ista reakcija razgradnje peroksida, ali pod dejstvom katalaze, javlja se i pri liječenju rana. U živim organizmima postoji mnogo različitih tvari koje povećavaju brzinu biokemijskih reakcija. Zovu se enzimi.
Inhibitori imaju suprotan efekat na tok reakcija. Međutim, to nije uvijek loše. Inhibitori se koriste za zaštitu metalnih proizvoda od korozije, za produženje roka trajanja hrane, na primjer, za sprječavanje oksidacije masti.
Oblast kontakta sa supstancama
U slučaju da dođe do interakcije između jedinjenja koja imaju različita agregatna stanja, ili između supstanci koje nisu u stanju da formiraju homogeni medij (tečnosti koje se ne mešaju), onda i ovaj faktor značajno utiče na brzinu hemijske reakcije. To je zbog činjenice da se heterogene reakcije provode direktno na granici između faza supstanci u interakciji. Očigledno, što je šira ova granica, više čestica ima priliku da se sudari, a reakcija je brža.
Na primjer, drvo u obliku sitnih strugotina gori mnogo brže nego u obliku trupca. U istu svrhu, mnoge čvrste tvari se melju u fini prah prije nego što se dodaju u otopinu. Dakle, kreda u prahu (kalcijum karbonat) deluje brže sa hlorovodoničnom kiselinom,nego komad iste mase. Međutim, osim povećanja površine, ova tehnika dovodi i do haotičnog prekida kristalne rešetke supstance, što znači da povećava reaktivnost čestica.
Matematički, brzina heterogene hemijske reakcije se nalazi kao promena u količini supstance (Δν) koja se javlja u jedinici vremena (Δt) po jedinici površine
(S): V=Δν/(S Δt).
Utjecaj pritiska
Promena pritiska u sistemu ima efekta samo kada su gasovi uključeni u reakciju. Povećanje tlaka je praćeno povećanjem molekula tvari po jedinici volumena, odnosno proporcionalno raste njegova koncentracija. Suprotno tome, smanjenje tlaka dovodi do ekvivalentnog smanjenja koncentracije reagensa. U ovom slučaju, formula koja odgovara ZDM je pogodna za izračunavanje brzine hemijske reakcije.
Zadatak. Kako će brzina reakcije opisane jednadžbom
2ΝΟ + Ο2=2ΝΟ2, ako se volumen zatvorenog sistema smanji tri puta (T=const)?
Odluka. Kako se zapremina smanjuje, pritisak 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 je povećana za 27 puta.
Rezimirajući, treba napomenuti da na brzinu interakcije supstanci, odnosno na broj i kvalitet sudara njihovih čestica, utiču mnogi faktori. Prije svega, to je energija aktivacije i geometrija molekula, koje je gotovo nemoguće ispraviti. Što se tiče ostalih uslova, za povećanje brzine reakcije slijedi:
- povećajte temperaturu reakcionog medija;
- povećati koncentraciju polaznih jedinjenja;
- povećati pritisak u sistemu ili smanjiti njegovu zapreminu kada su u pitanju gasovi;
- dovedite različite supstance u jedno stanje agregacije (na primjer, rastvaranjem u vodi) ili povećajte površinu njihovog kontakta.
