Reakční rychlost je hodnota, která ukazuje změnu koncentrace reaktantů za určité časové období. Aby bylo možné odhadnout jeho velikost, je nutné změnit počáteční podmínky procesu.
Homogenní interakce
Rychlost reakce mezi některými sloučeninami, které jsou ve stejné agregované formě, závisí na objemu odebraných látek. Z matematického hlediska je možné vyjádřit vztah mezi rychlostí homogenního procesu a změnou koncentrace za jednotku času.
Příkladem takové interakce je oxidace oxidu dusnatého (2) na oxid dusnatý (4).
Heterogenní procesy
Rychlost reakce výchozích látek v různých stavech agregace je charakterizována počtem molů výchozích činidel na jednotku plochy za jednotku času.
Heterogenní interakce jsou charakteristické pro systémy, které mají různé agregované stavy.
Shrneme-li, poznamenáváme, že reakční rychlost ukazuje změnu v počtu molů počátečních činidel (produktů reakce) pročasové období, na rozhraní jednotky nebo na jednotku objemu.
Koncentrace
Zvažme hlavní faktory ovlivňující rychlost reakce. Začněme soustředěním. Takovou závislost vyjadřuje zákon hromadné akce. Existuje přímo úměrný vztah mezi součinem koncentrací látek, které interagují, bráno z hlediska jejich stereochemických koeficientů, a rychlostí reakce.
Uvažujme rovnici aA + bB=cC + dD, kde A, B, C, D jsou kapaliny nebo plyny. Pro výše uvedený proces lze kinetickou rovnici napsat s ohledem na koeficient úměrnosti, který má pro každou interakci svou vlastní hodnotu.
Hlavním důvodem zvýšení rychlosti je zvýšení počtu srážek reagujících částic na jednotku objemu.
Teplota
Zvažte vliv teploty na rychlost reakce. Procesy, které se vyskytují v homogenních systémech, jsou možné pouze při srážce částic. Ale ne všechny srážky vedou ke vzniku reakčních produktů. Pouze v případě, kdy částice mají zvýšenou energii. Při zahřívání činidel je pozorován nárůst kinetické energie částic, zvyšuje se počet aktivních molekul, a proto je pozorováno zvýšení reakční rychlosti. Vztah mezi teplotním indexem a rychlostí procesu je určen van't Hoffovým pravidlem: každé zvýšení teploty o 10 °C vede ke zvýšení rychlosti procesu 2-4krát.
Katalyzátor
Vzhledem k faktorům ovlivňujícím rychlost reakce se zaměřme na látky, které mohou zvýšit rychlost procesu, tedy na katalyzátory. V závislosti na stavu agregace katalyzátoru a reaktantů se rozlišuje několik typů katalýzy:
- homogenní forma, ve které mají reaktanty a katalyzátor stejný stav agregace;
- heterogenní, když jsou reaktanty a katalyzátor ve stejné fázi.
Nikl, platina, rhodium, palladium lze rozlišit jako příklady látek, které urychlují interakce.
Inhibitory jsou látky, které zpomalují reakci.
Kontaktní oblast
Co dalšího určuje rychlost reakce? Chemie je rozdělena do několika sekcí, z nichž každá se zabývá úvahami o určitých procesech a jevech. Kurz fyzikální chemie zkoumá vztah mezi oblastí kontaktu a rychlostí procesu.
Aby se zvětšila kontaktní plocha činidel, jsou rozdrcena na určitou velikost. K nejrychlejší interakci dochází v roztocích, a proto se mnoho reakcí provádí ve vodném prostředí.
Při broušení pevných látek je třeba dodržet míru. Například, když se pyrit (siřičitan železa) přemění na prach, jeho částice se slinují v peci, což negativně ovlivňuje rychlost oxidačního procesu této sloučeniny a snižuje se výtěžek oxidu siřičitého.
Reagencie
Zkusme pochopit, jak určit rychlost reakce v závislosti na tom, která činidla interagují? Například aktivní kovy nacházející se v elektrochemické řadě Beketov před vodíkem jsou schopny interagovat s roztoky kyselin a ty, které jsou po H2, takovou schopnost nemají. Důvod tohoto jevu spočívá v odlišné chemické aktivitě kovů.
Tlak
Jak souvisí rychlost reakce s touto hodnotou? Chemie je věda, která úzce souvisí s fyzikou, závislost je tedy přímo úměrná, regulují ji plynové zákony. Mezi množstvími existuje přímá úměra. A abychom pochopili, který zákon určuje rychlost chemické reakce, je nutné znát stav agregace a koncentraci činidel.
Typy rychlostí v chemii
Je zvykem rozlišovat okamžité a průměrné hodnoty. Průměrná rychlost chemické interakce je definována jako rozdíl v koncentracích reaktantů za určité časové období.
Získaná hodnota je záporná, když koncentrace klesá, kladná, když se zvyšuje koncentrace interakčních produktů.
Skutečná (okamžitá) hodnota je takový poměr za určitou časovou jednotku.
V soustavě SI je rychlost chemického procesu vyjádřena v [mol×m-3×s-1].
Problémy v chemii
Podívejme se na některé příklady problémů souvisejících s určováním rychlosti.
Příklad 1. Inchlor a vodík se smíchají v nádobě, poté se směs zahřeje. Po 5 sekundách dosáhla koncentrace chlorovodíku hodnoty 0,05 mol/dm3. Vypočítejte průměrnou rychlost tvorby chlorovodíku (mol/dm3 s).
Je nutné určit změnu koncentrace chlorovodíku 5 sekund po interakci, odečtením počáteční hodnoty od konečné koncentrace:
C(HCl)=c2 - c1=0,05 - 0=0,05 mol/dm3.
Vypočítejte průměrnou rychlost tvorby chlorovodíku:
V=0,05/5=0,010 mol/dm3 ×s.
Příklad 2. V nádobě o objemu 3 dm3 probíhá následující proces:
C2H2 + 2H2=C2 H6.
Počáteční hmotnost vodíku je 1 g. Dvě sekundy po začátku interakce nabyla hmotnost vodíku hodnotu 0,4 g. Vypočítejte průměrnou rychlost produkce etanu (mol/dm 3×s).
Hmotnost vodíku, který zreagoval, je definován jako rozdíl mezi počáteční hodnotou a konečným číslem. Je to 1 - 0,4=0,6 (g). K určení počtu molů vodíku je nutné jej rozdělit molární hmotností daného plynu: n \u003d 0,6/2 \u003d 0,3 mol. Podle rovnice se ze 2 molů vodíku vytvoří 1 mol etanu, takže z 0,3 molu H2 dostaneme 0,15 molu ethanu.
Určete koncentraci výsledného uhlovodíku, dostaneme 0,05 mol/dm3. Pak můžete vypočítat průměrnou rychlost jeho tvorby:=0,025 mol/dm3 ×s.
Závěr
Různé faktory ovlivňují rychlost chemické interakce: povaha reagujících látek (aktivační energie), jejich koncentrace, přítomnost katalyzátoru, stupeň mletí, tlak, typ záření.
V druhé polovině devatenáctého století profesor N. N. Beketov navrhl, že existuje souvislost mezi hmotnostmi počátečních činidel a dobou trvání procesu. Tato hypotéza byla potvrzena v zákoně hromadné akce, který v roce 1867 stanovili norští chemici: P. Wage a K. Guldberg.
Fyzikální chemie studuje mechanismus a rychlost různých procesů. Nejjednodušší procesy probíhající v jedné fázi se nazývají monomolekulární procesy. Komplexní interakce zahrnují několik základních po sobě jdoucích interakcí, takže každá fáze je posuzována samostatně.
Aby bylo dosaženo maximálního výtěžku reakčních produktů s minimálními náklady na energii, je důležité vzít v úvahu hlavní faktory, které ovlivňují průběh procesu.
Například pro urychlení procesu rozkladu vody na jednoduché látky je zapotřebí katalyzátor, jehož roli plní oxid manganu (4).
V chemické kinetice se berou v úvahu všechny nuance spojené s výběrem činidel, výběrem optimálního tlaku a teploty, koncentrací činidel.
