Hemijska kinetika

Brzina hemijske reakcije se definiše kao promena koncentracije reaktanata/proizvoda reakcije u toku vremena.

Jedinica za brzinu reakcije je prema tome mol/dm³s. Za opštu hemijsku reakciju,

nA + mB ----> kC

brzina reakcije se može pisati kao:

v= 1/n* d[A]/dt= 1/m*d[B]/dt...

Da bi došlo do reakcije potrebno je da se čestice sudare, da se sudare dovoljnom energijom (brzinom, energija aktivacije-minimalna energioja potrebna za početak odvijanja reakcije) i da imaju pogodnu orjentaciju. Takav sudar zove se uspešan sudar. Brzina reakcije je broj uspešnih sudara u jedinici vremena.

Na brzinu reakcije utiču koncentracija reaktanata, temperatura, katalizatori i dodirna površina reaktanata.

Sa porastom temperature brzina reakcije raste eksponencijalno. Temperaturni koeficijent brzine reakcije je odnos konstante brzine na temperaturi t+10^oC i na temperaturi t.

γ=k_t+10C/k_t

Povećavanjem ili smanjivanjem dodirne površine reaktanata reakcija se ubrzava ili usporava.

Katalizatori su supstance koje smanjuju energiju aktivacije reakcije. Mehanizam delovanja katalizatora (kataliza) je takav da se on prvo veže za jednan od reaktanata, praveći prelazni kompleks koji omogućava sjedinjavanje reaktanata uz manju količinu energije. Katalizatori iz reakcije izlaze nepromenjeni. Nebiološki katalizatori su obično:

1.  voda,
2.  oksidi metala (V₂O₅, Fe₂O₃...),
3.  prelazni metali (Fe, Pt, Au...),
4.  H⁺ i OH^- joni...

Reaktanti i katalizatori mogu biti u istom (homogena kataliza) ili u različitom agregatnom stanju (heterogena kataliza).

Zakon o dejstvu masa."Brzina hemijske reakcije srazmerna je koncentraciji reaktanata pri stalnoj temperaturi. Zakon o dejstvu masa važi samo za reaktante u rastvoru ili u gasovitom stanju, jer tad možemo govoriti o koncentraciji."

Za reakciju:

2H₂ + O₂ ------> 2 H₂O

pišemo:

v=k*[H₂]²*[O₂],

gde je k konstanta brzine reakcije. Pri jediničnim koncentracijama v=k.

S vremenom se koncentracija reaktanata smanjuje pa brzina reakcije opada.

 

Hemijska ravnoteža

Hemijske reakcije koje teku do kraja su nepovratne. Neke reakcije ne teku do kraja i one su povratne (reverzibilne) Kod povratnih reakcija se pretvaranje reaktanata u proizvode dešava uporedno sa razaranjem prizvoda u rektante.

H₂ + I₂ -------> 2HI

2HI-------> H₂ + I₂

Hemijska ravnoteža je stanje gde je brzina reakcije u pravcu stvaranja proizvoda jednaka brzini reverzibilne reakcije. U stanju ravnoteže masa i koncentracija reaktanata i produkata se ne menja, iako reakcija još uvek teče.

 

H₂ + I₂2HI

v₁= k₁ [H₂][I₂]

v₂= k₂ [HI]²

Za stanje ravnoteže:

 

v₁=v₂

k₁ [H₂][I₂] = k₂ [HI]²

K= [HI]/[H₂][I₂]

Sistem dolazi u isto stanje ravnoteže bez obzira da li polazimo od reaktanata ili produkata. Konstanta ravnoteže(K_c) je količnik proizvoda reakcionih proizvoda i proizvoda reaktanata i zavisi samo od temperature.

 

nA + mB -----> sC + pD

K_c=[A]ⁿ * [B]^m/ [C]^s * [D]^p

Ukoliko je K_c veće od 1 produti reakcije su u višku, a ukoliko je manje reaktanti su u višku.

 La Šatlijeov princip. "Ako se nekom od spoljnih činilaca koji utiču na ravnotežu promeni vrednost (T, P, koncentracija reaktanata) sistem uspostavja novo stanje ravnoteže tako da se odupre promeni."

Na slici je prikazan uticaj promene koncentracije reaktanata na ravnotežu.

 

Povišenjem temperature, ravnoteža se pomera u pravcu endoterme, a smanjenjem u pravcu egzoterme reakcije.

Promena pritiska ima uticaj samo na gasne reakcije kod kojih je broj molova sa leve i desne strane različit, odnosno kod kojih se zapremina posle reakcije smanjuje ili povećava. Povećanje pritiska pomera ravnotežu u pravcu manje, a njegovo smanjenje u pravcu veće zapremine sistema.

 

Literatura:

-polj.ns.ac.yu