zależność szybkosci reakcji metalu z kwasem od rodzaju metalu, stopnia rozdrobnienia stezania kwau i tempertury

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ

Reakcje chemiczne przebiegają z różną szybkością. Są wśród nich zachodzące w niezwykle krótkim czasie (np. wybuch mieszaniny gazu z powietrzem), ale i bardzo powolne (np. wietrzenie skał).

Szybkość reakcji (v) wyrażana jest jako zmiana stężenia molowego produktu (Δcproduktu) lub substratu (Δcsubstratu) reakcji w zachodząca w jednostce czasu (∆t):



Tak wyrażona szybkość reakcji jest tzw. średnią szybkością reakcji. Ponieważ przyjęto, że szybkość reakcji ma zawsze wartość dodatnią, więc w zależności od tego czy jest rozważana jako ubytek substratu (Rysunek 1) czy przyrost stężenia produktu w równaniu pojawia się znak – lub +.

Rzeczywistą szybkość reakcji w danej chwili określa się jako stosunek nieskończenie małej zmiany stężenia jednego z reagentów do nieskończenie małego czasu, w którym ta zmiana nastąpiła.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:

a) Temperatura

Szybkość reakcji w bardzo znaczący sposób zależy od temperatury.

Przykładem może być tu reakcja tlenu z wodorem, która w 200°C przebiega powoli, natomiast w 600°Cprzebiega wybuchowo, w ciągu ułamka sekundy.

Jacobus van’t Hoff (1852-1911) jako pierwszy, na podstawie wyników swoich doświadczeń podał ogólna zależność dotyczącą wpływu temperatury na szybkość reakcji.

Według reguły van’t Hoffa podwyższenie temperatury o około 10 stopni powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji.



Gdzie:

v1 - szybkość reakcji przebiegającej w czasie t1 w temperaturze T1

v2 - szybkość reakcji przebiegającej w czasie t2 w temperaturze T2

γ - czynnik temperaturowy (γ =2, 3 lub 4)

ΔT = T2 – T1

Silny wpływ temperatury na szybkość reakcji tłumaczy, dlaczego w praktyce trzeba często stosować ogrzewanie, również w przypadku reakcji egzotermicznych (przebiegających z wydzieleniem ciepła).

Wniosek: wzrost temperatury zwiększa szybkość zachodzenia reakcji.

Teoretycznym wytłumaczeniem wpływu temperatury na szybkość reakcji jest fakt, że w wyższej temperaturze cząsteczki poruszają się szybciej (i w konsekwencji częściej się zderzają), a ponadto posiadają większą energię, niezbędną do zerwania starych i wytworzenia nowych wiązań chemicznych. Istnieje empiryczna (oparta na doświadczeniu) reguła van’t Hoffa, wedle której wzrost temperatury o 10 stopni powoduje 24-krotne zwiększenie szybkości reakcji.

b) Stężenie reagentów

Wzrost stężenia substratów powoduje zwiększenie szybkości reakcji np. gdyby przeprowadzić reakcję cynku z kwasem solnym o dwu różnych stężeniach, reakcja będzie zachodziła szybciej w przypadku gdzie użyliśmy kwasu bardziej stężonego.

Wniosek: wzrost stężenia substratu zwiększa szybkość zachodzenia reakcji.

Teoretycznym wytłumaczeniem wpływu stężenia na szybkość reakcji jest fakt, że cząsteczki w roztworze o większym stężeniu mogą się częściej ze sobą zderzać.

c) Rozdrobnienie substancji

W przypadku użycia do reakcji substancji stałych (podobnie jak w poprzednim podpunkcie np. cynku) nie możemy zmienić ich stężenia ale można je rozdrobnić, zwiększając przez to powierzchnię substratu i możliwość kontaktu z pozostałymi substratami. W efekcie, w wyniku rozdrobnienia również wzrasta szybkość reakcji.

Wniosek: wzrost rozdrobnienia substancji stałej zwiększa szybkość zachodzenia reakcji.

Teoretycznym wytłumaczeniem wpływu rozdrobnienia substancji stałej na szybkość reakcji jest fakt, że przemiana z jej udziałem może zachodzić tylko na powierzchni ciała stałego. Substancja bardziej rozdrobniona ma większą sumaryczną powierzchnię niż identyczna masa substancji o mniejszym stopniu rozdrobnienia.

d) Rozpuszczalnik

Rozpuszczalniki polarne ułatwiają reakcje pomiędzy związkami polarnymi, natomiast rozpuszczalniki niepolarne można stosować do zwiększenia szybkości reakcji związków niepolarnych. Odpowiednio dobrany rozpuszczalnik pozwala na dokładne wymieszanie się cząsteczek substratów, ułatwiając kontakt miedzy nimi, a więc zwiększając szybkość reakcji.

f) Katalizator, inhibitor

Katalizatorem nazywa się substancję, której obecność w mieszaninie reagentów zwiększa szybkość reakcji.

Inhibitorem – substancję, której obecność powoduje obniżenie szybkości reakcji.

Zarówno katalizator jak i inhibitor praktycznie nie ulegają zużyciu podczas reakcji, po jej zakończeniu pozostają w stanie niezmienionym w stosunku do ich stanu sprzed reakcji. Katalizatory/inhibitory biorą udział w reakcji chemicznej, ale ulegają w trakcie procesu odtworzeniu. Katalizator/inhibitor zmienia w jednakowym stopniu szybkość reakcji biegnącej z lewa na prawo jak i reakcji odwrotnej. Katalizatory nie wpływają na położenie stanu równowagi, przyspieszają jedynie czas, po którym ta równowaga zostanie osiągnięta.

Istotnymi cechami katalizatorów/inhibitorów są selektywność i specyficzność. Selektywność jest to zdolność do przyspieszania/opóźniania tylko niektórych z procesów możliwych w danym środowisku. Specyficzność- działanie każdego z katalizatorów/inhibitorów ogranicza się co najwyżej do kilku różnych reakcji.

W zależności od tego, czy katalizator i substancje reagujące znajdują się w tej samej fazie, czy też katalizator stanowi oddzielna fazę, katalizę określa się odpowiednio jako homogeniczną i heterogeniczną.

Przykładem katalizy homogenicznej może być reakcja estryfikacji kwasu octowego metanolem w obecności kwasu siarkowego(VI) jako katalizatora. Substraty reakcji oraz katalizator występują w fazie ciekłej. Innymi przykładami może być hydroliza sacharozy katalizowana jonami H+, lub utlenianie SO2 katalizowane przez tlenek azotu (jako przykład katalizy w fazie gazowej).

W przypadku katalizy heterogenicznej najczęściej mamy do czynienia z katalizatorem występującym w fazie stałej (stanowi on tzw. kontakt) oraz reagentami, które znajdują się w fazie gazowej lub ciekłej.

Jako przykłady katalizy heterogenicznej można przytoczyć syntezę amoniaku z azotu i wodoru na katalizatorze żelazowym lub rozkład wody utlenionej katalizowany przez tlenek manganu(IV).

Znane są również reakcje, w których rolę katalizatora pełni jeden z produktów reakcji. Ten typ katalizy nazywa się autokatalizą. Jej przykładem jest reakcja redukcji manganianu(VII) potasu przez kwas szczawiowy w środowisku kwaśnym:

2 MnO4- + 5 C2O42- + 16 H+ = 10CO2 + 2Mn2+ + 8 H2O

w której to reakcji katalizatorem są powstające jony Mn2+.