Szybkość reakcji chemicznych

Reakcje chemiczne przebiegają z bardzo różnymi szybkościami. Na przykład po zmieszaniu roztworu azotanu srebra z roztworem chlorku sodowego wytrąca się natychmiast chlorek srebra. Reakcja ta przebiega do końca tak szybko, że nie można prześledzić różnych jej stadiów. Jeśli natomiast zmieszamy gazowy wodór i tlen w temperaturze pokojowej, to reakcja powstawania wody bez udziału katalizatorów przebiega wolno i nie można doświadczalnie uchwycić jakiejkolwiek zmiany w układzie nawet po wielu latach.
Między tymi dwoma granicznymi przypadkami istnieje wiele reakcji o szybkościach pośrednich, zarówno wśród związków nieorganicznych jak i organicznych. Reakcje te przebiegają w zwykłych temperaturach i warunkach dostępnych w laboratoriach i technice, z szybkościami mierzalnymi.
Najważniejszymi czynnikami decydującymi o szybkości reakcji chemicznej są: rodzaj i stężenie reagujących substancji lub ciśnienie gazów /jeżeli reakcja przebiega w fazie gazowej/, temperatura, obecność katalizatorów, wpływ promieniowania itp. Aby zrozumieć i zdefiniować pojęcie szybkości reakcji, należy rozpatrzyć reakcje utleniania - redukcji przebiegającą w roztworze pomiędzy jodkiem a nadtlenodwusiarczanem:
2- 2-
S2O8 + 2I- = 2SO4 + I2

Przebieg tej reakcji można łatwo śledzić dzięki temu, że roztwór zawierający jod /powstający w reakcji/ przyjmuje niebieskie zabarwienie w obecności skrobi.

Szybkość reakcji nie jest stała, lecz maleje w miarę postępu reakcji, to znaczy w miarę zużywania się substratów. Chcąc obliczyć szybkość reakcji w określonej chwili, należałoby uwzględnić bardzo mały odstęp czasu między pomiarami. Jeżeli przyrost stężenia produktów reakcji oznaczymy przez del.x, a odstęp czasu przez del.t, to szybkość reakcji V wyrazi się wzorem:
!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!

Szybkość reakcji definiujemy więc jako przyrost stężenia produktów reakcji, lub równy mu ubytek stężenia substratów reakcji, w nieskończenie małym odstępie czasu.

Aby otrzymać równanie algebraiczne przedstawiające przebieg reakcji, przyjąć należy, że szybkość reakcji jest w każdej chwili proporcjonalna do stężenia substratu, który nie wszedł jeszcze w reakcję. Otrzymamy wówczas tzw. równanie kinetyczne na szybkość reakcji:
!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!

a - stężenie początkowe
x - ubytek stężenia substratu
t - czas reakcji
(a - x) - stężenie substratu w czasie t
k - współczynnik proporcjonalności /stała szybkości reakcji/


Reakcja chemiczna

Reakcje chemiczne opisuje się podając ich równania stechiometryczne. Opis ten informuje nas jednak tylko o tym, jakie produkty powstają w wyniku przereagowania danych substratów, nie mówi natomiast, czy reakcja ta zaszła bezpośrednio, czy też tworzyły się jakieś produkty pośrednie. Nie dostarcza także informacji , jak długo trwała przemiana substratów w produkty i czy zaszła ona do końca.
Spalanie węgla w tlenie, w wyniku czego powstaje dwutlenek węgla, przebiega zgodnie z równaniem stechiometrycznym:
A. C + O2 = CO2

W warunkach niedostatecznej ilości tlenu, np. w zamkniętym palenisku, powstaje tlenek węgla (II):
B. 2C + O2 = 2CO

Wiadomo także, że CO ulega spalaniu w tlenie dając CO2:
C. 2CO + O2 = 2CO2

Na podstawie tych informacji można więc założyć dwie drogi powstawania CO2 w reakcji spalania węgla w tlenie. Pierwsza z nich zakłada, że reakcja przebiega jedno etapowo zgodnie z równaniem /A./. zgodnie z drugą dwutlenek węgla tworzy się w dwóch etapach: /B./ i /C./. Zsumowanie równań /B./ i /C./ daje, po uproszczeniu, równanie sumaryczne /A./.

Zestaw równań opisujących poszczególne etapy przemiany substratów w produkty nosi nazwę mechanizmu reakcji. Należy jednak pamiętać, że tylko bardzo niewiele reakcji chemicznych przebiega jednoetapowo, czyli ich mechanizm opisuje tylko jedno równanie, tożsame z równaniem stechiometrycznym. Większość reakcji to procesy wieloetapowe.

Znajomość mechanizmu reakcji jest ważna dla chemików, natomiast informacja, ile czasu musi upłynąć od zmieszania substratów do zakończenia reakcji, ma dużo większe znaczenie praktyczne. Dlatego ważna jest znajomość szybkości reakcji. Powszechnie wiadome jest, że reakcje chemiczne przebiegają z różną szybkością. Szybkość reakcji zależy nie tylko od rodzaju substratów, ale także, i to w bardzo znacznym stopniu, od warunków jej poprowadzenia.
Szybkość reakcji chemicznych ma zasadnicze znaczenie w powszechnym życiu. Nie byłoby ono w ogóle możliwe, gdyby reakcje biochemiczne zachodzące nieustannie w naszych organizmach przebiegały znacznie szybciej lub wolniej. Nietrudno też znaleźć przykłady innych procesów chemicznych, które, gdyby przebiegały z inną prędkością, mogłyby zasadniczo zmienić nasze życie.
A więc co powoduje, że reakcja przebiega w danych warunkach z określoną szybkością?
Pierwszym warunkiem przebiegu reakcji jest umożliwienie substratom kontaktu ze sobą. Po zmieszaniu reagenty mogą znajdować się:
1. W tej samej fazie, na przykład w ciekłej /roztwór/ lub gazowej. Drobiny substratów zderzają się ze sobą dzięki ruchom cieplnym, a reakcja może zachodzić w całej objętości mieszaniny reakcyjnej. Jest to reakcja homofazowa.
2. W różnych fazach. Jako przykład można podać reakcję tlenku miedzi z kwasem solnym /układ ciecz - ciało stałe/ i reakcje spalania węgla w tlenie /układ gaz - ciało stałe/. W tych przypadkach reakcja może zachodzić tylko na powierzchni kontaktu obu faz. Reakcje przebiegające w takich warunkach noszą nazwę reakcji heterofazowych.

Same zetknięcie substratów ze sobą nie wystarcza jednak, by mogła zajść między nimi reakcja. Mieszaninę tlenu z wodorem można w temperaturze pokojowej przechowywać latami bez jakichkolwiek objawów reakcji, ale po ogrzaniu do odpowiednio wysokiej temperatury reakcja przebiega wybuchowo. Oczywiste jest, że dwie cząsteczki muszą się zderzyć, aby mogły ze sobą przereagować. Sam fakt zderzenia to jednak za mało. Aby zaszła reakcja, zderzające się cząsteczki muszą mieć odpowiednio wysoką energię. Zderzenie dwóch cząsteczek substratów, w wyniku którego następuje przemiana produktów, nosi nazwę zderzenia aktywnego. Im więcej zderzeń aktywnych następuje w jednostce czasu, tym szybciej przebiega reakcja.

Energia, którą muszą mieć cząsteczki, aby nastąpiło zderzenie aktywne, nosi nazwę energii aktywacji. Wartość energii aktywacji jest zawsze związana z konkretną reakcją i może zmieniać się w bardzo szerokich granicach.
Na przykład, reakcja tlenu z wodorem charakteryzuje się bardzo wysoką energią aktywacji, natomiast przebiegająca również w fazie gazowej reakcja tlenku azotu (II) z tlenem, w której wyniku powstaje dwutlenek azotu:
2NO + O2 = 2NO2

ma tak niską energię aktywacji, że nawet w temperaturze pokojowej zachodzi bardzo szybko.
Podczas reakcji chemicznej drobiny pokonują barierę energii aktywacji dzięki posiadanej energii kinetycznej, która w momencie zderzenia ulega przekształceniu w inne formy energii /określane ogólnie mianem energii wewnętrznej/ niezbędne do przekształcenia reagujących drobin /np. do rozerwania jednych wiązań i utworzenia nowych/.



Bibliografia:
K. M. Pazdro, W. Danikiewicz, Podstawy - Chemia Ogólna, Oficyna Edukacyjna, Warszawa 1995
T. Drapała, Chemia Ogólna Nieorganiczna, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1986
Z. Bańkowski, I. Dukwicz, Chemia Praktyczna dla Wszystkich, Państwowe Wydawnictwo Techniczne, Warszawa 1959
A. Bielański, Chemia Ogólna i Nieorganiczna, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1976