Jakub Bieniek

I IRM gr.A

„ SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH ”

Reakcje chemiczne przebiegają z bardzo różnymi prędkościami. Czynniki decydujące o szybkości reakcji to:

1. Stężenie im jest większe tym szybciej przebiega reakcja. Większe jest wtedy prawdopodobieństwo zderzeń cząsteczek reagujących w jednostce czasu. Jednak nie każde zderzenie prowadzi do reakcji.

2. Temperatura: zmiana szybkości reakcji w przypadku ogrzewania określa wzór Van't Hoffa
   , gdzie: V_t - szybkość reakcji przed ogrzewaniem, Δt - przyrost temperatury. Przyrost temperatury o 10K podwaja szybkość reakcji. Wpływ temp. na szybkość reakcji wyrażamy współczynnikiem temperaturowym:
   , gdzie k_t+10 - stała szybkość reakcji w temperaturze t+10K, k_t - stała szybkości reakcji w temperaturze t.

3. Katalizatory - zmieniają szybkość reakcji. Nie mają wpływu na położenie równowagi końcowej do której zmierza proces chemiczny zmniejszają tylko szybkość z jaką układ zdąża do tego stanu.

Szybkość reakcji określona jest ubytkiem liczby cząstek [moli] dowolnego substratu lub przyrostu liczby cząstek [moli] produktu w jednostce czasu. Inaczej mówiąc jest to przyrost stężenia produktów reakcji lub równy im ubytek stężenia substratów reakcji w nieskończenie krótkim czasie:
, gdzie a - stężenie początkowe substratu, x - ubytek stężenia substratu, (a-x) - stężenie substratu w czasie t.

Stała szybkości reakcji jest to wielkość charakterystyczna dla danej reakcji, niezależna od stężenia substancji reagujących, zależna od temperatury. Wyraża się ona wzorem:

,

gdzie C₀ - stężenie początkowe substratu, C - stężenie substratu w chwili t, t - czas przebiegu reakcji.

Wyróżniamy jeszcze średnią szybkość reakcji - V_śr wyznacza się ze stosunku różnicy stężeń jednego z substratów w określonym przedziale czasu
, gdzie
- różnica stężeń substratu w czasie t₂ i t₁,
- różnica czasu.

Oraz chwilową szybkość reakcji - gdy różnica czasu w reakcji chemicznej zmierza do zera to mamy do czynienia z chwilową szybkością reakcji chemicznej:

.

Stała równowagi K_c wielkość charakteryzująca równowagę reakcji w określonej temperaturze, zmienia się wraz z nią. Jeżeli A cząsteczek substancji A reaguje z B cząsteczek substancji B to powstaje C cząsteczek substancji C i D cząsteczek substancji D.

Im większa wartość stałej tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku powstawania produktów. Im mniejsze K_c tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku odtworzenia substancji wyjściowych. K_c - miara wydajności reakcji.

Doświadczenie 1.

Do trzech probówek wlaliśmy takie same ilości KMnO₄ i Na₂SO₃. Do pierwszej dodajemy H₂SO₄, do drugiej H₂C₂O₄. Zaobserwowaliśmy, że w probówce pierwszej reakcja zachodzi najszybciej, tzn. roztwór staje się bezbarwny. Powodem tego jest duży wpływ mocnego kwasu siarkowego, który znacznie przyśpiesza reakcje w porównaniu z pozostałymi probówkami.

Doświadczenie 2.

Do czterech zlewek wlaliśmy jednakowe ilości KMnO₄ dodając jednocześnie kilka kropli H₂SO₄. Do pierwszych dwóch zlewek dodawaliśmy w tych samych odstępach czasu (2s) FeSO₄, z tym ,że dodając do drugiej zlewki intensywnie mieszamy zawartość. Powoduje to około dwukrotne przyśpieszenie reakcji. Do trzeciej i czwartej zlewki dwa razy wolniej dodawaliśmy FeSO₄, jednocześnie intensywnie mieszając zawartość czwartej zlewki.

1. Co 2s bez mieszania - czas odbarwiania 1min;

2. Co 2s z mieszaniem - czas odbarwiania 10s;

3. Co 4s bez mieszania - czas odbarwiania 1min 15s;

4. Co 4s z mieszaniem - czas odbarwiania 23s.

W reakcjach egzotermicznych potrzebny jest układ początkowy energii by udzielić niezbędnej energii aktywizacji. W tedy rozpocznie się reakcja, natomiast wydzielone ciepło aktywuje następne cząsteczki substratu.

Doświadczenie 3.

Do dwóch probówek wlaliśmy jednakowe ilości KMnO₄ i H₂C₂O₄. Roztwory te zakwasiliśmy kilkoma kroplami kwasu siarkowego. Do drugiej probówki dodaliśmy kryształ MnSO₄, pierwszą pozostawiając jako wzorzec.

Gdy dodaliśmy do roztworu szczyptę MnSO₄, zwiększyliśmy stężenie roztworu. Wzrosła tu też szybkość reakcji. MnSO₄ spełnił tu rolę katalizatora, przyspieszył reakcje. Czas reakcji z katalizatorem 2min 20s.

Doświadczenie 4.

Do trzech probówek wlaliśmy po 1/5 objętości KMnO₄ zakwaszonego pięcioma kroplami kwasu siarkowego(VI) oraz po 2cm³ kwasu szczawiowego. Następnie ogrzaliśmy dwie probówki do różnych temperatur, zostawiając trzecią jako wzorzec.

.

Przez ogrzanie układu zmieniła się szybkość reakcji, tzn. wraz ze wzrostem temperatury wzrosła szybkość reakcji. Z równania Van't Hoffa:
widać wyraźnie, że podniesienie temperatury o 10K, zwiększa szybkość reakcji dwukrotnie.

Doświadczenie 5.

Do trzech probówek wlaliśmy tiosiarczan(VI) sodu i wodę destylowaną w proporcjach:

1. Na₂S₂O₃ - 3cm³ H₂O - 6cm³;

2. Na₂S₂O₃ - 6cm³ H₂O - 3cm³;

3. Na₂S₂O₃ - 9cm³.

Dolaliśmy do roztworów po 1cm³ kwasu siarkowego(VI) i obserwowaliśmy moment pojawienia się białego zmętnienia.

Najszybciej pojawiło się zmętnienie w probówce trzeciej, gdzie było największe stężenie. Wniosek jest więc taki, że szybkość reakcji zależy do stężenia substratu. Im większe stężenie tym szybciej zajdzie reakcja:

, gdzie:

szybkość reakcji,

stężenie roztworu,

stała szybkości reakcji.