Скорост на химичната реакция

Скоростта на химичната реакция характеризира колко бързо протича превръщането на едуктите (изходните вещества) в продукти. За дадена необратима реакция между изходните вещества A и B до продуктите C и D:

${\mathit{\nu }}_{𝐴}A+{\mathit{\nu }}_{𝐵}B\to {\mathit{\nu }}_{𝐶}C+{\mathit{\nu }}_{𝐷}D$

скоростта на химичната реакция r може да се дефинира по следния начин:

$r=\frac{\mathrm{d}\xi }{V\mathrm{d}t}=-\frac{1}{{\nu }_{\mathrm{A}}}\frac{\mathrm{d}[\mathrm{A}]}{\mathrm{d}t}=-\frac{1}{{\nu }_{\mathrm{B}}}\frac{\mathrm{d}[\mathrm{B}]}{\mathrm{d}t}=\frac{1}{{\nu }_{\mathrm{C}}}\frac{\mathrm{d}[\mathrm{C}]}{\mathrm{d}t}=\frac{1}{{\nu }_{\mathrm{D}}}\frac{\mathrm{d}[\mathrm{D}]}{\mathrm{d}t}$

• ${\mathit{\nu }}_{𝐴},{\mathit{\nu }}_{𝐵},...$ – стехиометричният коефициент на компонента i
• $[\mathrm{A}],[\mathrm{B}],...$ - моларната концентрация на компонента i ($={\mathrm{C}}_A,{\mathrm{C}}_B,...$)
• $t$ – време
• $d{\xi }_i=\frac{d{n}_i}{{\nu }_i}$ – степен на извършване на реакцията, изразена чрез някой от компонентите i
• $n_i$ – количеството вещество от компонента i (броят на моловете)
• $V$ – обем на реакционната смес

Скоростта на химичната реакция r има измерение $\frac{mo{l}_i}{m^3\cdot s}$. Тя е пропоционална на концентрациите на изходните вещества (т. нар. „закон за действие на масите“):

$r=k\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^{{\nu }_A}\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^{{\nu }_B}$

където k е скоростната константа. Колкото по-висока стойност има k, толкова по-бързо протича реакцията. Някои вещества могат да увеличават скоростта на реакцията, те се наричат катализатори. Други може да я забавят, те се наричат инхибитори. Скоростта на химичната реакция е от значение при оразмеряването на химически реактори и др.

Горната дефиниция на скоростта на химичната реакция се използва предимно за реакции в течна среда и с приблизително константен обем. При процеси с участието на газове може да е от предимство използването например на парциалните налягания p_i на газовете вместо моларните концентрации C_i. Също така е възможно скоростта да се дефинира не с обема V , а с маса (напр. на катализатор) или повърхност при хетерогенни реакции.

Зависимост от температурата

Скоростта на химичната реакция се променя с температурата (обикновено нараства). Зависимостта ѝ от температурата се задава с т. нар. уравнение на Арениус.

Виж Уравнение на Арениус

Обратима реакция

Ако реакцията е обратима (т.е. продуктите C и D могат да реагират до A и B):

${\mathit{\nu }}_{𝐴}A+{\mathit{\nu }}_{𝐵}B\leftrightarrow {\mathit{\nu }}_{𝐶}C+{\mathit{\nu }}_{𝐷}D$

тогава може да се дефинират скорост на правата реакция r_f и скорост на обратната реакция r_b.

$r_f=k_f\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^{{\nu }_A}\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^{{\nu }_B}$

$r_b=k_b\cdot {{𝐶}_{𝐶}}^{{\nu }_C}\cdot {{𝐶}_{𝐷}}^{{\nu }_D}$

При достигане на равновесие двете скорости се изравняват. Съотношението на техните скоростни константи се нарича равновесна константа:

$K=\frac{k_f}{k_b}=\frac{{{𝐶}_{𝐶}}^{{\nu }_C}\cdot {{𝐶}_{𝐷}}^{{\nu }_D}}{{{𝐶}_{𝐴}}^{{\nu }_A}\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^{{\nu }_B}}$

Виж Равновесна константа

Порядък на реакцията

За реакция със скорост:

$r=k\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^{{\nu }_A}\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^{{\nu }_B}$

сумата от степенните показатели (стехиометричните коефициенти) в скоростното уравнение ${\nu }_A+{\nu }_B$ се нарича порядък на реакцията. Действителният порядък на реакцията не винаги отговаря на сумата от стехиометричните коефициенти, тъй като реалният механизъм на реакцията може да е по-сложен, но формално е удобно скоростта r да се дефинира по този начин (т. нар. формален порядък).

Реакции от нулев порядък

$r=k\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^0\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^0=k$

При тези реакции скоростта не зависи от концентрацията на веществата.

Реакции от първи порядък

$r=k\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^1\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^0=k\cdot {𝐶}_{𝐴}$

При реакциите от първи порядък скоростта е пропорционална (само) на концентрацията на един от компонентите. Пример за реакция от първи порядък е радиоактивният разпад.

Реакции от втори порядък

$r=k\cdot {{𝐶}_{𝐴}}^1\cdot {{𝐶}_{𝐵}}^1=k\cdot {𝐶}_{𝐴}\cdot {𝐶}_{𝐵}$

Вижте също

• Ензимна кинетика