Definicje: Kinetyka, równowaga i termochemia

Główne czynniki

• stężenie (ciśnienie dla gazów) — większe stężenie = więcej cząsteczek = więcej zderzeń = szybciej,
• temperatura — wzrost o $10^\circ\text{C}$ zwykle 2–4-krotnie przyspiesza reakcję (cząsteczki mają większą energię),
• rozdrobnienie substratu stałego — większa powierzchnia kontaktu = szybciej (np. sproszkowany metal reaguje szybciej niż bryła),
• katalizator — obniża energię aktywacji, przyspiesza reakcję, sam się nie zużywa.

Zmiana entalpii

$\Delta H = H_{\text{produktów}} - H_{\text{substratów}}$

• $\Delta H \lt 0$ — reakcja egzoenergetyczna (wydziela energię, otoczenie się ogrzewa),
• $\Delta H > 0$ — reakcja endoenergetyczna (pochłania energię z otoczenia).

Równanie termochemiczne

To równanie reakcji z podaną wartością $\Delta H$, np.:

$\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}, \quad \Delta H = -890\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}$

Wartość $\Delta H$ odnosi się do ilości substancji wynikających ze współczynników.

Jak działa katalizator

Katalizator udostępnia reakcji inną drogę — o niższej barierze energetycznej. Dzięki temu więcej cząsteczek osiąga energię aktywacji i reakcja biegnie szybciej. Katalizator nie zmienia efektu energetycznego reakcji ani położenia równowagi.

Rodzaje i pojęcia

• kataliza homogeniczna — katalizator w tej samej fazie co reagenty,
• kataliza heterogeniczna — katalizator w innej fazie (np. stały wobec gazów),
• enzymy — biokatalizatory (białka) przyspieszające reakcje w organizmach,
• inhibitor — substancja spowalniająca reakcję (działa przeciwnie do katalizatora).

Konsekwencja praktyczna

Jeśli reakcję można przedstawić jako sumę kilku etapów, to jej $\Delta H$ jest sumą entalpii tych etapów. Dzięki temu obliczamy $\Delta H$ reakcji trudnych do zmierzenia bezpośrednio — składając je z reakcji znanych.

Reguły działań na równaniach termochemicznych

• odwrócenie równania zmienia znak $\Delta H$,
• pomnożenie równania przez liczbę mnoży $\Delta H$ przez tę liczbę,
• dodanie równań dodaje ich wartości $\Delta H$.

Porównanie

• egzoenergetyczne: $\Delta H \lt 0$, otoczenie się ogrzewa, produkty mają niższą energię niż substraty. Przykłady: spalanie, reakcje zobojętniania,
• endoenergetyczne: $\Delta H > 0$, otoczenie się oziębia, produkty mają wyższą energię niż substraty. Przykłady: fotosynteza, rozkład termiczny (np. $\text{CaCO}_3$).

Diagram energetyczny

Na wykresie „energia – postęp reakcji":

• egzoenergetyczna — poziom produktów niżej niż substratów,
• endoenergetyczna — poziom produktów wyżej niż substratów.

W obu przypadkach między nimi jest „garb" — energia aktywacji.

Wpływ poszczególnych czynników

• stężenie — wzrost stężenia substratu przesuwa równowagę w prawo (ku produktom); usunięcie produktu — również w prawo,
• temperatura — wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji endoenergetycznej (pochłaniającej ciepło),
• ciśnienie (reakcje gazowe) — wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę mniejszej liczby moli gazu.

Czego katalizator NIE robi

Katalizator nie przesuwa równowagi — jednakowo przyspiesza reakcję w obie strony. Skraca tylko czas potrzebny do jej osiągnięcia.

Stała równowagi

Dla reakcji $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$ stała równowagi ma postać:

$K = \dfrac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$

W liczniku są stężenia produktów, w mianowniku substratów, każde podniesione do potęgi równej współczynnikowi z równania.

Interpretacja wartości K

• $K \gg 1$ — równowaga przesunięta w prawo (przewaga produktów),
• $K \ll 1$ — równowaga przesunięta w lewo (przewaga substratów).

Definicja ilościowa

$v = \dfrac{\Delta c}{\Delta t}$ — zmiana stężenia molowego podzielona przez czas (jednostka: $\tfrac{\text{mol}}{\text{dm}^3\cdot\text{s}}$).

Teoria zderzeń

Aby zaszła reakcja, cząsteczki muszą się zderzyć, i to zderzeniem skutecznym:

• o energii nie mniejszej niż energia aktywacji $E_a$ (próg energetyczny reakcji),
• o właściwej wzajemnej orientacji cząsteczek.

Im więcej skutecznych zderzeń w jednostce czasu, tym większa szybkość reakcji.