Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami, ktoré závisia od podmienok, pri ktorých prebiehajú a taktiež od povahy jednotlivých častíc, ktoré reagujú. Reakčná kinetika má za úlohu študovať túto rýchlosť a jej závislosť od reakčných podmienok – faktorov reakcie. Taktiež vysvetľuje reakčný mechanizmus.

Z tohto pohľadu delíme reakcie na dve skupiny. Izolované reakcie prebiehajú samotné, žiadne iné reakcie na nich nenadväzujú. Aj prípadné ďalšie reakcie, ktoré v sústave prebiehajú, nemajú na nich žiaden vplyv – nemajú spoločné reaktanty, ani produkty.

Simultánne reakcie prebiehajú v sústave spoločne. Delíme ich na vratné, následné a paralelné. Pri vratných reakciách vznikajú v rovnakom momente z reaktantov produkty a z produktov reaktanty. V následných reakciách sa produkt stáva reaktantom nasledujúcej reakcie. Paralelná reakcia je častejšia v organickej chémii. Má spoločné, alebo čiastočne spoločné reaktanty reagujúce pre vzniku rôznych produktov.

Rýchlosť chemickej reakcie označujeme malým písmenom v. Môžeme ju definovať ako úbytok látkového množstva hociktorého reaktantu, alebo ako prírastok látkového množstva ktoréhokoľvek produktu za jednotku času vydelenú stechiometrickým koeficientom danej látky.

Teplota, tlak, prítomnosť katalyzátora/inhibítora a koncentrácia reaktantov ovplyvňuje rýchlosť, akou bude reakcia prebiehať.

Aby sme vysvetlili mechanizmus premeny reaktantov na produkty, existujú dve základné teórie.

Zrážková teória berie do úvahy predpoklad, že ak majú častice zreagovať, musia sa najprv zraziť. Táto zrážka však musí byť účinná, teda musí viesť k reakcii. Aby sa tak stalo, častice musia mať v momente zrazenia vhodnú priestorovú orientáciu a dostatočne veľkú energiu. Táto energia sa nazýva aktivačná energia.

Predstavuje minimálne množstvo energie potrebnej na rozštiepenie väzieb v reaktantoch a spustenie reakcie. Čím je aktivačná energia väčšia, tým pomalšia bude reakcia pri normálnych podmienkach.

Podľa veľkosti aktivačnej energie delíme reakcie na exotermické a endotermické. Exotermické sú tie reakcie, počas ktorých sa uvoľňuje energia – formou tepla. Energia produktov je teda nižšia, ako energia reaktantov.

Naopak je to pri endotermickej reakcii. Tam majú viac energie produkty, reaktanty ju majú nižšiu. V týchto reakciách je natoľko veľká aktivačná energia, že aby reakcia prebehla, potrebuje stály príjem energie z okolia.

Zrážková teória je už dnes prekonaná teóriou aktivovaného komplexu, ktorá má presnejšiu energetickú bilanciu priebehu reakcie. Vychádza z toho, že pri účinnej zrážke vytvoria reaktanty najprv aktivovaný komplex, pre ktorý je charakteristická určitá hodnota aktivačnej energie. Tá je daná rozdielom vnútornej energie aktivovaného komplexu a vnútornej energie reaktantov. Tento aktivovaný komplex je nestály, väzby reaktantov ešte nezanikli, ale takisto ešte nevznikli nové. Preto sa veľmi rýchlo rozpadá buď na pôvodné látky, alebo na produkty.

Poznáme niekoľko faktorov, ktoré ovplyvňujú reakčnú rýchlosť. Patria medzi ne:

Koncentrácia – závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov vyjadruje kinetická rovnica. Tá hovorí, že v = k * [A]α * [B]β, kde A a B sú produkty reakcie, v je rýchlosť reakcie, [A] a [B] sú rovnovážne koncentrácie reaktantov, α a β sú koeficienty látok A a B (v najjednoduchších prípadoch stechiometrické koeficienty pri daných látkach v rovnici) a k je rýchlostná konštanta (závislá od teploty).

Ak rýchlosť prebieha pri konštantnej (nemeniacej sa) teplote, jej rýchlosť je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov (umocnených na určité koeficienty).

Čím je koncentrácia reaktantov väčšia, tým je vyššia aj rýchlosť chemickej reakcie, pretože vyššou koncentráciou zvyšujem pravdepodobnosť zrážky jednotlivých častíc.

Teplota – závislosť rýchlosti reakcie od teploty vyjadruje arrheniova rovnica. Zjednodušene sa dá povedať, čím je teplota vyššia, tým je reakcia rýchlejšia. Vo všeobecnosti platí, že ak zvýšim teplotu o 10°C, rýchlosť reakcie sa zväčší dva až štyrikrát.

Pri vyššej teplote sa jednotlivé častice viac rozkmitajú a zrýchlia, čo má za následok vyššiu pravdepodobnosť vzájomnej zrážky. Takisto teplo je energia, ktorú keď časticiam dodám, môže im pomôcť k prekonaniu aktivačnej energie.

Katalyzátor je látka, ktorá chemické reakcie urýchľuje. Zúčastňuje sa ich, no na konci zostáva chemicky nezmenená. Nie je reaktantom, ani produktom. Ak použijeme pri reakcii katalyzátor, táto reakcia sa nazýva katalyzovanou reakciou. Tá má iný reakčný mechanizmus, aktivačná energia je menšia, ako v reakcii bez katalyzátora. Ten počas reakcie vytvára medziprodukt s jedným z reaktantov, ktorý následne reaguje s druhým reaktantom a vznikajú produkty reakcie. Katalyzátor sa uvoľní.

Chemická reakcia s použitím katalyzátora sa teda dá zapísať v čiastkových reakciách.

Reakcia: A + B (+ K) → AB

Priebeh: A + K → AK + B → AB + K

Vďaka takémuto „rozbitiu“ pôvodnej reakcie katalyzátor výhodne ovplyvňuje jej rýchlosť. Zatiaľ čo v priamej reakcii je vysoká aktivačná energia, po „rozložení“ reakcie sa táto energia prerozdelí medzi čiastkové reakcie a teda sa zníži.

Inhibítor je opak katalyzátora, teda látka spomaľujúca rýchlosť chemickej reakcie.

Reakčná plocha, alebo plocha reagujúcich častíc, teda reaktantov. Čím je väčšia, tým rýchlejšie bude reakcia prebiehať. Spôsobí to fakt, že pri väčšej ploche môže reagovať viac častíc súčasne a teda reaktanty zreagujú skôr.

Tlak ovplyvňuje rýchlosť reakcie iba pri plynoch. Čím je vyšší, tým je rýchlejšia aj reakcia, pretože reagujúce častice pod zvýšeným tlakom viac kmitajú a je teda zvýšená pravdepodobnosť ich zrážky.

 

Zdroje:

CHRENČÍKOVÁ a spol. 2002. Zmaturuj z chémie. Brno. DIDAKTIS

KMEŤOVÁ a spol. 2010. Chémia pre 1. ročník GŠŠ a 5. ročník GOŠ. EXPOL PEDAGOGIKA

BELANOVÁ a spol. 2013. Školská encyklopédia biológie, chémie a fyziky. Bratislava. PRÍRODA

DVOŘÁČKOVÁ. 2013. Chemie pro každého. Olomouc. Rubico

Categories: Chémia