Reakciósebességi állandó

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából

A reakciósebességi állandó egy reakciókinetikai fogalom. A kémiai reakció pillanatnyi sebességét megadó kifejezésben szerepel, mint arányossági tényező:

ahol

k a reakciósebességi állandó,
cA a kiindulási A komponens pillanatnyi koncentrációja, mol/dm3,
r a reakció rendűsége,
t az idő, s

A definícióegyenlet alapján a k sebességi állandónak az értéke a t idő alatt a reakcióban átalakuló anyag koncentrációváltozásával egyezik meg, ha a kiinduló anyagok koncentrációja egységnyi. Az alábbi összefüggések megadják a sebességi állandó kifejezéseit különböző rendű reakciók esetén.

0. rendű kémiai reakció:

dimenziója:

1. rendű kémiai reakció:

dimenziója:

2. rendű kémiai reakció:

dimenziója:

r. rendű kémiai reakció: r ≠ 1

dimenziója:

A kémiai reakció sebességi állandójáról általánosságban az mondható, hogy értéke koncentrációfüggő, annak az (r−1)-dik hatványával fordítottan arányos.

A reakciósebességi állandó hőmérsékletfüggése[szerkesztés]

Svante August Arrhenius (1859-1927) svéd fizikus és kémikus

A kémiai reakciók – és általában az atomok, a molekulák mozgásával összefüggő folyamatok – sebessége nő a hőmérséklet növelésével.[1][2][3] Az ún. egyszerű reakciók sebessége tapasztalat szerint 2-4-szeresére növekszik 10 °C hőmérséklet-emelkedés hatására. A hőmérséklet okozta sebességnövekedés tehát igen rohamos. Ha átlagosan 3-szorosnak vesszük, akkor 100 °C-os hőmérséklet-emelkedés hatására a reakciósebesség 310-szeresére növekszik. Ez kerekítve 100 000-szeres értéket jelent.

A kémiai folyamatok sebességére vonatkozó kísérleti vizsgálatokból megállapítható, hogy a reakciók sebessége exponenciális függvény szerint nő a hőmérséklettel. Ez azt jelenti, hogy a sebességi állandó logaritmusa lineárisan változik a hőmérséklet reciprokával:

.

ahol

k a reakciósebességi állandó,
α és β pedig a hőmérséklettől független állandó.

Ez az Arrhenius-féle tapasztalati törvény, amelyet Svante August Arrhenius svéd kémikus 1899-ben alkotott meg.

Az aktiválási elmélet[szerkesztés]

Az eredményes ütközéshez a molekuláknak aktív állapotba kell jutni, többletenergiával kell rendelkezni
A küszöbenergia és az átlagos energia közötti különbség az aktiválási energia

A kémiai átalakulásokhoz a kiindulási anyagok molekuláinak ütközniük kell egymással. A kinetikus gázelmélet alapján kiszámítható, hogy a gázreakciók esetén a hőmozgás következtében légköri nyomáson és szobahőmérsékleten minden gázmolekula átlagosan ~ 109-szer ütközik másodpercenként. A nagyszámú ütközésnek csak igen kicsi hányada vezet kémiai átalakulásra, mert csak azok a molekulák képesek reakcióba lépni, amelyeknek az energiája határozott értékkel nagyobb, az adott hőmérsékletnek megfelelő átlagértéknél. Csak ezek az ún. aktivált – az aktiválási energiával nagyobb energiájú – molekulák képesek egymással reakcióba lépni. Kémiai reakció esetén a részecskéknek ütközéskor egy minimális energiánál (küszöbenergia) nagyobbal kell rendelkezniük, hogy az ütközés eredményes legyen. Az átlagos energia és az ún. küszöbenergia közötti különbséget nevezzük aktiválási energiának. Ha az ütközéskor a reakció bekövetkezik, az aktiválási energia felszabadul és újabb molekulák számára tovább adódik.

Maxwell–Boltzmann-féle sebesség- és energia-eloszlás alapján megadható az aktív molekulák koncentrációja, abból pedig a reakciósebességi állandó hőmérsékletfüggése:

amely kifejezésben:

A a preexponenciális tényező, amely az ütközési elmélet szerint az ütközési számmal arányos mennyiség,
E az aktiválási energia, J/mol,
R az egyetemes gázállandó, 8,314 J/(K·mol),
T az abszolút hőmérséklet, K
k a reakciósebességi állandó.

Kapcsolódó szócikkek[szerkesztés]

Források és jegyzetek[szerkesztés]

  1. Erdey-Grúz Tibor: Fizikai kémia alapjai. Műszaki Könyvkiadó, Budapest, 1963.
  2. Berecz Endre: Fizikai kémia. Tankönyvkiadó, Budapest, 1991.
  3. Atkins, P. W.: Fizikai kémia III. Nemzeti Tankönyvkiadó Rt. Budapest, 2002.