Szybkość przemiany chemicznej
Jak każde zjawisko w przyrodzie, reakcja chemiczna dla swego przebiegu potrzebuje pewnego czasu. Czas ten dla różnych reakcji jest bardzo różny — od drobnego ułamka sekundy aż do lat i tysiącleci. Z pojęciem czasu trwania procesu nieodłącznie związane jest pojęcie jego szybkości. Szybkość przemiany chemicznej określa się jako stosunek ilości substancji ulegającej przemianie do czasu trwania przemiany. Ilości substancji reagujących wyrażane są najczęściej w gramocząstecz- kach i jeśli reakcja odbywa się w środowisku jednolitym, odnosi się., je do jednostki objętości (zwykle 1 litra). Ostatecznie więc można określić szybkość reakcji jako ubytek stężenia substancji reagującej (lub przyrost stężenia produktu reakcji) w odniesieniu do czasu trwania reakcji.
Szybkość przemiany chemicznej zależy nie tylko od natury substancji reagujących, lecz również i od warunków zewnętrznych, w jakich reakcja przebiega. Z punktu widzenia teorii molekularnej przemiana chemiczna polega na przegrupowaniu atomów wchodzących w skład cząsteczek reagujących. Rzecz jasna, że takie przegrupowanie nastąpić może jedynie wówczas, gdy odpowiednie cząsteczki spotkają się w swym ruchu termicznym. Na podstawie teorii kinetycznej gazów można do- wieść, że gdy w reakcji bierze udział po jednej cząsteczce każdej substancji reagującej, liczba zderzeń na jednostkę czasu i jednostkę objętości mieszaniny reagującej jest proporcjonalna do liczby cząsteczek każdego rodzaju, czyli do stężenia każdej z substancji reagujących. Jeśli liczba cząsteczek tego samego rodzaju, uczestniczących w reakcji, wynosi dwie lub więcej, liczba zderzeń jest proporcjonalna do drugiej lub wyższej potęgi stężenia tej substancji. Nie każde zderzenie odpowiednich cząsteczek daje w wyniku ich przemianę wprost przeciwnie, dokładniejsze obliczenia oparte na teorii kinetycznej prowadzą do wniosku, że liczba zderzeń „skutecznych” stanowi znikomy ułamek ogólnej liczby zderzeń. W każdym razie można stwierdzić, że te liczby są do siebie proporcjonalne, że więc szybkość przemiany jest wprost proporcjonalna do pierwszej albo wyższej potęgi stężenia każdej z substancji reagujących. .
Wzrost temperatury zwiększa szybkość wszystkich bez wyjątku przemian chemicznych
Dla reakcji np. łączenia się jodu z wodorem, przebiegającej według równania stechiometrycznego: 11, J, 2 i U, szybkość reakcji wyrazi się wzorem: A- – [Ha] [ Ja]. (V,l>
Symbole odpowiednich substancji ujęte w proste nawiasy oznaczają w powyższym wzorze stężenia tych substancji, współczynnik zaś proporcjonalności k, noszący nazwę stałej szybkości reakcji, zależy od rodzaju przemiany i od temperatury.
Wzrost temperatury zwiększa szybkość wszystkich bez wyjątku przemian chemicznych. Jak to stwierdził v a n’t Hoff dla większości reakcji, szybkość wzrasta dwu- do trzykrotnie z podniesieniem temperatury o 10°C.
Dokładniej zależność stałej szybkości k od temperatury wyraża równanie Arrheniusa: ln k = A (V,2) ET gdzie A jest stałą bezwymiarową, a stała E jest tzw. energią aktywacji. W myśl obecnych poglądów tylko te zderzenia prowadzą do przemiany chemicznej, w których uczestniczą cząsteczki obdarzone pewnym nadmiarem energii ponad wartość przeciętną, równym co najmniej E. Przyśpieszający wpływ temperatury na przebieg reakcji wynika nie tyle ze zwiększonej liczby ogólnej zderzeń międzycząsteczkowych na skutek wzrostu przeciętnej szybkości cząsteczek, ile stąd, że w miarę wzrostu temperatury silnie wzrasta liczba cząsteczek szczególnie bogatych w energię, a więc i liczba zderzeń „skutecznych”.
Wybitny wpływ temperatury na szybkość przemiany chemicznej można stwierdzić na przykładzie reakcji gazu piorunującego (§ 26). Przemiana, która w temperaturze pokojowej przebiega tak wolno, że nawet po latach nie daje się stwierdzić powstawania dostrzegalnych ilości produktu, zachodzi wybuchowo w ciągu ułamka sekundy po ogrzaniu do paruset stopni.
Trzecim czynnikiem, mającym wpływ na szybkość reakcji, są katalizatory (§ 16, punkt c). Rola katalizatorów nie jest jeszcze całkowicie wyjaśniona dla wszystkich reakcji. W wielu przypadkach stwierdzono, że katalizator łączy się z jedną z substancji reagujących, tworząc związek przejściowy, który w dalszym stadium reaguje z drugą substancją, dając produkt końcowy i wydzielając z powrotem katalizator, co schematycznie można ująć w następujące równania:
A-r K — AK AK + i —-H> Al'. K A -h ii > Al’., gdzie A i B oznaczają substancje reagujące, K — katalizator. Ta teoria związków pośrednich daje się jednak zastosować bynajmniej nie do wszystkich przypadków katalizy.