Stała szybkości reakcji
Stała szybkości reakcji – współczynnik proporcjonalności w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej[1][2]:
- szybkość reakcji =
![{\displaystyle k[\mathrm {A} ]^{n}[\mathrm {B} ]^{m}[\mathrm {C} ]^{p}[\mathrm {D} ]^{q}\dots }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2303182561c34fd9b2f71d7005cd286d515d2a60)
Zależność stałej szybkości reakcji od temperatury opisuje równanie Arrheniusa[1][3]:
gdzie:
- – czynnik przedwykładniczy Arrheniusa,
- – energia aktywacji Arrheniusa,
- – stała gazowa,
- – temperatura w kelwinach.
Dla wielu prostych reakcji odwracalnych stosunek stałych szybkości reakcji biegnących w prawo i w lewo jest stałą równowagi tej reakcji[2]:
Symbole i jednostki
edytujStała szybkości reakcji oznaczana jest zwykle symbolem lub gdzie oznacza rząd reakcji. Indeks dolny może też oznaczać numer etapu w przypadku reakcji wieloetapowych[4].
Jednostkę stałej szybkości reakcji determinuje postać równania kinetycznego, tak aby szybkość reakcji wyrażona była w [mol·dm−3·s−1]. Zależność jednostki od zewnętrznego rzędu reakcji chemicznej przedstawia wzór ogólny[5]:
![{\displaystyle [k_{n}]=\left[{\frac {\mathrm {(dm^{3})} ^{n-1}}{\mathrm {mol} ^{n-1}\cdot \mathrm {s} }}\right],}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/248cca0101130dd9470495740a3fd916b403d69e)
gdzie – zewnętrzny rząd reakcji
Przykładowe jednostki dla rzędów od 0 do III:
- 0 rząd:
- I rząd:
- II rząd:
- III rząd:
![{\displaystyle [k_{0}]=\left[{\frac {\mathrm {mol} }{\mathrm {dm^{3}} \cdot \mathrm {s} }}\right],}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5b44d4dd6a7dbaa6f4116e2ae182ce0a799d1192)
![{\displaystyle [k_{1}]=\left[{\frac {1}{\mathrm {s} }}\right],}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/02bf2891def87ff052487e83dbb1e1631497472f)
![{\displaystyle [k_{2}]=\left[{\frac {\mathrm {dm^{3}} }{\mathrm {mol} \cdot \mathrm {s} }}\right],}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6d049457346784fbe52c5392e8ea0cfaad3a6baf)
![{\displaystyle [k_{3}]=\left[{\frac {\mathrm {(dm^{3})} ^{2}}{\mathrm {mol} ^{2}\cdot \mathrm {s} }}\right].}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f5550bfe6581b99c3cfe93a08ae40311181814a5)
Przypisy
edytuj- ↑ a b J. Szarawara, J. Skrzypek: Podstawy inżynierii reaktorów chemicznych, rozdziały IV.3.a i IV.3.c. Warszawa: WNT, 1980.
- ↑ a b Louis P. Hammett: Fizyczna chemia organiczna. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1976, s. 56–59.
- ↑ Clive McKee, Michael Mortimer: The effect of temperature on the rate of a chemical reaction. W: Chemical Kinetics and Mechanism. Michael Mortimer, Peter Taylor (red.). Royal Society of Chemistry, 2002, s. 66. DOI: 10.1039/9781847557803-00065. ISBN 978-1-84755-780-3.
- ↑ Richard A.Y. Jones: Fizyczna chemia organiczna. Mechanizmy reakcji chemicznych. Warszawa: PWN, 1988, s. 24–27.
- ↑ Klaus Schwetlick: Kinetyczne metody badania mechanizmów reakcji. Warszawa: PWN, 1975.