Keemilised kineetika tegurid, reaktsiooni järjekord, rakendused

The keemiline kineetika See on reaktsiooni kiiruste uurimine. See tuletab eksperimentaalsed või teoreetilised andmed molekulaarse mehhanismi kohta matemaatiliste võrrandite kaudu väljendatud seaduste kaudu. Mehhanismid koosnevad mitmest sammust, millest mõned on kiired ja teised aeglased.

Kõige aeglasemat neist nimetatakse kiiruse määramise sammuks. Seetõttu on selle astme vahendajaliikide ja operandi mehhanismi tundmine kineetika seisukohalt väga oluline. Eespool toodud visualiseerimine eeldab, et reaktiivid on suletud pudelisse ja et reageerides jäävad tooted väljapoole.

Lõpuks tekivad tooted vabalt läbi pudeli suu ilma täiendavate kineetiliste takistusteta. Sellest vaatenurgast on pudelid, millel on mitmed suurused ja kujundused. Neil kõigil on üks ühine element: kitsas kael, reaktsiooni determinantset etappi iseloomustav näitaja.

Indeks

• 1 Mis uurib keemilist kineetikat?
• 2 Reaktsioonikiirus
  • 2.1 Määratlus
  • 2.2 Üldine võrrand
  • 2.3 Magustoidu näide
  • 2.4 Kuidas seda teha
• 3 Tegurid, mis mõjutavad reaktsiooni kiirust
  • 3.1 Keemiliste liikide olemus
  • 3.2 Reagentide kontsentratsioon
  • 3.3 Temperatuur
• 4 Reaktsioonijärjestus keemilises kineetikas
  • 4.1 Nulljärjestuse reaktsioonid
  • 4.2 Esimene järjekordne reaktsioon
  • 4.3 Teine järjekordne reaktsioon
  • 4.4 Reageerimise järjekord ja molekulaarsus
• 5 Rakendused
• 6 Viited

Mis uurib keemilist kineetikat?

Eksperimentaalselt uurib see keemiatööstus keemilise reaktsiooni kontsentratsiooni variatsioone konkreetse omaduse mõõtmisest.

Keemiline kineetika on keemiatööstus, mis vastutab kogu reaktsiooni kiirusest tuletatava informatsiooni uurimise eest. Tema nimi kutsub teid ette kujutama tasku kella, mis tähistab protsessi aega, olenemata sellest, kus see toimub: reaktoris, pilves, jões, inimkehas jne..

Kõigil keemilistel reaktsioonidel ja seega kõigil transformatsioonidel on termodünaamilised, tasakaalustatud ja kineetilised aspektid. Termodünaamika näitab, kas reaktsioon on spontaanne või mitte; tasakaalu määramise tase; ja kineetilised tingimused, mis soodustavad selle kiirust ja samuti andmeid selle mehhanismi kohta.

Paljusid keemilise kineetika olulisi aspekte võib täheldada igapäevaelus: külmkapis, mis külmutab toitu, et vähendada selle lagunemist, külmutades nende osa. Samuti veinide küpsemisel, mille vananemine annab neile meeldiva maitsega.

Kuid "molekulide aeg" on oma väikestes kaaludes väga erinev ja see varieerub tohutult vastavalt paljudele teguritele (linkide arv ja liigid, suurused, materjali olekud jne)..

Kuna aeg on elu ja see on ka raha, on väga oluline teada, millised muutujad võimaldavad keemilist reaktsiooni võimalikult kiiresti edasi liikuda. Kuid mõnikord soovitakse vastupidist: et reaktsioon toimub väga aeglaselt, eriti kui see on eksotermiline ja on plahvatusoht..

Millised on need muutujad? Mõned neist on füüsilised, näiteks millisel rõhul või temperatuuril peab reaktor või süsteem olema; ja teised on keemilised, näiteks lahusti tüüp, pH, soolsus, molekulaarne struktuur jne..

Kuid enne nende muutujate tegemist tuleb kõigepealt uurida käesoleva reaktsiooni kineetikat.

Kuidas? Kontsentratsiooni varieerumise kaudu, mida saab järgida, kui konkreetne omadus on kvantifitseeritud, mis on esimese suhtes proportsionaalne. Läbi ajaloo on meetodid muutunud keerukamaks, võimaldades täpsemaid ja täpsemaid mõõtmisi ning üha väiksemate intervallidega.

Reaktsioonikiirus

Keemilise reaktsiooni kiiruse kindlakstegemiseks on vaja teada, kuidas kontsentratsioon aja jooksul iga liigi puhul varieerub. See kiirus sõltub suurel määral paljudest teguritest, kuid kõige tähtsam on see, et see on mõõdetav nende reaktsioonide puhul, mis toimuvad aeglaselt.

Siin on sõna "aeglaselt" suhteline ja defineeritud kõike, mida saab mõõta olemasolevate instrumentaalsete tehnikatega. Kui näiteks reaktsioon on palju kiirem kui seadme mõõtevõime, siis ei ole see kvantitatiivne ega selle kineetikat uurida..

Seejärel määratakse reaktsioonikiirus mis tahes protsessi künnisel enne tasakaalu saavutamist. Miks? Kuna tasakaalus on otsese reaktsiooni kiirus (produktide moodustumine) ja pöördreaktsiooni kiirus (reaktiivide moodustumine) võrdsed.

Süsteemi mõjutavate muutujate ja sellest tulenevalt ka tema kineetika või reaktsiooni kiiruse reguleerimine võib valida ideaalsed tingimused, et genereerida teatud kogus toodet kõige soovitud ja kindlal ajal.

Teisest küljest, need teadmised näitavad molekulaarset mehhanismi, mis on väärtuslik reaktsiooni toimimise suurendamisel.

Määratlus

Kiirus on suuruse muutus aja funktsioonina. Nende uuringute puhul seisneb huvides kontsentratsiooni muutuste määramine tundidena, minuti möödumisel; nano, tipp või isegi femtosekundid (10. \ t^-15s).

Sellel võib olla palju üksusi, kuid kõige lihtsam ja lihtsaim on M · s^-1, või mis on võrdne mol / L · s. Sõltumata selle ühikutest peab see alati olema positiivne, sest see on füüsiline kogus (näiteks mõõtmed või mass)..

Kokkuleppel on aga reaktiivi kadumise määr negatiivne ja toote välimuse määr positiivne märk.

Aga kui reageerivatel ainetel ja toodetel on oma kiirused, siis kuidas määrata üldise reaktsiooni kiirus? Vastus seisneb stöhhiomeetrilistes koefitsientides.

Üldine võrrand

Järgmine keemiline võrrand väljendab A ja B reaktsiooni vormi C ja D suhtes:

aA + bB => cC + dD

Molaarsed kontsentratsioonid väljendatakse tavaliselt sulgudes, nii et näiteks liigi A kontsentratsioon on kirjutatud kui [A]. Seega on iga seotud keemilise liigi reaktsioonikiirus:

Vastavalt matemaatilisele võrrandile on reaktsiooni kiiruse saavutamiseks neli võimalust: mõõdetakse mis tahes reaktiivi (A või B) või toodete (C või D) kontsentratsiooni muutusi..

Seejärel jagatakse see ühega neist väärtustest ja selle õige stöhhiomeetrilise koefitsiendiga viimasest ja reaktsioonikiiruse rxn saamiseks..

Kuna reaktsioonikiirus on positiivne kogus, korrutab negatiivne märk reagentide negatiivsete kiiruste väärtusi; sel põhjusel koefitsiendid a ja b korrutada (-1).

Näiteks kui A kadumise kiirus on - (5M / s) ja selle stöhhiomeetriline koefitsient a on 2, siis rxn kiirus on 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Dessertide näide

Kui toode on magustoit, siis oleksid koostisosad analoogilised; ja keemiline võrrand, retsept:

7Küpsised + 3Brownies + 1Salad => 1Postre

Ja iga magusa koostisosa ja sama magustoidu kiirused on:

Seega saab magustoidu valmistamise kiiruse määrata küpsiste, küpsiste, jäätisega või kogu komplektiga; jagada see selle stöhhiomeetriliste koefitsientide (7, 3, 1 ja 1) vahele. Kuid üks marsruutidest võib olla lihtsam kui teine.

Näiteks, kui mõõta, kuidas [Dessert] erinevatel ajavahemikel suureneb, võivad need mõõtmised olla keerulised.

Teisest küljest võib olla mugavam ja praktilisem mõõta [küpsiseid] nende arvu või nende omaduste tõttu, mis muudavad nende kontsentratsiooni kergemini kindlaks kui pruunide või jäätisega.

Kuidas seda määrata

Arvestades lihtsat reaktsiooni A => B, kui A, näiteks vesilahuses, on roheline värvus, sõltub see selle kontsentratsioonist. Seega, kui A muutub B-ks, kaob roheline värv ja kui see kadumine on kvantifitseeritud, siis saab saada [A] ja t kõvera.

Teisest küljest, kui B on happeline, langeb lahuse pH väärtuseni alla 7. Seega saavutatakse pH vähenemisest tulenevalt [B] ja järjestikku graafik [B] vs. Seejärel kattub mõlema graafikuga järgmine graafik:

Graafikus näete, kuidas [A] aja jooksul väheneb, kuna seda tarbitakse ja kuidas kõver [B] positiivse kalle võrra suureneb, sest see on toode.

Samuti näitab see, et [A] kaldub nullini (kui puudub tasakaal) ja et [B] saavutab stöhhiomeetriaga reguleeritava maksimaalse väärtuse ja kui reaktsioon on lõppenud (kõik A tarbitakse).

Mõlema A ja B reaktsioonikiirus on mis tahes nende kõverate puutujajoon; teisisõnu, tuletisinstrument.

Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid

Keemiliste liikide olemus

Kui kõik keemilised reaktsioonid olid kohesed, ei oleks nende kineetilised uuringud olemas. Paljudel on nii suured kiirused, et neid ei saa mõõta; see tähendab, et need ei ole mõõdetavad.

Seega on ioonide vahelised reaktsioonid tavaliselt väga kiire ja täielik (saagis on umbes 100%). Teisest küljest nõuavad orgaanilisi ühendeid hõlmavad inimesed mõnda aega. Esimese tüübi reaktsioon on:

H₂SO₄ + 2NaOH => Na₂SO₄ + 2H₂O

Tugevad elektrostaatilised koostoimed ioonide vahel soodustavad vee ja naatriumsulfaadi kiiret moodustumist. Seevastu on teise tüüpi reaktsiooniks näiteks äädikhappe esterdamine:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Kuigi moodustub ka vesi, ei ole reaktsioon hetkeline; isegi soodsates tingimustes kulub mitu tundi.

Kuid muudel muutujatel on suurem mõju reaktsiooni kiirusele: reaktiivide kontsentratsioon, temperatuur, rõhk ja katalüsaatorite olemasolu.

Reaktiivide kontsentratsioon

Keemilises kineetikas nimetatakse lõpmatusest eraldatud uuritavat ruumi süsteemiks. Näiteks uuritavaks süsteemiks võib pidada reaktorit, keeduklaasi, kolbi, pilve, tähte jne..

Seega ei ole molekulid süsteemis staatilised, vaid "liikuvad" kõikidesse nurkadesse. Mõnedes nendes ümberpaigutustes põrkub või toodab tooted teistest molekulidest.

Seejärel on kokkupõrgete arv proportsionaalne reaktiivide kontsentratsiooniga. Ülemine pilt illustreerib, kuidas süsteem muutub madalast kõrgele kontsentratsioonile.

Niikaua kui on rohkem kokkupõrkeid, on reaktsioonikiirus suurem, kuna kahe molekuli reageerimise tõenäosus suureneb.

Kui reaktiivid on gaasilised, siis käideldakse muutuvat rõhku ja see on seotud gaasikontsentratsiooniga, eeldades mis tahes paljudest olemasolevatest võrranditest (nagu ideaalgaas); või ka vähendatakse süsteemi mahtu, et suurendada gaasimolekulide kokkupõrke tõenäosust.

Temperatuur

Kuigi kokkupõrgete arv suureneb, ei ole kõigil molekulidel energiat, mis on vajalikud protsessi aktiveerimisenergia ületamiseks.

See on koht, kus temperatuur mängib olulist rolli: see täidab molekulide termilise kiirendamise funktsiooni, et nad kokku puutuksid rohkem energiaga.

Seega kahekordistab reaktsioonikiirus iga 10 ° C juures süsteemi temperatuuri tõusu. Kõigi reaktsioonide puhul ei ole see alati nii. Kuidas ennustada seda kasvu? Arrhenius võrrand vastab küsimusele:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K on kiiruse konstant temperatuuril T, R on gaasikonstant ja E on aktiveerimisenergia. See energia näitab energia barjääri, mida reaktiivid peavad reageerima.

Kineetilise uuringu tegemiseks on vaja hoida temperatuuri konstantsena ja ilma katalüsaatoriteta. Mis on katalüsaatorid? Need on välised liigid, mis sekkuvad reaktsiooni, kuid mida ei tarbita ja mis vähendavad aktiveerimisenergiat.

Katalüüsi mõiste glükoosi ja hapniku reaktsiooni kohta on toodud ülal. Punane joon tähistab aktiveerimisenergiat ilma ensüümi (bioloogiline katalüsaator), samas kui sinine joon näitab aktiveerimisenergia vähenemist.

Reaktsioonijärjestus keemilises kineetikas

Keemilisel võrrandil ei ole reaktsiooni mehhanismiga seotud stöhhiomeetrilised indeksid võrdsed sama järjestuse indeksitega. Keemilistel reaktsioonidel on tavaliselt esimene või teine ​​kord, harva kolmandat korda või rohkem.

Miks see on? Kolme energiliselt ergastatud molekuli kokkupõrked on ebatõenäolised ja veelgi enam on need neljakordsed või neljakordsed kokkupõrked, kus tõenäosus on lõpmatu. Samuti on võimalik kasutada fraktsionaalseid reaktsioone. Näiteks:

NH₄Cl <=>NH₃ + HCl

Reaktsioon on esimene järjekord ühes suunas (vasakult paremale) ja teine ​​järjekord teises (vasakule), kui seda peetakse tasakaaluks. Kuigi järgmine saldo on mõlemas suunas teine ​​järjekord:

2HI <=> H₂ + I₂

Molekulaarsus ja reaktsioonikord on samad? Ei. Molekulaarsus on nende molekulide arv, mis reageerivad, et tekitada tooteid, ja globaalse reaktsiooni järjekord on sama järjekord nagu reaktiivid, mis määravad sammu, mis määrab kiiruse..

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ => 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

See reaktsioon, hoolimata suurest stöhhiomeetrilisest indeksist (molekulaarsus), on tegelikult teisejärguline reaktsioon. Teisisõnu, kiiruse määrav etapp on teine ​​järjekord.

Nulljärjestusega reaktsioonid

Need esinevad heterogeensete reaktsioonide korral. Näiteks: vedeliku ja tahke aine vahel. Seega sõltub kiirus reaktiivide kontsentratsioonist.

Samuti, kui reagendil on nullreaktsiooni järjekord, tähendab see, et see ei osale kiiruse määramise etapis, vaid kiiretel kiirustel..

Esimene järjekordne reaktsioon

A => B

Esimest järku reaktsiooni reguleerib järgmine kiiruseadus:

V = k [A]

Kui A-i kontsentratsioon kahekordistub, siis toimib ka reaktsiooni kiirus V. Seetõttu on kiirus proportsionaalne reaktiivi kontsentratsiooniga selles etapis, mis määrab reaktsiooni.

Teine järjekordne reaktsioon

2A => B

A + B => C

Sellise reaktsiooni puhul sekkuvad kaks liiki, nagu just lihtsalt kirjutatud keemilistes võrrandites. Reaktsioonide kiiruse seadused on:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

Esimesel juhul on reaktsioonikiirus proportsionaalne A kontsentratsiooni ruuduga, samas kui teises toimub sama, mis esimese astme reaktsioonidel: kiirus on otseselt proportsionaalne nii A kui ka B kontsentratsiooniga.

Reaktsioonijärjekord vs molekulaarsus

Eelmise näite kohaselt võivad stöhhiomeetrilised koefitsiendid langeda või mitte langeda kokku reaktsiooni korraldustega.

See toimub aga elementaarreaktsioonide puhul, mis määravad reaktsiooni mis tahes etapi molekulaarse mehhanismi. Nendes reaktsioonides on koefitsiendid võrdsed osalevate molekulide arvuga.

Näiteks reageerib A-molekul ühele B-st, et moodustada C-molekul. Siin on reaktiivide molekulaarsus 1 ja seejärel kiiruse-õiguse väljendamisel ühilduvad reaktsiooni tellimused.

Sellest järeldub, et molekulaarsus peab alati olema terve number ja tõenäoliselt vähem kui neli.

Miks? Kuna mehhanismi läbimisel on väga ebatõenäoline, et samal ajal osalevad neli molekuli; esimesed neist kaks reageeriksid ja seejärel kaks teist reageeriksid selle tootega.

Matemaatiliselt on see üks peamisi erinevusi reaktsioonikorralduste ja molekulaarsuse vahel: reaktsioonijärjekord võib võtta murdarvu (1/2, 5/2 jne).

Seda seetõttu, et esimene peegeldab ainult seda, kuidas liikide kontsentratsioon mõjutab kiirust, kuid mitte seda, kuidas nende molekulid protsessi sekkuvad.

Rakendused

- See võimaldab määrata aja, mille jooksul ravim jääb organismis enne selle täielikku metaboliseerimist. Tänu kineetilistele uuringutele võib ensümaatilist katalüüsi järgida roheliste meetoditena teiste negatiivsete keskkonnamõjudega katalüsaatorite vastu; või ka paljudes tööstuslikes protsessides.

- Autotööstuses, eriti mootorites, kus elektrokeemilised reaktsioonid tuleb sõiduki käivitamiseks kiiresti läbi viia. Ka oma heitgaasitorudes, millel on katalüütilised muundurid kahjulike gaaside CO, NO ja NO muundamiseks_x CO₂, H₂O, N₂ ja O₂ optimaalse aja jooksul.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(g)

-See on reaktsioon, miks õhkpadjad pumbatakse, kui sõidukid kokku puutuvad. Kui rehvid pidurdavad järsult, detoniseerib detektor naatriumasiidi NaN₃. See reaktiiv "plahvatab" N vabanemist₂, mis mahutab kogu kotti koguse kiiresti.

Seejärel reageerib metalliline naatrium teiste komponentidega, et neutraliseerida seda, sest puhtas olekus on see mürgine.

Viited

1. Walter J. Moore. (1963). Füüsiline keemia Sisse Keemiline kineetika. Neljas väljaanne, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Füüsikokeemia põhimõtted. Kuues väljaanne, lk 479-540. Mc Grawi mägi.
3. UAwiki (23. detsember 2011). Molekulaarsed kokkupõrked-en [Figua] Välja otsitud 30. aprillil 2018 alates: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Füüsilise keemia õpik. Sisse Keemiline kineetika. Teine väljaanne. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8. märts 2017). Keemilise kineetika määratlus. Välja otsitud 30. aprillil 2018 alates: thinkco.com
6. Khan Akadeemia. (2018). Reaktsiooni määrad ja määrused. Välja otsitud 30. aprillil 2018 kellelt: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. juuli 2010). Keemiline kineetika Välja otsitud 30. aprillil 2018 kellelt: quimicafisica.com