KEMISK KINETIK: FAKTORER, REAKTIONSORDEN OG ANVENDELSER - KEMI

Den kemiske kinetik er undersøgelsen af reaktionshastigheder. Fra eksperimentelle eller teoretiske data om molekylmekanismen gennem love, der er udtrykt ved matematiske ligninger. Mekanismer består af en række trin, hvoraf nogle er hurtige og andre er langsomme.

Den langsomste af disse kaldes det hastighedsbestemmende trin. Derfor er kendskab til den mellemliggende art og driftsmekanismen i dette trin meget vigtigt i kinetiske termer. En visualisering af ovenstående er at antage, at reagenserne er indesluttet i en flaske, og at produkterne, når de reagerer, slipper til ydersiden.

Endelig kommer produkterne frit frem fra munden på flasken uden yderligere kinetiske hindringer. Fra dette perspektiv er der flasker i mange størrelser og design. De har dog alle et element til fælles: en smal nakke, en indikator for reaktionens afgørende trin.

Hvad undersøger kemisk kinetik?

Eksperimentelt undersøger denne gren af kemi de koncentrationsvariationer, der er involveret i en kemisk reaktion, baseret på måling af en bestemt egenskab.

Kemisk kinetik er den gren af kemi, der er ansvarlig for at studere al den information, der kan udledes af reaktionshastigheden. Dets navn inviterer dig til at forestille dig et lommeur, der markerer tidspunktet for en proces, uanset hvor det forekommer: i en reaktor, i en sky, i en flod, i menneskekroppen osv.

Alle kemiske reaktioner, og derfor al transformation, har termodynamiske, ligevægts- og kinetiske aspekter. Termodynamik angiver, om en reaktion er spontan eller ikke; afbalancere dens kvantificeringsgrad; og kinetik betingelserne, der favoriserer dets hastighed og såvel som dataene om dens mekanisme.

Mange af de væsentlige aspekter af kemisk kinetik kan observeres i hverdagen: i køleskabet, der fryser mad for at reducere dets nedbrydning ved at fryse det vand, der er en del af det. Også i modningen af vinene, hvis aldring giver det de behagelige smag.

Imidlertid er "tiden for molekyler" meget forskellig i dens små skalaer og varierer enormt afhængigt af mange faktorer (antal og typer af bindinger, størrelser, tilstande af stof osv.).

Fordi tiden er liv, og det er også penge, er det meget vigtigt at vide, hvilke variabler der tillader en kemisk reaktion at fortsætte så hurtigt som muligt. Nogle gange ønskes imidlertid det modsatte: at reaktionen forekommer meget langsomt, især hvis den er eksoterm og der er risiko for eksplosion.

Hvad er disse variabler? Nogle er fysiske, såsom ved hvilket tryk eller temperatur en reaktor eller system skal have; og andre er kemiske, såsom typen af opløsningsmiddel, pH, saltholdighed, molekylstruktur osv.

Før vi finder disse variabler, skal vi dog først undersøge kinetikken for den aktuelle reaktion.

Hvordan? Gennem variationen i koncentrationen, der kan følges, hvis en bestemt egenskab, der er proportional med den første, kvantificeres. Gennem historien er metoder blevet mere sofistikerede, hvilket giver mulighed for mere nøjagtige og præcise målinger og med stadig kortere intervaller.

Reaktionshastighed

For at bestemme hastigheden af en kemisk reaktion er det nødvendigt at vide, hvordan koncentrationen varierer over tid for nogen af de involverede arter. Denne hastighed afhænger i vid udstrækning af mange faktorer, men den vigtigste ting er, at den er målbar for de reaktioner, der forekommer "langsomt".

Her er ordet "langsomt" relativt og defineres for alt, hvad der kan måles med de disponible instrumentelle teknikker. Hvis for eksempel reaktionen er meget hurtigere end udstyrets målekapacitet, vil den ikke være kvantitativ, og dens kinetik kan ikke studeres.

Derefter bestemmes reaktionshastigheden ved tærsklen for en hvilken som helst proces, inden den når ligevægt. Hvorfor? Fordi i ligevægt er hastigheden af den fremadrettede reaktion (produktdannelse) og den modsatte reaktion (reaktantdannelse) lige.

Ved at kontrollere variablerne, der virker på systemet, og følgelig dets kinetik eller reaktionens hastighed, kan de ideelle betingelser vælges for at generere en bestemt mængde produkt på den mest ønskede og sikre tid.

På den anden side afslører denne viden den molekylære mekanisme, som er værdifuld, når man øger udbyttet af en reaktion.

Definition

Hastighed er ændringen af en størrelsesorden som en funktion af tiden. For disse undersøgelser ligger interessen i at bestemme variationen i koncentrationen, når timer og minutter går; nano, pico eller endda femtosekunder (^10-15 s).

Det kan have mange enheder, men den enkleste og letteste af alle er M · s ^-1, eller hvad der er lig med mol / L · s. Uanset dens enheder, bør det altid have en positiv værdi, da det er en fysisk mængde (såsom dimensioner eller masse).

Imidlertid har forsvinden for en reaktant ved et konvention et negativt tegn, og de, der ser ud for et produkt, har et positivt tegn.

Men hvis reaktanterne og produkterne har deres egne hastigheder, hvordan kan man så bestemme den samlede reaktionshastighed? Svaret ligger i de støkiometriske koefficienter.

Generel ligning

Følgende kemiske ligning udtrykker reaktionen fra A og B til dannelse af C og D:

a A + b B => c C + d D

Molkoncentrationer udtrykkes normalt i firkantede parenteser, så fx er koncentrationen af arter A skrevet som. Reaktionshastigheden for hver af de involverede kemiske arter er således:

I henhold til den matematiske ligning er der fire ruter for at nå reaktionshastigheden: variationen i koncentration af nogen af reaktanterne (A eller B) eller af produkterne (C eller D) måles.

Derefter divideres med en af disse værdier og dens korrekte støkiometriske koefficient med sidstnævnte og opnår således reaktionshastigheden rxn.

Da reaktionshastigheden er en positiv mængde multiplicerer det negative tegn reaktanternes negative hastighedsværdier; af denne grund ganges koefficienterne a og b med (-1).

Hvis for eksempel forsvindningshastigheden for A er - (5M / s), og dens støkiometriske koefficient a er 2, er hastigheden rxn lig med 2,5 M / s ((-1/2) x 5).

Desserteksempel

Hvis produktet var en dessert, ville ingredienserne analogt være reagenserne; og den kemiske ligning, opskriften:

7 cookies + 3 brownies + 1 is => 1 dessert

Og hastighederne for hver af de søde ingredienser, og selve desserten er:

Således kan hastigheden, hvormed desserten fremstilles, bestemmes med variationen i enten cookies, brownies, is eller selve sæt; derefter divideres det med dets støkiometriske koefficienter (7, 3, 1 og 1). Imidlertid kan en af ruterne være lettere end den anden.

Hvis du for eksempel måler, hvordan det øges med forskellige tidsintervaller, kan disse målinger være komplicerede.

På den anden side kan det være mere praktisk og praktisk at måle på grund af deres antal eller nogle af deres egenskaber, der gør deres koncentration lettere at bestemme end for brownies eller is.

Sådan bestemmes det

I betragtning af den enkle reaktion A => B, hvis A for eksempel i vandig opløsning udviser en grøn farve, afhænger dette af dens koncentration. Når A bliver B, forsvinder den grønne farve, og hvis denne forsvinden kvantificeres, kan der opnås en vs-kurve.

På den anden side, hvis B er en sur art, vil pH-værdien i opløsningen falde til værdier under 7. Fra faldet i pH opnås grafen vs t fortløbende. Derefter overlejrer vi begge grafer, vi kan se noget som følgende:

Grafen viser, hvordan den falder over tid, fordi den forbruges, og hvordan kurven øges med en positiv hældning, fordi det er produktet.

Det forstås også, at det har en tendens til nul (hvis der ikke er nogen ligevægt), og at det når en maksimal værdi, der styres af støkiometri, og hvis reaktionen er fuldført (al A forbruges).

Reaktionshastigheden for både A og B er tangentlinjen på en af disse kurver; med andre ord derivatet.

Faktorer, der påvirker reaktionshastigheden

Kemiske arters art

Hvis alle kemiske reaktioner var øjeblikkelige, ville deres kinetiske undersøgelser ikke eksistere. Mange har hastigheder så høje, at de ikke kan måles; de er ikke målelige.

Således er reaktionerne mellem ionerne normalt meget hurtige og komplette (med et udbytte på omkring 100%). På den anden side kræver dem, der involverer organiske forbindelser nogen tid. En reaktion af den første type er:

H ₂ SO ₄ + 2NaOH => Na ₂ SO ₄ + 2H ₂ O

De stærke elektrostatiske interaktioner mellem ionerne favoriserer hurtig dannelse af vand og natriumsulfat. I stedet for er en reaktion af den anden type for eksempel esterificering af eddikesyre:

CH ₃ COOH + CH ₃ CH ₂ OH => CH ₃ COOCH ₂ CH ₃ + H ₂ O

Selvom der også dannes vand, er reaktionen ikke øjeblikkelig; selv under gunstige forhold tager det flere timer at gennemføre.

Andre variabler har imidlertid mere indflydelse på reaktionshastigheden: koncentration af reaktanterne, temperatur, tryk og tilstedeværelse af katalysatorer.

Reagenskoncentration

I kemisk kinetik kaldes det undersøgte rum, adskilt fra uendelig, et system. F.eks. Kan en reaktor, et bægerglas, en kolbe, en sky, en stjerne osv. Betragtes som det system, der undersøges.

I systemet er molekylerne således ikke statiske, men snarere "bevæger" sig til alle dens hjørner. I nogle af disse forskydninger kolliderer det med et andet molekyle for at hoppe tilbage eller fremstille produkter.

Derefter er antallet af kollisioner proportionalt med koncentrationen af reaktanterne. Billedet ovenfor illustrerer, hvordan systemet ændrer sig fra lave til høje koncentrationer.

Jo flere kollisioner der er, jo højere er reaktionshastigheden, da chancerne for to reaktionsmolekyler stiger.

Hvis reaktanterne er gasformige, håndteres trykvariablen og er relateret til gaskoncentrationen under forudsætning af en af de mange eksisterende ligninger (såsom den ideelle gas); Eller reduceres systemets volumen for at øge chancerne for, at de gasformige molekyler kolliderer.

Temperatur

Selvom antallet af kollisioner stiger, har ikke alle molekyler den energi, der kræves for at overskride processens aktiveringsenergi.

Det er her temperaturen spiller en vigtig rolle: den udfører funktionen af termisk acceleration af molekylerne, så de kolliderer med mere energi.

Således fordobles reaktionshastigheden generelt for hver 10 ° C stigning i systemtemperatur. For alle reaktioner er dette dog ikke altid tilfældet. Hvordan forudsiger denne stigning? Arrhenius-ligningen besvarer spørgsmålet:

d (lnK) / dT = E / (RT ²)

K er hastighedskonstanten ved temperatur T, R er gasskonstanten og E er aktiveringsenergien. Denne energi er tegn på den energibarriere, som reaktanterne skal skalere for at reagere.

For at gennemføre en kinetisk undersøgelse er det nødvendigt at holde temperaturen konstant og uden katalysatorer. Hvad er katalysatorer? Det er eksterne arter, der deltager i reaktionen, men ikke spises, og som mindsker aktiveringsenergien.

Billedet ovenfor illustrerer begrebet katalyse til reaktion af glukose med ilt. Den røde linje repræsenterer aktiveringsenergien uden enzymet (biologisk katalysator), medens den blå linje viser et fald i aktiveringsenergien.

Reaktionsorden i kemisk kinetik

I en kemisk ligning er de støkiometriske indeks, der er relateret til reaktionsmekanismen, ikke lig med indekserne i samme rækkefølge. Kemiske reaktioner har normalt første eller anden orden, sjældent tredje orden eller højere.

For hvad er dette? Fordi kollisionerne af tre energisk ophidsede molekyler er usandsynlige, og endnu mere er firedoblede eller kvintuple kollisioner, hvor sandsynligheden er uendelig. Fraktionelle reaktionsordrer er også mulige. For eksempel:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCI

Reaktionen er første rækkefølge i den ene retning (fra venstre mod højre) og anden orden i den anden (fra højre til venstre), hvis den betragtes som en ligevægt. Mens følgende ligevægt er anden orden i begge retninger:

2Hi <=> H ₂ + I ₂

Molekularitet og reaktion orden det samme? Nej. Molekularitet er antallet af molekyler, der reagerer for at producere produkter, og den samlede reaktionsorden er den samme rækkefølge af reaktanterne, der er involveret i det hastighedsbestemmende trin.

2KMnO ₄ + 10KI + 8H ₂ SO ₄ => 2MnSO ₄ + 5I ₂ + 6K ₂ SO ₄ + 8H ₂ O

På trods af at de har høje støkiometriske indekser (molekularitet) er denne reaktion faktisk en andenordens reaktion. Med andre ord er det hastighedsbestemmende trin anden orden.

Nul-orden reaktioner

De forekommer i tilfælde af heterogene reaktioner. For eksempel: mellem en væske og et fast stof. Hastigheden er således uafhængig af koncentrationerne af reaktanterne.

Ligeledes, hvis en reaktant har en reaktionsorden på nul, betyder det, at den ikke deltager i det hastighedsbestemmende trin, men i de hurtige.

Første ordens reaktion

A => B

En reaktion fra første orden styres af følgende satslov:

V = k

Hvis koncentrationen af A fordobles, fordobles reaktionshastigheden V. Derfor er hastigheden proportional med koncentrationen af reagenset i det bestemmende trin i reaktionen.

Anden ordens reaktion

2A => B

A + B => C

To arter er involveret i denne type reaktion, ligesom i de to kemiske ligninger, der netop er skrevet. Hastighedslovene for reaktionerne er:

V = k ²

V = k

I det første er reaktionshastigheden proportional med kvadratet for koncentrationen af A, mens det i den anden sker det samme som i førsteordens reaktioner: hastigheden er direkte proportional med koncentrationerne af både A og B.

Reaktionsorden imod molekularitet

I henhold til det foregående eksempel falder de støkiometriske koefficienter eller måske ikke sammen med reaktionsordenene.

Dette forekommer dog for elementære reaktioner, der bestemmer molekylmekanismen for ethvert trin i en reaktion. I disse reaktioner er koefficienterne lig med antallet af deltagende molekyler.

F.eks. Reagerer et molekyle af A med et af B for at danne et molekyle af C. Her er molekyliteten 1 for reaktanterne, og derfor udtrykker de i udtrykket af hastighedsloven sammen med reaktionsordrene.

Herfra følger det, at molekularitet altid skal være et heltal og sandsynligvis mindre end fire.

Hvorfor? Fordi i passagen af en mekanisme er det meget usandsynligt, at fire molekyler deltager på samme tid; to af dem kunne reagere først, og derefter ville de resterende to reagere med dette produkt.

Matematisk er dette en af de vigtigste forskelle mellem reaktionsordrer og molekularitet: En reaktionsorden kan tage fraktionerede værdier (1/2, 5/2 osv.).

Dette skyldes, at førstnævnte kun afspejler, hvordan koncentrationen af arten påvirker hastigheden, men ikke, hvordan deres molekyler griber ind i processen.

Applikationer

- Det giver mulighed for at bestemme det tidspunkt, hvor et lægemiddel forbliver i kroppen, før det er fuldstændigt metaboliseret. Takket være kinetiske undersøgelser kan enzymatisk katalyse ligeledes følges som grønne metoder sammenlignet med andre katalysatorer med negativ miljøpåvirkning; eller også til at blive brugt i utallige industrielle processer.

- I bilindustrien, specielt inden for motorer, hvor elektrokemiske reaktioner skal udføres hurtigt for køretøjet at starte. I sine udstødningsrør, som har katalysatorer til at omdanne de skadelige gasser CO, NO og _x i CO ₂, H ₂ O, N ₂ og O ₂ under det optimale tidspunkt.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3N ₂ (g)

-Det er reaktionen bag, hvorfor airbags oppustes, 'airbags', når køretøjer kolliderer. Når dækkene bremses hårdt, detonerer en detektor natriumazidet, NaN ₃. Dette reagens "eksploderer" frigiver N ₂, som optager hele volumen af posen hurtigt.

Det metalliske natrium reagerer derefter med andre komponenter for at neutralisere det, fordi det i sin rene tilstand er giftigt.

Referencer

Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi. I kemisk kinetik. Fjerde udgave, Longmans.
Ira N. Levine. (2009). Principper for fysisk kemi. Sjette udgave, s. 479-540. Mc Graw Hill.
UAwiki. (23. december 2011). Molekylære-kollisioner-er.. Hentet den 30. april 2018 fra: es.m.wikipedia.org
Glasstone. (1970). Lærebog om fysisk kemi. I kemisk kinetik. Anden version. D. Van Nostrand, Company, Inc.
Anne Marie Helmenstine, ph.d. (8. marts, 2017). Kemisk kinetik definition. Hentet den 30. april 2018 fra: thoughtco.com
Khan Academy. (2018). Reaktionshastigheder og satslovgivning. Hentet den 30. april 2018 fra: khanacademy.org
Germán Fernández. (26. juli 2010). Kemisk kinetik. Hentet den 30. april 2018 fra: quimicafisica.com

KEMISK KINETIK: FAKTORER, REAKTIONSORDEN OG ANVENDELSER - KEMI - 2025