Kjemiske kinetikkfaktorer, reaksjonsordre, applikasjoner

den kjemisk kinetikk Det er studiet av hastigheten til en reaksjon. Den danner eksperimentelle eller teoretiske data om molekylmekanismen, gjennom lover uttrykt av matematiske ligninger. Mekanismene består av en rekke trinn, hvorav noen er raske og andre sakte.

Den tregeste av disse kalles hastighetsbestemmende trinn. Derfor er kjennskap til mellomproduktene og operantmekanismen i dette trinnet svært viktig når det gjelder kinetikk. En visualisering av ovenstående er å anta at reagensene er innelukket i en flaske og at når de reagerer, unnslippes produktene til utsiden.

Til slutt kommer produktene fritt gjennom munnen av flasken uten ytterligere kinetiske hindringer. Fra dette perspektivet er det flasker med mange størrelser og design. Imidlertid har de alle et felles element: en smal nakke, indikator for determinant-trinnet i reaksjonen.

index

• 1 Hva studerer kjemisk kinetikk?
• 2 Reaksjonshastighet
  • 2.1 Definisjon
  • 2.2 Generell likning
  • 2.3 Eksempel på desserten
  • 2.4 Hvordan bestemme det
• 3 Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten
  • 3.1 Natur av kjemiske arter
  • 3.2 Konsentrasjon av reagensene
  • 3.3 Temperatur
• 4 Reaksjonsordre i kjemisk kinetikk
  • 4.1 Reaksjoner på null rekkefølge
  • 4.2 Første ordre reaksjon
  • 4.3 Andre rekkefølge reaksjon
  • 4.4 Bestemmelse av reaksjon vs molekylære
• 5 applikasjoner
• 6 Referanser

Hva studerer kjemisk kinetikk?

Eksperimentelt studerer denne grenen av kjemi konsentrasjonsvariasjonene involvert i en kjemisk reaksjon, fra måling av en bestemt egenskap.

Kjemisk kinetikk er avdelingen av kjemi som er ansvarlig for å studere all informasjon som kan utledes av en reaksjonshastighet. Ditt navn inviterer deg til å forestille seg en lommeur tikkende av en prosess, uansett hvor det skjer: i en reaktor, i en sky i en elv i menneskekroppen, etc..

Alle kjemiske reaksjoner, og dermed all transformasjon, har termodynamiske, likevekt og kinetiske aspekter. Termodynamikk indikerer om en reaksjon er spontan eller ikke; balansen er graden av kvantifisering; og de kinetiske forhold som favoriserer sin hastighet og så vel som data om sin mekanisme.

Mange av de viktigste aspektene av kjemisk kinetikk kan observeres i dagliglivet: i kjøleskapet, som fryser mat for å redusere nedbrytningen ved å fryse vannet som er en del av dem. Også i modningen av viner, hvis aldring gir dem sine hyggelige smaker.

Imidlertid er "tiden for molekyler" svært forskjellig i sine små skalaer, og varierer enormt i henhold til mange faktorer (antall og typer koblinger, størrelser, materieforhold, etc.).

Fordi tiden er livet, og det er også penger, er det veldig viktig å vite hvilke variabler som tillater en kjemisk reaksjon å fortsette så fort som mulig. Imidlertid er det motsatte ønskelig: at reaksjonen skjer veldig sakte, spesielt hvis den er eksoterm og det er eksplosjonsfare.

Hva er disse variablene? Noen er fysiske, for eksempel ved hvilket trykk eller temperatur en reaktor eller et system må ha; og andre er kjemiske, slik som typen løsningsmiddel, pH, saltholdighet, molekylær struktur, etc..

Før vi kommer opp med disse variablene, må vi først undersøke kinetikken i den nåværende reaksjonen.

Hvordan? Gjennom konsentrasjonsvariasjonen, som kan følges hvis en bestemt egenskap er kvantifisert som er proporsjonal med den første. Gjennom historien har metodene blitt mer sofistikerte, noe som gir mer nøyaktige og nøyaktige målinger, og med stadig mindre intervaller.

Reaksjonshastighet

For å bestemme hastigheten på en kjemisk reaksjon, er det nødvendig å vite hvordan konsentrasjonen varierer over tid av noen av de involverte artene. Denne hastigheten avhenger i stor grad av mange faktorer, men det viktigste er at det er målbart for de reaksjonene som finner sted "sakte".

Her er ordet "sakte" relativt og er definert for alt som kan måles med tilgjengelige instrumentteknikker. Hvis, for eksempel, er reaksjonen mye raskere enn kapasiteten måleutstyr, da det ikke vil være kvantitativ heller ikke kan sin studie sin kinetiske.

Deretter bestemmes reaksjonshastigheten ved terskelen av en hvilken som helst prosess før den når likevekt. Hvorfor? Fordi i likevekt er hastigheten til den direkte reaksjonen (dannelse av produkter) og den av reversereaksjonen (dannelse av reaktanter) like.

Kontrollere variablene som virker på systemet, og dermed kinetikken eller reaksjonshastigheten, kan de ideelle forholdene velges for å generere en viss mengde produkt i den mest ønskede og sikre tid.

På den annen side avslører denne kunnskapen den molekylære mekanismen, som er verdifull når man øker ytelsen til en reaksjon.

definisjon

Hastigheten er endringen av en størrelse som en funksjon av tiden. For disse studiene ligger interessen i å bestemme variasjonen av konsentrasjon som timer, minutter passere; nano, topp eller til og med femtosekunder (10^-15s).

Det kan ha mange enheter, men det enkleste og enkleste av alt er M · s^-1, eller hva er lik mol / L · s. Uansett enhetene må den alltid ha en positiv verdi, da det er en fysisk mengde (som dimensjoner eller masse).

Men etter avtale har forsinkelsesratene for et reagens et negativt tegn, og utseendet på et produkt, positivt tegn.

Men hvis reaktantene og produktene har sine egne hastigheter, hvordan da for å bestemme hastigheten på den samlede reaksjonen? Svaret ligger i de støkiometriske koeffisientene.

Generell ligning

Den følgende kjemiske ligningen uttrykker reaksjonen av A og B for å danne C og D:

tilEn + bB => cC + dD

Molare konsentrasjoner uttrykkes vanligvis i parentes, slik at konsentrasjonen av type A eksempelvis er skrevet som [A]. Således er reaksjonshastigheten for hver av de involverte kjemiske artene:

Ifølge den matematiske ligningen er det fire ruter for å nå reaksjonshastigheten: variasjonen av konsentrasjonen av noen av reaktantene (A eller B) eller av produktene (C eller D) måles.

Da, med en av disse verdiene, og dens korrekte støkiometriske koeffisient, deles den av sistnevnte og for å oppnå reaksjonshastigheten rxn.

Siden reaksjonshastigheten er en positiv mengde, multipliserer negativet de negative hastighetsverdiene av reaktantene; av denne grunn koeffisientene til og b multipliser med (-1).

For eksempel, hvis forsinkelseshastigheten til A er - (5M / s), og dens støkiometriske koeffisient til er 2, så er hastigheten rxn lik 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Dessert eksempel

Hvis produktet var en dessert, ville ingrediensene analogt være reaktantene; og kjemisk ligning, oppskriften:

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

Og hastighetene for hver av de søte ingrediensene, og den samme desserten er:

Således kan hastigheten som gjør dessert bli bestemt hvorvidt den variant av kjeks, brownies, iskrem, eller Anordningen i seg selv; dele den ved siden av dens støkiometriske koeffisienter (7, 3, 1 og 1). En av ruttene kan imidlertid være lettere enn den andre.

Hvis du for eksempel måler hvordan [Dessert] øker ved forskjellige tidsintervaller, kan disse målingene være kompliserte.

På den annen side kan det være mer praktisk og praktisk å måle [informasjonskapsler] på grunn av deres nummer eller noen av deres egenskaper som gjør at konsentrasjonen blir enklere å bestemme enn for brownies eller is.

Hvordan bestemme det

På grunn av den enkle reaksjons A => B, hvis A, for eksempel i vandig oppløsning oppviser en grønn farge, da dette er avhengig av dens konsentrasjon. Således, når A blir B, forsvinner den grønne, og hvis denne forsvinning er kvantifisert, så kurven kan oppnås [A] vs t.

På den annen side, hvis B er en sur art, vil pH i løsningen falle til verdier under 7. Dermed, fra reduksjonen i pH oppnås [B] og etterfølgende grafen [B] vs t. Overlegger da begge grafer noe som følgende er vurdert:

I diagrammet kan det sees hvordan [A] avtar med tiden, fordi den bruker, og hvor kurven [B] øker med positiv helning, fordi produktet er.

Det viser også at [A] har en tendens til null (hvis det ikke er likevekt), og at [B] når en maksimal verdi styrt av støkiometri, og hvis reaksjonen er fullført (alt A er forbruket).

Reaksjonshastigheten til både A og B er tangentlinjen på noen av disse kurver; med andre ord, derivatet.

Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten

Natur av kjemiske arter

Hvis alle kjemiske reaksjonene var øyeblikkelige, ville deres kinetiske studier ikke eksistere. Mange har hastigheter så høye at de ikke kan måles; det vil si, de er ikke målbare.

Dermed er reaksjonene mellom ioner vanligvis veldig raske og komplette (med et utbytte på rundt 100%). På den annen side krever de som involverer organiske forbindelser litt tid. En reaksjon av den første typen er:

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

De sterke elektrostatiske samspillene mellom ionene favoriserer rask dannelse av vann og natriumsulfat. I motsetning til dette er en reaksjon av den andre typen for eksempel forestringen av eddiksyre:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH'er₂CH₃ + H₂O

Selv om vann også dannes, er reaksjonen ikke øyeblikkelig; selv under gunstige forhold, går det flere timer å fullføre.

Andre variabler har imidlertid større innflytelse på reaksjonshastigheten: konsentrasjon av reaktanter, temperatur, trykk og tilstedeværelse av katalysatorer.

Konsentrasjon av reagensene

I kjemisk kinetikk kalles et rom som er under undersøkelse, skilt fra det uendelige. For eksempel kan en reaktor, et beger, en kolbe, en sky, en stjerne osv. Betraktes som systemet som studeres.

Dermed er molekylene i systemet ikke statisk, men "reiser" til alle hjørner. I noen av disse forskyvningene kolliderer med et annet molekyl for å sprette eller oppstå produkter.

Så er antall kollisjoner proporsjonal med konsentrasjonen av reaktantene. Øvre bilde illustrerer hvordan systemet endrer seg fra lave til høye konsentrasjoner.

Også så lenge det er flere kollisjoner, vil reaksjonshastigheten være høyere, siden sjansene for at to molekyler reagerer øker.

Hvis reaktantene er gassformige, håndteres det variable trykket og relaterer seg til gasskonsentrasjonen som antar noen av de mange eksisterende ligninger (som den ideelle gass); eller også reduseres volumet av systemet for å øke sannsynligheten for at gassmolekylene kolliderer.

temperaturen

Selv om antallet kollisjoner øker, har ikke alle molekyler den energien som kreves for å overvinne aktiveringsenergien til prosessen.

Dette er hvor temperaturen spiller en viktig rolle: det oppfyller funksjonen av termisk akselerere molekylene slik at de kolliderer med mer energi.

Således dobler reaksjonshastigheten generelt for hver 10 ° C av økning i temperaturen i systemet. Men for alle reaksjoner er det ikke alltid slik. Hvordan forutsi denne økningen? Arrhenius-ligningen svarer på spørsmålet:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K er konstanten av hastighet ved temperatur T, R er gassens konstant og E er aktiveringsenergien. Denne energien er indikativ for energibarrieren at reagensene skal skaleres for å reagere.

For å utføre en kinetisk studie er det nødvendig å holde temperaturen konstant og uten katalysatorer. Hva er katalysatorene? De er eksterne arter som griper inn i reaksjonen, men uten å bli konsumert, og det reduserer aktiveringsenergien.

Konseptet med katalyse for reaksjon av glukose med oksygen er illustrert i bildet ovenfor. Den røde linjen representerer aktiveringsenergien uten enzymet (biologisk katalysator), mens den blå linjen med dette viser en nedgang i aktiveringsenergien.

Reaksjonsordre i kjemisk kinetikk

I en kjemisk ligning er de støkiometriske indeksene, som er relatert til reaksjonsmekanismen, ikke like med indeksene i samme rekkefølge. Kjemiske reaksjoner har vanligvis første eller andre ordrer, sjelden tredje ordre eller høyere.

Hvorfor er det? At kollisjonene av tre energisk opphissede molekyler er usannsynlig, og enda flere er firefalls- eller kvartskollisjoner, hvor sannsynligheten er uendelig. Fraksjonelle reaksjonsordrer er også mulige. For eksempel:

NH₄cl <=>NH₃ + HCl

Reaksjonen er første ordre i en retning (fra venstre til høyre) og andre rekkefølge i den andre (høyre til venstre) dersom det regnes som en balanse. Mens følgende balanse er av andre ordre i begge retninger:

2HI <=> H₂ + jeg₂

Molekularitets- og reaksjonsordre er de samme? Nei. Molekulariteten er antall molekyler som reagerer på å gi opphav til produkter, og rekkefølgen av global reaksjon er den samme rekkefølgen av reagensene som er involvert i trinnet som bestemmer hastigheten.

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SW₄ => 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SW₄ + 8H₂O

Denne reaksjonen, til tross for høye støkiometriske indekser (molekylæritet), er faktisk en andreordreaksjon. Med andre ord er hastighetsbestemmelsestrinnet andre rekkefølge.

Null rekkefølge reaksjoner

De forekommer i tilfelle heterogene reaksjoner. For eksempel: mellom en væske og et fast stoff. Således er hastigheten uavhengig av konsentrasjonene av reaktantene.

På samme måte, hvis et reagens har en reaksjonsorden på null, betyr det at den ikke deltar i hastighetsbestemmelsestrinnet, men i de raske.

Første ordre reaksjon

A => B

En første ordre reaksjon styres av følgende fart lov:

V = k [A]

Hvis konsentrasjonen av A dobler, gjør reaksjonshastigheten V det også. Derfor er hastigheten proporsjonal med konsentrasjonen av reagenset i trinnet som bestemmer reaksjonen.

Andre ordre reaksjon

2A => B

A + B => C

I denne typen reaksjon griper to arter inn, som i de to kjemiske ligningene som nettopp er skrevet. Hastighetsloven for reaksjoner er:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

I den første reaksjonshastigheten er proporcial kvadratet av konsentrasjonen av A, mens i den andre det samme skjer i første ordens reaksjon: hastigheten er direkte proporsjonal med concentranciones både A- og B-.

Reaksjonsordre mot molekylære

Ifølge det forrige eksempel kan de støkiometriske koeffisientene være eller ikke falle sammen med reaksjonsordrene.

Dette skjer imidlertid for elementære reaksjoner, som bestemmer molekylmekanismen i et hvilket som helst trinn i en reaksjon. I disse reaksjonene er koeffisientene lik antall deltagende molekyler.

For eksempel reagerer et molekyl av A med en av B for å danne et molekyl av C. Her er molekyliteten 1 for reaktantene og deretter i uttrykket av hastighetsloven faller de sammen med reaksjonsordrene.

Det følger derfor at molekylære må alltid være et helt tall, og probabilistisk, mindre enn fire.

Hvorfor? Fordi det i en mekanisme er svært lite sannsynlig at fire molekyler deltar på samme tid; kunne reagere to av dem først, og de andre to ville reagere med dette produktet.

Matematisk er dette en av hovedforskjellene mellom reaksjonsordrer og molekylæritet: en reaksjonsordre kan ta fraksjonelle verdier (1/2, 5/2, etc.).

Dette skyldes at førstnevnte bare reflekterer hvordan konsentrasjonen av arten påvirker hastigheten, men ikke hvordan deres molekyler griper inn i prosessen.

søknader

- Det gjør det mulig å bestemme tiden som et stoff forblir i organismen før fullstendig metabolisering. Også takket være kinetiske studier kan enzymatisk katalyse følges som grønne metoder mot andre katalysatorer med negative miljøpåvirkninger; eller også å bli brukt i utallige industrielle prosesser.

- I bilindustrien, spesielt innenfor motorene, hvor de elektrokjemiske reaksjonene må utføres raskt for at kjøretøyet skal starte. Også i sine eksosrør, som har katalysatorer for å transformere de skadelige gassene CO, NO og NO_x i CO₂, H₂O, N₂ og O₂ i optimal tid.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(G)

-Det er reaksjonen bak hvorfor airbags er oppblåst, når kjøretøyene kolliderer. Når dekkene bremser brått, detonerer detektoren en detektor natriumazid, NaN₃. Dette reagenset "eksploderer" frigjør N₂, som opptar hele volumet av posen raskt.

Metallisk natrium reagerer deretter med andre komponenter for å nøytralisere det, fordi det er i sin rene tilstand giftig.

referanser

1. Walter J. Moore. (1963). Fysisk kjemi i Kjemisk kinetikk. Fjerde utgave, longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Prinsipper for fysisk kjemi. Sjette utgave, side 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23. desember 2011). Molekylære kollisjoner-er. [Figua]. Hentet 30. april 2018, fra: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Lærebok av fysisk kjemi. i Kjemisk kinetikk. Andre utgave. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8. mars 2017). Definisjon av kjemisk kinetikk. Hentet 30. april 2018, fra: thoughtco.com
6. Khan Academy. (2018). Reaksjonsrater og rate lover. Hentet 30. april 2018, fra: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. juli 2010). Kjemisk kinetikk Hentet 30. april 2018, fra: quimicafisica.com