Kemiske kinetikfaktorer, reaktionsordre, applikationer

den kemisk kinetik Det er undersøgelsen af ​​hastigheden af ​​en reaktion. Det danner eksperimentelle eller teoretiske data om molekylmekanismen, gennem love udtrykt af matematiske ligninger. Mekanismerne består af en række trin, hvoraf nogle er hurtige og andre langsomt.

Den langsomste af disse kaldes hastighedsbestemmende trin. Derfor er kendskabet til kinetikken meget vigtigt at kende mellemmidlet og operativmekanismen i dette trin. En visualisering af ovenstående er at antage, at reagenserne er indesluttet i en flaske, og at når de reagerer, flyder produkterne udadtil.

Endelig fremkommer produkterne frit gennem mundingen af ​​flasken uden yderligere kinetiske hindringer. Fra dette perspektiv er der flasker af mange størrelser og designs. Imidlertid har de alle ét element til fælles: en smal nakke, indikator for reaktionens determinant-trin.

indeks

• 1 Hvad studerer kemisk kinetik?
• 2 reaktionshastighed
  • 2.1 Definition
  • 2.2 Generel ligning
  • 2.3 Eksempel på desserten
  • 2.4 Sådan bestemmer du det
• 3 Faktorer der påvirker reaktionshastigheden
  • 3.1 Arten af ​​kemiske arter
  • 3.2 Koncentration af reagenserne
  • 3.3 Temperatur
• 4 Reaktionsordre i kemisk kinetik
  • 4.1 Reaktioner af nulordre
  • 4.2 Første ordre reaktion
  • 4.3 anden rækkefølge reaktion
  • 4.4 Bestemmelse af reaktion vs molekylitet
• 5 applikationer
• 6 referencer

Hvad studerer kemisk kinetik?

Eksperimentelt studerer denne filial af kemi koncentrationsvariationerne involveret i en kemisk reaktion fra måling af en bestemt egenskab.

Kemisk kinetik er kæden, der er ansvarlig for at studere al den information, der kan udledes af reaktionshastigheden. Hans 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 dermed al transformation har termodynamiske, ligevægt og kinetiske aspekter. Termodynamik angiver, om en reaktion er spontan eller ej; balancen er graden af ​​kvantificering; og de kinetiske forhold, der favoriserer sin hastighed og såvel som dataene om dens mekanisme.

Mange af de væsentlige aspekter af kemisk kinetik kan iagttages i det daglige liv: i køleskabet, som fryser mad for at reducere dets nedbrydning ved frysning af det vand, der er en del af dem. Også i modning af vine, hvis aldring giver dem deres behagelige smag.

Imidlertid er "molekylernes tid" meget forskellig i sine små skalaer, og det varierer enormt afhængigt af mange faktorer (antal og typer af links, størrelser, materieforhold osv.).

Fordi tiden er liv, og det er også penge, er det meget vigtigt at vide, hvilke variabler der tillader en kemisk reaktion at gå så hurtigt som muligt. Imidlertid er det imod det modsatte ønskeligt: ​​at reaktionen forekommer meget langsomt, især hvis det er eksotermt og der er risiko for eksplosion.

Hvad er disse variabler? Nogle er fysiske, f.eks. Ved hvilket tryk eller temperatur en reaktor eller et system skal have; og andre er kemiske, såsom typen af ​​opløsningsmiddel, pH, saltholdighed, molekylær struktur mv..

Før vi kommer op med disse variabler, skal vi først undersøge kinetikken af ​​den nuværende reaktion.

Hvordan? Gennem koncentrationsvariationen, som kan følges, hvis en bestemt egenskab kvantificeres, der er proportional med den første. Gennem historien er metoderne blevet mere sofistikerede, hvilket giver mere præcise og præcise målinger og med stadig mindre intervaller.

Reaktionshastighed

For at bestemme hastigheden af ​​en kemisk reaktion er det nødvendigt at vide, hvordan koncentrationen varierer over tid af en hvilken som helst af de involverede arter. Denne hastighed afhænger i høj grad af mange faktorer, men det vigtigste er, at det er målbart for de reaktioner, der finder sted "langsomt".

Her er ordet "langsomt" relativt og defineres for alt, der kan måles med de tilgængelige instrumentteknikker. Hvis for eksempel reaktionen er meget hurtigere end udstyrets målekapacitet, så vil den ikke være kvantitativ eller kinetikken kan undersøges..

Derefter bestemmes reaktionshastigheden ved tærsklen af ​​en hvilken som helst proces, før den når ligevægt. Hvorfor? Fordi i ligevægt er hastigheden af ​​den direkte reaktion (dannelse af produkter) og den for omvendte reaktion (dannelse af reaktanter) lige.

Styring af de variabler, der virker på systemet, og dermed dets kinetik eller reaktionshastigheden, kan de ideelle betingelser vælges til at generere en vis mængde produkt i den mest ønskede og sikre tid.

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

definition

Hastigheden er forandringen af ​​en størrelse som en funktion af tiden. For disse undersøgelser ligger interessen i at bestemme variationen af ​​koncentration som timer, minutter passere; nano, top eller endda femtosekunder (10^-15s).

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

Imidlertid har forsvindingsraten for et reagens efter aftale et negativt tegn og udseende satser for et produkt, positivt tegn.

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

Generel ligning

Den følgende kemiske ligning udtrykker reaktionen mellem A og B for at danne C og D:

tilEn + bB => cC + dD

Molære koncentrationer udtrykkes sædvanligvis i parentes, således at fx koncentrationen af ​​art A er skrevet som [A]. Således er reaktionshastigheden for hver af de involverede kemiske arter:

Ifølge den matematiske ligning er der fire ruter for at nå reaktionshastigheden: variationen af ​​koncentrationen 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 den med sidstnævnte og for at opnå reaktionshastigheden rxn.

Da reaktionshastigheden er en positiv mængde, multiplicerer det negative tegn reaktorernes negative hastighedsværdier; Af denne grund koefficienterne til og b multiplicere med (-1).

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

Dessert eksempel

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

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

Og hastigheden for hver af de søde ingredienser, og den samme dessert er:

Således kan hastigheden med hvilken desserten er lavet bestemmes med variationen af ​​cookies, brownies, is eller hele sætet; dividere det næste mellem dets støkiometriske koefficienter (7, 3, 1 og 1). En af ruterne kan dog være lettere end den anden.

Hvis du for eksempel måler hvordan [Dessert] øges ved forskellige tidsintervaller, kan disse målinger være komplicerede.

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

Sådan bestemmer du det

I betragtning af den simple reaktion A => B, hvis A for eksempel i vandig opløsning udviser en grøn farve, afhænger dette af dens koncentration. Således, som A bliver B, forsvinder den grønne farve, og hvis denne forsvinden kvantificeres, kan der opnås en kurve på [A] vs t.

På den anden side, hvis B er en sur art, vil opløsningens pH-værdi falde til værdier under 7. Således opnår vi fra [B] og efterfølgende grafen [B] vs t fra faldet i pH. Overlaying begge grafer noget som følgende er vurderet:

I grafen kan du se, hvordan [A] falder med tiden, fordi det forbruges, og hvordan kurven [B] stiger med positiv hældning, fordi det er produktet.

Det viser også, at [A] har tendens til at være nul (hvis der ikke er nogen ligevægt), og at [B] når en maksimumsværdi styret af støkiometri, og hvis reaktionen er fuldstændig (alt A forbruges).

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

Faktorer der påvirker reaktionshastigheden

Arten af ​​kemiske arter

Hvis alle kemiske reaktioner var øjeblikkelige, ville deres kinetiske studier ikke eksistere. Mange har hastigheder så høje, at de ikke kan måles; det vil sige, de er ikke målbare.

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

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

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

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Selv om vand også dannes, er reaktionen ikke øjeblikkelig; selv under gunstige forhold, forløber flere timer for at fuldføre.

Andre variabler har imidlertid større indflydelse på reaktionens hastighed: koncentration af reaktanter, temperatur, tryk og tilstedeværelse af katalysatorer.

Koncentration af reagenserne

I kemisk kinetik kaldes det rum, der er undersøgt, adskilt fra det uendelige, et system. For eksempel kan en reaktor, et bægerglas, en kolbe, en sky, en stjerne osv. Betragtes som det undersøgte system.

Således er molekylerne i systemet ikke statisk, men "rejser" til alle hjørner. I nogle af disse forskydninger kolliderer et andet molekyle til at hoppe eller stamme fra produkter.

Derefter er antallet af kollisioner proportional med koncentrationen af ​​reaktanterne. Det øverste billede illustrerer, hvordan systemet ændrer sig fra lave til høje koncentrationer.

Så længe der er flere kollisioner, vil reaktionshastigheden også være højere, da chancerne for at reagere to molekyler øges.

Hvis reaktanterne er gasformige, håndteres det variable tryk og relateres til gaskoncentrationen under antagelse af en hvilken som helst af de mange eksisterende ligninger (såsom den ideelle gas); eller også reduceres systemets volumen for at øge sandsynligheden for, at gasmolekylerne kolliderer.

temperatur

Selv om antallet af kollisioner stiger, har ikke alle molekyler den energi, der kræves for at overvinde procesens aktiveringsenergi.

Det er her temperatur spiller en vigtig rolle: det opfylder funktionen af ​​termisk accelererende molekylerne, så de kolliderer med mere energi.

Således fordobles reaktionshastigheden generelt for hver 10 ° C af stigning i systemets temperatur. Men for alle reaktioner er det ikke altid sådan. Hvordan forudsiger denne stigning? Arrhenius ligningen svarer på spørgsmålet:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K er konstant for hastighed ved temperatur T, R er gasens konstant, og E er aktiveringsenergien. Denne energi er tegn på energibarrieren, at reagenserne skal skaleres for at reagere.

For at udføre en kinetisk undersøgelse er det nødvendigt at holde temperaturen konstant og uden katalysatorer. Hvad er katalysatorerne? De er eksterne arter, som intervenerer i reaktionen, men uden at blive forbrugt, og det reducerer aktiveringsenergien.

Konceptet for katalyse til reaktion af glucose med oxygen er illustreret i billedet ovenfor. Den røde linje repræsenterer aktiveringsenergien uden enzymet (biologisk katalysator), mens den blå linje med dette viser et fald i aktiveringsenergien.

Reaktionsordre i kemisk kinetik

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

Hvorfor er det At kollisionerne af tre energisk spændte molekyler er usandsynlige, og endda mere end fire tusind kollisioner, hvor sandsynligheden er uendelig. Fraktionelle reaktionsordrer er også mulige. For eksempel:

NH₄cl <=>NH₃ + HCI

Reaktionen er første række i en retning (fra venstre mod højre) og anden række i den anden (højre mod venstre), hvis det anses for at være en balance. Mens følgende saldo er af anden række i begge retninger:

2Hi <=> H₂ + jeg₂

Molekularitets- og reaktionsordenen er de samme? Nej. Molekularitet er antallet af molekyler, der reagerer på at give anledning til produkter, og rækkefølgen af ​​global reaktion er den samme rækkefølge af reagenserne involveret i det trin, der bestemmer hastigheden.

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

Denne reaktion er på trods af at have høje støkiometriske indekser (molekylære egenskaber) faktisk en andenordreaktion. Med andre ord er hastighedsbestemmelsestrinnet anden rækkefølge.

Nul ordreaktioner

De forekommer i tilfælde af heterogene reaktioner. For eksempel: mellem en væske og et faststof. Således er hastigheden uafhængig af koncentrationerne af reaktanterne.

Ligeledes, hvis et reagens har en reaktionsrækkefølge på nul betyder det, at det ikke deltager i hastighedsbestemmelsestrin, men i de hurtige.

Første ordre reaktion

A => B

En førsteordensreaktion styres af følgende hastighedslovgivning:

V = k [A]

Hvis koncentrationen af ​​A fordobles, gør reaktionshastigheden V det også. Derfor er hastigheden proportional med koncentrationen af ​​reagenset i det trin, der bestemmer reaktionen.

Anden ordre reaktion

2A => B

A + B => C

I denne type reaktion intervenerer to arter, som i de to kemiske ligninger, der netop er skrevet. Hastighedsreglerne for reaktioner er:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

I det første sker reaktionshastigheden proportionalt med kvadratet af koncentrationen af ​​A, mens det i det andet sker det samme som i reaktionerne i første rækkefølge: hastigheden er direkte proportional med koncentrationerne af både A og B.

Reaktionsorden mod molekylæritet

Ifølge det foregående eksempel kan de støkiometriske koefficienter måske eller måske ikke falde sammen med reaktionsordenerne.

Dette sker imidlertid for elementære reaktioner, som bestemmer molekylmekanismen for et hvilket som helst trin i en reaktion. I disse reaktioner er koefficienterne lig med antallet af deltagende molekyler.

For eksempel reagerer et molekyle af A med en af ​​B for at danne et molekyle C. Her er molekyliteten 1 for reaktanterne og derefter i udtrykket af hastighedsloven falder de sammen med reaktionsordrerne.

Det følger heraf, at molekylærheden altid skal være et helt tal og sandsynligvis mindre end fire.

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

Matematisk er dette en af ​​de væsentligste forskelle mellem reaktionsordrer og molekylærhed: en reaktionsordre kan tage fraktionelle 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 den tid, hvor et lægemiddel forbliver i organismen før dets fuldstændige metabolisering. Takket være kinetiske undersøgelser kan enzymatisk katalyse også følges som grønne metoder mod andre katalysatorer med negative miljøpåvirkninger; eller også at blive brugt i utallige industrielle processer.

- I bilindustrien, specifikt inden for motorer, hvor de elektrokemiske reaktioner skal udføres hurtigt for at køretøjet skal starte. Også i sine udstødningsrør, som har katalysatorer til at transformere de skadelige gasser CO, NO og NO_x i CO₂, H₂O, N₂ og o₂ i den optimale tid.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(G)

-Det er reaktionen bag, hvorfor airbags er oppustet, når køretøjerne kolliderer. Når dækkene bremser brat, detonerer en detektor natriumazid, NaN, elektrisk₃. Dette reagens "eksploderer" frigiver N₂, 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

1. Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi i Kemisk kinetik. Fjerde udgave, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Principper for fysisk kemi. Sjette udgave, side 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23. december 2011). Molekylære kollisioner-er. [Figua]. Hentet den 30. april 2018, fra: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Lærebog om fysisk kemi. i Kemisk kinetik. Anden udgave. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8. marts 2017). Kemisk kinetik definition. Hentet den 30. april 2018, fra: thoughtco.com
6. Khan Academy. (2018). Reaktionssatser og satslove. Hentet den 30. april 2018, fra: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. juli 2010). Kemisk kinetik Hentet den 30. april 2018, fra: quimicafisica.com