Cheminiai kinetikos faktoriai, reakcijos tvarka, taikomosios programos

The cheminė kinetika Tai yra reakcijos greičių tyrimas. Jame pateikiami eksperimentiniai arba teoriniai duomenys apie molekulinį mechanizmą per įstatymus, išreikštus matematinėmis lygtimis. Mechanizmai susideda iš kelių žingsnių, kai kurie iš jų yra greiti ir kiti lėtai.

Lėtiausias iš jų vadinamas greičio nustatymo žingsniu. Todėl tarpinių rūšių ir šio etapo operacijos mechanizmo žinojimas yra labai svarbus kinetikos požiūriu. Pirmiau pateiktoje vizualizacijoje daroma prielaida, kad reagentai yra uždėti į butelį ir, reaguojant, produktai patenka į išorę.

Galiausiai, produktai išleidžiami laisvai per butelio burną be kitų kinetinių kliūčių. Šiuo požiūriu yra įvairių dydžių ir dizaino butelių. Tačiau jie visi turi vieną bendrą elementą: siaurą kaklą, lemiančio reakcijos etapo rodiklį.

Indeksas

• 1 Kas tiria cheminę kinetiką?
• 2 Reakcijos greitis
  • 2.1 Apibrėžimas
  • 2.2 Bendroji lygtis
  • 2.3 Deserto pavyzdys
  • 2.4 Kaip ją nustatyti
• 3 Veiksniai, turintys įtakos reakcijos greičiui
  • 3.1 Cheminių rūšių pobūdis
  • 3.2 Reagentų koncentracija
  • 3.3 Temperatūra
• 4 Reakcijos tvarka cheminėje kinetikoje
  • 4.1 Nulinės eilės reakcijos
  • 4.2 Pirmosios eilės reakcija
  • 4.3 Antrosios eilės reakcija
  • 4.4 Reakcijos ir molekuliškumo tvarka
• 5 Programos
• 6 Nuorodos

Kas tyrinėja cheminę kinetiką?

Eksperimentiškai, ši chemijos šaka tiria koncentracijos pokyčius, susijusius su chemine reakcija, nuo konkrečios savybės matavimo.

Cheminė kinetika yra chemijos filialas, atsakingas už visos informacijos, kuri gali būti gauta iš reakcijos greičio, tyrimą. Jo vardas kviečia įsivaizduoti kišeninį laikrodį, pažymintį proceso laiką, nesvarbu, kur jis vyksta: reaktoriuje, debesyje, upėje, žmogaus kūne ir kt..

Visos cheminės reakcijos, taigi ir visos transformacijos, turi termodinaminius, pusiausvyros ir kinetinius aspektus. Termodinamika rodo, ar reakcija yra spontaniška, ar ne; pusiausvyros kiekybinio įvertinimo laipsnis; ir kinetines sąlygas, kurios palankios jo greičiui, ir duomenis apie jo mechanizmą.

Daugelis svarbiausių cheminės kinetikos aspektų gali būti pastebimi kasdieniame gyvenime: šaldytuve, kuris užšaldo maistą, kad sumažintų jo skilimą, užšaldant vandenį, kuris yra jų dalis. Be to, brandinant vynus, kurių senėjimas suteikia jiems malonų skonį.

Tačiau „molekulių laikas“ savo mažose skalėse labai skiriasi, ir jis labai skiriasi pagal daugelį veiksnių (nuorodų skaičius, tipai, dydžiai, materijos būsenos ir kt.)..

Kadangi laikas yra gyvenimas ir tai yra ir pinigai, labai svarbu žinoti, kurie kintamieji leidžia cheminei reakcijai veikti kuo greičiau. Tačiau kartais norima priešingai: reakcija vyksta labai lėtai, ypač jei ji yra egzoterminė ir yra sprogimo pavojus..

Kokie yra šie kintamieji? Kai kurie yra fiziniai, pavyzdžiui, kokio slėgio ar temperatūros reaktorius ar sistema turi turėti; ir kiti yra cheminiai, pavyzdžiui, tirpiklio tipas, pH, druskingumas, molekulinė struktūra ir kt..

Tačiau prieš pradedant šiuos kintamuosius, pirmiausia turime ištirti šios reakcijos kinetiką.

Kaip? Per koncentracijos svyravimus, kurie gali būti laikomi, jei tam tikra nuosavybė yra kiekybiškai įvertinama, proporcinga pirmajai. Per visą istoriją metodai tapo sudėtingesni, leidžiantys atlikti tikslesnius ir tikslesnius matavimus ir vis mažesnius intervalus.

Reakcijos greitis

Siekiant nustatyti cheminės reakcijos greitį, būtina žinoti, kaip koncentracija laikui bėgant kinta bet kuriai iš susijusių rūšių. Šis greitis labai priklauso nuo daugelio veiksnių, tačiau svarbiausia yra tai, kad ji yra išmatuojama toms reakcijoms, kurios vyksta „lėtai“.

Čia žodis „lėtai“ yra santykinis ir apibrėžiamas viskas, ką galima išmatuoti naudojant turimus instrumentinius metodus. Pavyzdžiui, jei reakcija yra daug greitesnė už įrenginio matavimo pajėgumą, tuomet ji nebus kiekybinė ir jos kinetika negali būti tiriama..

Tada reakcijos greitis nustatomas bet kurio proceso slenkstyje, kol jis pasiekia pusiausvyrą. Kodėl? Kadangi pusiausvyroje tiesioginės reakcijos greitis (produktų susidarymas) ir atvirkštinės reakcijos greitis (reagentų susidarymas) yra lygūs.

Kontroliuojant kintamuosius, veikiančius sistemoje, taigi ir jos kinetiką arba reakcijos greitį, galima pasirinkti idealias sąlygas tam, kad būtų sukurtas tam tikras kiekis norimo ir saugaus laiko..

Kita vertus, šios žinios atskleidžia molekulinį mechanizmą, kuris yra vertingas didinant reakcijos efektyvumą.

Apibrėžimas

Greitis yra kiekio pasikeitimas kaip laiko funkcija. Šiems tyrimams domina koncentracijos kitimo nustatymas kaip valandos, minutės praeina; nano, piko ar net femtosekundžių (10. \ t^-15s).

Jis gali turėti daug vienetų, tačiau paprasčiausias ir paprasčiausias yra „M“^-1, arba kas yra lygi mol / L · s. Nepriklausomai nuo jos vienetų, jis visada turi turėti teigiamą vertę, nes tai yra fizinis kiekis (pvz., Matmenys ar masė)..

Tačiau, susitarus, reagento dingimo rodikliai yra neigiami, o produkto išvaizda - teigiamas ženklas.

Bet jei reagentai ir produktai turi savo greitį, kaip tada nustatyti bendros reakcijos greitį? Atsakymas slypi stechiometriniuose koeficientuose.

Bendroji lygtis

Ši cheminė lygtis išreiškia A ir B reakciją į C ir D formą:

aA + bB => cC + dD

Molinės koncentracijos paprastai išreiškiamos skliausteliuose, kad, pavyzdžiui, A rūšies koncentracija būtų parašyta kaip [A]. Taigi kiekvienos susijusios cheminės medžiagos reakcijos greitis yra:

Pagal matematinę lygtį yra keturi būdai pasiekti reakcijos greitį: matuojamas bet kurio reagento (A arba B) arba produktų (C arba D) koncentracijos pokytis..

Tada su viena iš šių verčių ir jos teisingo stechiometrinio koeficiento jis padalijamas pastaruoju ir norint gauti reakcijos greitį rxn.

Kadangi reakcijos greitis yra teigiamas kiekis, neigiamas ženklas daugina reagentų neigiamą greičio vertę; dėl šios priežasties koeficientai a ir b padauginti iš (-1).

Pavyzdžiui, jei A išnykimo greitis yra - (5M / s) ir jo stechiometrinis koeficientas a yra 2, tada greitis rxn yra lygus 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Desertų pavyzdys

Jei produktas buvo desertas, ingredientai pagal analogiją būtų reagentai; ir cheminė lygtis, receptas:

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

Ir kiekvieno saldaus ingrediento greitis, ir tas pats desertas yra:

Taigi greitis, kuriuo desertas yra pagamintas, gali būti nustatomas pagal sausainių, saldainių, ledų ar viso rinkinio variaciją; jį dalijant tarp stechiometrinių koeficientų (7, 3, 1 ir 1). Tačiau vienas iš maršrutų gali būti lengviau nei kitas.

Pavyzdžiui, jei matuojate, kaip [Dessert] didėja skirtingais laiko intervalais, šie matavimai gali būti sudėtingi.

Kita vertus, gali būti patogiau ir praktiškiau matuoti [slapukus] dėl jų skaičiaus ar kai kurių jų savybių, dėl kurių jų koncentracija yra lengviau nustatoma nei pyragaičių arba ledų..

Kaip ją nustatyti

Atsižvelgiant į paprastą reakciją A => B, jei A, pavyzdžiui, vandeniniame tirpale, yra žalios spalvos, tai priklauso nuo jo koncentracijos. Taigi, kai A tampa B, žalia spalva išnyksta, o jei šis išnykimas yra kiekybinis, galima gauti [A] ir t kreivę.

Kita vertus, jei B yra rūgštinė rūšis, tirpalo pH sumažės iki mažesnės nei 7 vertės. Taigi, iš pH sumažėjimo gauname [B], ir iš eilės grafikas [B] prieš t. Perkėlimas, tada abu grafikai vertinami taip:

Grafike galite pamatyti, kaip [A] su laiku mažėja, nes jis suvartojamas, ir kaip kreivė [B] didėja su teigiamu nuolydžiu, nes tai yra produktas.

Tai taip pat rodo, kad [A] yra nulinė (jei nėra pusiausvyros) ir kad [B] pasiekia didžiausią stechiometrijos reguliuojamą vertę ir jei reakcija yra baigta (visi A yra sunaudojami).

A ir B reakcijos greitis yra bet kurios iš šių kreivių liestinė; kitaip tariant, išvestinė priemonė.

Veiksniai, turintys įtakos reakcijos greičiui

Cheminių rūšių pobūdis

Jei visos cheminės reakcijos būtų aktualios, jų kinetiniai tyrimai neegzistuotų. Daugelis jų turi tokį greitį, kad jų negalima matuoti; tai yra, jie nėra išmatuojami.

Tokiu būdu reakcijos tarp jonų paprastai yra labai greitai ir visiškai (išeiga apie 100%). Kita vertus, tam tikrą laiką reikalingi organiniai junginiai. Pirmojo tipo reakcija yra:

H₂SO₄ + 2NaOH => Na₂SO₄ + 2H₂O

Stiprios elektrostatinės sąveikos tarp jonų skatina greitą vandens ir natrio sulfato susidarymą. Priešingai, antrojo tipo reakcija yra, pavyzdžiui, acto rūgšties esterinimas:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Nors taip pat susidaro vanduo, reakcija nėra momentinė; net ir palankiomis sąlygomis, praėjus kelioms valandoms.

Tačiau kiti kintamieji turi didesnę įtaką reakcijos greičiui: reagentų koncentracija, temperatūra, slėgis ir katalizatorių buvimas.

Reagentų koncentracija

Cheminėje kinetikoje tiriama erdvė, atskirta nuo begalinės, vadinama sistema. Pavyzdžiui, reaktorius, stiklinė, kolba, debesis, žvaigždė ir pan. Gali būti laikomi tiriama sistema..

Taigi sistemoje molekulės nėra statinės, bet „keliauja“ į visus kampus. Kai kuriose iš šių perkėlimų susiduria su kita molekule, kad būtų atšoktas arba kilęs produktas.

Tada susidūrimų skaičius yra proporcingas reagentų koncentracijai. Viršutiniame paveikslėlyje parodyta, kaip sistema keičiasi nuo mažos iki didelės koncentracijos.

Be to, tol, kol bus daugiau susidūrimų, reakcijos greitis bus didesnis, nes tikimybė, kad padidės dviejų molekulių reakcija.

Jei reagentai yra dujiniai, kintamasis slėgis yra tvarkomas ir susijęs su dujų koncentracija, darant prielaidą, kad yra daugybė esamų lygčių (pvz., Idealios dujos); arba taip pat sumažėja sistemos tūris, kad padidėtų dujų molekulių susidūrimo tikimybė.

Temperatūra

Nors susidūrimų skaičius didėja, ne visos molekulės turi energijos, reikalingos proceso aktyvinimo energijai įveikti.

Tai yra ten, kur temperatūra atlieka svarbų vaidmenį: ji vykdo molekulių terminio pagreitinimo funkciją, kad jie susidurtų su daugiau energijos.

Taigi, paprastai reakcijos greitis padvigubėja kiekvieną 10 ° C temperatūrą, kai padidėja sistemos temperatūra. Tačiau visoms reakcijoms ne visada tai patinka. Kaip prognozuoti šį padidėjimą? Arrhenius lygtis atsako į klausimą:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K yra greičio konstanta, esant temperatūrai T, R yra dujų konstanta, o E - aktyvinimo energija. Ši energija rodo energijos barjerą, kurį reaguojant turi reaguoti reagentai.

Norint atlikti kinetinį tyrimą, būtina palaikyti pastovią temperatūrą ir be katalizatorių. Kokie yra katalizatoriai? Jie yra išorinės rūšys, kurios įsijungia į reakciją, bet nenaudojamos ir mažina aktyvinimo energiją.

Katalizės koncepcija gliukozės ir deguonies reakcijai yra parodyta aukščiau esančiame paveikslėlyje. Raudona linija rodo aktyvinimo energiją be fermento (biologinio katalizatoriaus), tuo tarpu mėlyna linija rodo aktyvinimo energijos sumažėjimą.

Reakcijos tvarka cheminėje kinetikoje

Cheminėje lygtyje stechiometriniai rodikliai, susiję su reakcijos mechanizmu, nėra lygūs tos pačios eilės indeksams. Cheminės reakcijos paprastai būna pirmos ar antros eilės, retai - trečioji ar didesnė.

Kodėl taip? Tai, kad trijų energiškai sužadintų molekulių susidūrimas yra mažai tikėtinas, ir dar daugiau - keturviečiai arba ketvirtiniai susidūrimai, kai tikimybė yra begalinė. Taip pat galima atlikti dalinių reakcijų užsakymus. Pavyzdžiui:

NH₄Cl <=>NH₃ + HCl

Reakcija yra pirmoji tvarka viena kryptimi (iš kairės į dešinę) ir antroji tvarka kitoje (dešinėje – kairėje), jei laikoma pusiausvyra. Nors šis balansas abiem kryptimis yra antroji tvarka:

2HI <=> H₂ + I₂

Molekuliarumas ir reakcijos tvarka yra vienodi? Ne. Molekuliškumas yra molekulių, kurios reaguoja, kad sukeltų produktus, skaičius, o pasaulinės reakcijos eiliškumas yra ta pati eilė reagentų, dalyvaujančių žingsnyje, kuris nustato greitį.

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

Ši reakcija, nepaisant didelių stechiometrinių rodiklių (molekuliškumo), iš tikrųjų yra antrosios eilės reakcija. Kitaip tariant, greičio nustatymo žingsnis yra antroji tvarka.

Nulinės eilės reakcijos

Jie atsiranda heterogeninių reakcijų atveju. Pavyzdžiui: tarp skysčio ir kietos medžiagos. Taigi greitis nepriklauso nuo reagentų koncentracijos.

Panašiai, jei reagento reakcijos tvarka yra nulinė, tai reiškia, kad jis nedalyvauja nustatant greitį, bet greituose.

Pirmosios eilės reakcija

A => B

Pirmosios eilės reakciją reglamentuoja šis greičio įstatymas:

V = k [A]

Jei A dvigubos koncentracijos, reakcijos greitis V taip pat yra. Todėl greitis yra proporcingas reagento koncentracijai žingsnyje, nustatančiame reakciją.

Antrosios eilės reakcija

2A => B

A + B => C

Šios rūšies reakcijoje įsikiša dvi rūšys, kaip ir dvi tiesiog įrašytos cheminės lygtys. Reakcijos greičio įstatymai yra:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

Pirmajame reakcijos greitis yra proporcingas A koncentracijos kvadratui, tuo tarpu antrajame taip yra kaip ir pirmosios eilės reakcijose: greitis yra tiesiogiai proporcingas A ir B koncentracijai..

Reakcijos tvarka prieš molekuliarumą

Pagal ankstesnį pavyzdį stechiometriniai koeficientai gali sutapti su reakcijos įsakymu.

Tačiau tai vyksta elementarių reakcijų atveju, kurios lemia bet kurio reakcijos etapo molekulinį mechanizmą. Šiose reakcijose koeficientai yra lygūs dalyvaujančių molekulių skaičiui.

Pavyzdžiui, A molekulė reaguoja su vienu iš B, kad susidarytų C. molekulė. Čia molekulė yra 1 reagentams, o tada greičio teisės išraiška sutampa su reakcijos užsakymais.

Iš to matyti, kad molekuliarumas visada turi būti sveikas skaičius ir tikimybiškai mažesnis nei keturi.

Kodėl? Kadangi mechanizmo eigoje labai mažai tikėtina, kad tuo pačiu metu dalyvaus keturios molekulės; pirmiausia galėtų reaguoti du iš jų, o kiti du reaguotų su šiuo produktu.

Matematiškai tai yra vienas iš pagrindinių skirtumų tarp reakcijų užsakymų ir molekuliškumo: reakcijos tvarka gali būti frakcinės vertės (1/2, 5/2 ir tt)..

Taip yra todėl, kad pirmasis atspindi tik tai, kaip rūšies koncentracija veikia greitį, bet ne tai, kaip jų molekulės įsikiša į procesą.

Programos

- Tai leidžia nustatyti laiką, kurį vaistas išlieka organizme iki jo pilno metabolizavimo. Be to, dėl kinetinių tyrimų, fermentinė katalizė gali būti laikoma žaliais metodais prieš kitus katalizatorius, turinčius neigiamą poveikį aplinkai; arba taip pat gali būti naudojami nesuskaičiuojami pramoniniai procesai.

- Automobilių pramonėje, ypač varikliuose, kur elektrocheminės reakcijos turi būti atliekamos greitai, kad transporto priemonė pradėtų veikti. Taip pat jos išmetimo vamzdžiuose, kuriuose yra katalizinių konverterių, skirtų transformuoti žalingas dujas CO, NO ir NO_x CO₂, H₂O, N₂ ir O₂ optimaliu laiku.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(g)

-Būtent reakcija, kodėl oro pagalvės yra pripūstos, kai transporto priemonės susiduria. Kai padangos stabdo staiga, detektorius elektriniu būdu detonuoja natrio azidą, NaN₃. Šis reagentas "sprogsta", atleidžiantis N₂, greitai užima visą maišelį.

Tuomet metalinis natris reaguoja su kitais komponentais, kad juos neutralizuotų, nes savo grynoje būsenoje jis yra nuodingas.

Nuorodos

1. Walter J. Moore. (1963). Fizinė chemija Į Cheminė kinetika. Ketvirtasis leidimas, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Fizikochemijos principai. Šeštasis leidimas, p. 479-540. Mc Graw kalnas.
3. UAwiki (2011 m. Gruodžio 23 d.). Molekuliniai susidūrimai-en [Figua] Gauta 2018 m. Balandžio 30 d., Nuo: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Fizinės chemijos vadovėlis. Į Cheminė kinetika. Antrasis leidimas. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017 m. Kovo 8 d.). Cheminės kinetikos apibrėžimas. Gauta 2018 m. Balandžio 30 d., Nuo: thinkco.com
6. Khan akademija. (2018). Reakcijos normos ir normų įstatymai. Gauta 2018 m. Balandžio 30 d., Iš: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (2010 m. Liepos 26 d.). Cheminė kinetika Gauta 2018 m. Balandžio 30 d., Iš: quimicafisica.com