KJEMISK KINETIKK: FAKTORER, REAKSJONSREKKEFØLGE OG ANVENDELSER - KJEMI - 2025

Den kjemiske kinetikken er studiet av reaksjonshastigheter. Tøm eksperimentelle eller teoretiske data om molekylmekanismen, gjennom lover uttrykt ved matematiske ligninger. Mekanismer består av en serie trinn, hvorav noen er raske og andre er trege.

Den tregeste av disse kalles hastighetsbestemmende trinn. Derfor er det å kjenne mellomliggende arter og operasjonsmekanisme for dette trinnet veldig viktig i kinetiske termer. En visualisering av det ovennevnte er å anta at reagensene er innelukket i en flaske, og at produktene ved reaksjon slipper til utsiden.

Til slutt kommer produktene fritt ut fra munnen på flasken uten ytterligere kinetiske hindringer. Fra dette perspektivet er det flasker i mange størrelser og design. Imidlertid har de alle ett element til felles: en smal nakke, en indikator på det avgjørende trinn for reaksjonen.

Hva studerer kjemisk kinetikk?

Eksperimentelt studerer denne grenen av kjemi konsentrasjonsvariasjonene som er involvert i en kjemisk reaksjon, basert på måling av en spesifikk egenskap.

Kjemisk kinetikk er den grenen av kjemi som har ansvaret for å studere all informasjonen som kan avledes fra reaksjonshastigheten. Navnet inviterer deg til å forestille deg en lommeur som markerer tidspunktet for en prosess, uansett hvor den oppstår: i en reaktor, i en sky, i en elv, i menneskekroppen osv.

Alle kjemiske reaksjoner, og derfor all transformasjon, har termodynamiske, likevekts- og kinetiske aspekter. Termodynamikk indikerer om en reaksjon er spontan eller ikke; balansere dens kvantifiseringsgrad; og kinetikk forholdene som favoriserer dets hastighet, samt dataene om dens mekanisme.

Mange av de essensielle aspektene ved kjemisk kinetikk kan observeres i hverdagen: i kjøleskapet, som fryser mat for å redusere nedbrytningen av den ved å fryse vannet som er en del av det. Også i modning av vinene, hvis aldring gir den sine hyggelige smaker.

Imidlertid er "tiden for molekyler" veldig forskjellig i de små skalaene, og varierer enormt avhengig av mange faktorer (antall og typer bindinger, størrelser, tilstandsmateriale, etc.).

Fordi tid er liv, og det er også penger, er det av største viktighet å vite hvilke variabler som tillater en kjemisk reaksjon å fortsette så raskt som mulig. Noen ganger er imidlertid det motsatte ønsket: at reaksjonen skjer veldig sakte, spesielt hvis den er eksoterm og det er fare for eksplosjon.

Hva er disse variablene? Noen er fysiske, for eksempel ved hvilket trykk eller temperatur en reaktor eller system skal ha; og andre er kjemiske, for eksempel type løsningsmiddel, pH, saltholdighet, molekylstruktur, etc.

Før vi finner disse variablene, må vi imidlertid først studere kinetikken til den nåværende reaksjonen.

Hvordan? Gjennom variasjonen av konsentrasjon, som kan følges hvis en bestemt egenskap som er proporsjonal med den første, blir kvantifisert. Gjennom historien har metodene blitt mer sofistikerte, noe som gir mer nøyaktige og presise målinger, og med stadig kortere intervaller.

Reaksjonshastighet

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

Her er ordet "sakte" relativt og er definert for alt som kan måles med de instrumentelle teknikkene som er tilgjengelige. Hvis for eksempel reaksjonen er mye raskere enn måleevnen til utstyret, vil den ikke være kvantitativ, og dens kinetikk kan ikke studeres.

Deretter bestemmes reaksjonshastigheten ved terskelen til en hvilken som helst prosess før den når likevekt. Hvorfor? Fordi i likevekt er hastigheten på fremreaksjonen (produktdannelse) og reversreaksjonen (reaktantdannelse) lik.

Ved å kontrollere variablene som virker på systemet, og følgelig dens kinetikk eller reaksjonshastigheten, kan de ideelle forholdene velges for å generere en viss mengde produkt på den mest ønskede og sikre tiden.

På den annen side avslører denne kunnskapen molekylmekanismen, som er verdifull når du øker utbyttet av en reaksjon.

Definisjon

Hastighet er endringen av en størrelsesorden som en funksjon av tiden. For disse studiene ligger interessen i å bestemme variasjonen i konsentrasjonen når timene og minuttene går; nano, pico eller til og med femtosekunder ( ^10-15 s).

Den kan ha mange enheter, men den enkleste og enkleste av alle er M · s ^-1 , eller hva som er lik mol / L · s. Uansett enheter bør den alltid ha en positiv verdi, siden det er en fysisk mengde (for eksempel dimensjoner eller masse).

Imidlertid har forsvinningshastighetene for en reaktant et negativt tegn, og konvensjonene for utseendet for et produkt har et positivt tegn.

Men hvis reaktantene og produktene har sin egen hastighet, hvordan kan du bestemme den totale reaksjonshastigheten? Svaret ligger i de støkiometriske koeffisientene.

Generell ligning

Følgende kjemiske ligning uttrykker reaksjonen til A og B for å danne C og D:

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

Molekonsentrasjoner uttrykkes vanligvis i firkantede parenteser, så for eksempel er konsentrasjonen av art A skrevet som. Således er reaksjonshastigheten for hver av de kjemiske artene som er involvert:

I henhold til den matematiske ligningen er det fire ruter for å nå reaksjonshastigheten: variasjonen i konsentrasjon av noen av reaktantene (A eller B) eller av produktene (C eller D) måles.

Del deretter med en av disse verdiene, og den riktige støkiometriske koeffisienten, med sistnevnte og oppnår dermed reaksjonshastigheten rxn.

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

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

Desserteksempel

Hvis produktet var en dessert, ville ingrediensene analogt være reagensene; og den kjemiske ligningen, oppskriften:

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

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

Dermed kan hastigheten som desserten lages med bestemmes med variasjonen av enten informasjonskapslene, brownies, iskremen eller selve settet; deretter dele den med sine støkiometriske koeffisienter (7, 3, 1 og 1). Imidlertid kan en av rutene være enklere enn den andre.

Hvis du for eksempel måler hvordan den øker med forskjellige tidsintervaller, kan disse målingene være kompliserte.

På den annen side kan det være mer praktisk og praktisk å måle, på grunn av antallet eller noen av deres egenskaper som gjør konsentrasjonen enklere å bestemme enn den for brownies eller is.

Hvordan bestemme det

Gitt den enkle reaksjonen A => B, hvis A for eksempel i vandig oppløsning utviser en grønn farge, avhenger dette av konsentrasjonen. Når A blir B, forsvinner den grønne fargen, og hvis denne forsvinningen blir kvantifisert, kan en vs t-kurve oppnås.

På den annen side, hvis B er en sur art, vil pH i løsningen falle til verdier under 7. Fra reduksjonen i pH oppnås således grafen vs t etter hverandre. Så overlegger vi begge grafene vi kan se noe som følgende:

Grafen viser hvordan den avtar over tid, fordi den forbrukes, og hvordan kurven øker med en positiv helling fordi det er produktet.

Det kan også sees at den har en tendens til null (hvis det ikke er noen likevekt) og at den når en maksimal verdi styrt av støkiometri og hvis reaksjonen er fullført (all A forbrukes).

Reaksjonshastigheten for både A og B er tangenslinjen på en av disse kurvene; med andre ord, derivatet.

Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten

Kjemiske arters art

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

Således er reaksjonene mellom ionene vanligvis veldig raske og fullstendige (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:

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

De sterke elektrostatiske interaksjonene mellom ionene favoriserer rask dannelse av vann og natriumsulfat. I stedet er for eksempel en reaksjon av den andre typen esterifisering av eddiksyre:

CH ₃ COOH + CH _3- CH _2- OH => CH ₃ COOCH'er ₂ CH ₃ + H ₂ O

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

Imidlertid har andre variabler mer innflytelse på reaksjonshastigheten: konsentrasjon av reaktantene, temperatur, trykk og tilstedeværelse av katalysatorer.

Reagenskonsentrasjon

I kjemisk kinetikk kalles rommet som studeres, atskilt fra uendelig, et system. For eksempel kan en reaktor, et begerglass, en kolbe, en sky, en stjerne, etc. betraktes som systemet som studeres.

Således er molekylene i systemet ikke statiske, men "reiser" til alle hjørnene. I noen av disse forskyvningene kolliderer det med et annet molekyl for å sprette tilbake eller produsere produkter.

Da er antall kollisjoner proporsjonalt med konsentrasjonen av reaktantene. Bildet over illustrerer hvordan systemet endres fra lave til høye konsentrasjoner.

Dessuten, jo flere kollisjoner det er, jo høyere er reaksjonshastigheten, ettersom sjansene for at to molekyler reagerer øker.

Hvis reaktantene er gassformige, håndteres trykkvariabelen og er relatert til gasskonsentrasjonen under forutsetning av en av de mange eksisterende ligningene (for eksempel den ideelle gassen); Eller, systemet reduseres for å øke sjansene for at gassformede molekyler kolliderer.

Temperatur

Selv om antallet kollisjoner øker, har ikke alle molekyler energien som kreves for å overskride aktiveringsenergien i prosessen.

Det er her temperaturen spiller en viktig rolle: den utfører funksjonen for å termisk akselerere molekylene slik at de kolliderer med mer energi.

Således dobler reaksjonshastigheten generelt for hver 10 ° C økning i systemtemperatur. For alle reaksjoner er dette ikke alltid tilfelle. Hvordan forutsi denne økningen? Arrhenius-ligningen svarer på spørsmålet:

d (lnK) / dT = E / (RT ² )

K er hastighetskonstanten ved temperatur T, R er gasskonstanten og E er aktiveringsenergien. Denne energien er en indikasjon på energibarrieren som reaktantene må skalere for å reagere.

For å gjennomføre en kinetisk studie, er det nødvendig å holde temperaturen konstant og uten katalysatorer. Hva er katalysatorer? De er eksterne arter som tar del i reaksjonen, men ikke blir konsumert, og som reduserer aktiveringsenergien.

Bildet over illustrerer begrepet katalyse for reaksjon av glukose med oksygen. Den røde linjen representerer aktiveringsenergien uten enzymet (biologisk katalysator), mens den blå linjen med den viser en nedgang i aktiveringsenergien.

Reaksjonsrekkefølge i kjemisk kinetikk

I en kjemisk ligning er de støkiometriske indeksene, relatert til reaksjonsmekanismen, ikke lik indeksene i samme størrelsesorden. Kjemiske reaksjoner har vanligvis første eller andre orden, sjelden tredje orden eller høyere.

For hva er dette? Fordi kollisjonene mellom tre energisk opphissede molekyler er usannsynlige, og firedoblede eller kvintuple kollisjoner er enda mer, der sannsynligheten er uendelig. Fraksjonelle reaksjonsordrer er også mulig. For eksempel:

NH _4- Cl <=> NH ₃ + HCl

Reaksjonen er første rekkefølge i en retning (fra venstre til høyre) og andre orden i den andre (fra høyre til venstre) hvis den anses for å være en likevekt. Mens følgende likevekt er andre orden i begge retninger:

2HI <=> H ₂ + I ₂

Molekularitet og reaksjon rekkefølge det samme? Nei. Molekularitet er antall molekyler som reagerer for å produsere produkter, og den totale reaksjonsrekkefølgen er i samme rekkefølge som reaktantene som er involvert i det hastighetsbestemmende trinn.

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

Til tross for at den har høye støkiometriske indekser (molekularitet), er denne reaksjonen faktisk en andreordens reaksjon. Med andre ord, hastighetsbestemmende trinn er andre orden.

Nullordensreaksjoner

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

På samme måte, hvis en reaktant har en reaksjonsrekkefølge på null, betyr det at den ikke deltar i det hastighetsbestemmende trinnet, men i de raske.

Første ordens reaksjon

A => B

En første-ordens reaksjon er styrt av følgende takstlov:

V = k

Hvis konsentrasjonen av A dobles, dobler reaksjonshastigheten V. Derfor er hastigheten proporsjonal med konsentrasjonen av reagenset i det bestemmende trinn for reaksjonen.

Andre ordens reaksjon

2A => B

A + B => C

To arter er involvert i denne typen reaksjoner, akkurat som i de to kjemiske ligningene som nettopp er skrevet. Hastighetslovene for reaksjonene er:

V = k ²

V = k

I den første er reaksjonshastigheten proporsjonal med kvadratet for konsentrasjonen av A, mens i den andre forekommer det samme som ved førsteordens reaksjoner: hastigheten er direkte proporsjonal med konsentrasjonene av både A og B.

Reaksjonsrekkefølge vs molekularitet

I henhold til det foregående eksempelet kan de støkiometriske koeffisientene sammenfalle med reaksjonsordningene.

Dette forekommer imidlertid for elementære reaksjoner, som bestemmer molekylmekanismen til ethvert trinn i en reaksjon. I disse reaksjonene er koeffisientene lik antall deltagende molekyler.

For eksempel reagerer et molekyl av A med et av B for å danne et molekyl av C. Her er molekyliteten 1 for reaktantene, og derfor i uttrykk for hastighetsloven sammenfaller de med reaksjonsordrene.

Av dette følger at molekularitet alltid må være et helt tall, og sannsynligvis mindre enn fire.

Hvorfor? For i passering av en mekanisme er det veldig usannsynlig at fire molekyler deltar samtidig; to av dem kunne reagere først, og deretter ville de resterende to reagere med dette produktet.

Matematisk er dette en av hovedforskjellene mellom reaksjonsordrer og molekylitet: en reaksjonsrekkefølge kan ta brøkverdier (1/2, 5/2, etc.).

Dette er fordi førstnevnte bare reflekterer hvordan konsentrasjonen av artene påvirker hastigheten, men ikke hvordan molekylene deres griper inn i prosessen.

applikasjoner

- Det gjør det mulig å bestemme tiden et legemiddel forblir i kroppen før det fullstendig metaboliseres. På samme måte, takket være kinetiske studier, kan enzymatisk katalyse følges som grønne metoder sammenlignet med andre katalysatorer med negativ miljøpåvirkning; eller også til å brukes i utallige industrielle prosesser.

- I bilindustrien, spesielt innen motorer, der det raskt må utføres elektrokjemiske reaksjoner for kjøretøyet å starte. Også i dens utløpsrørene, som har katalysatorer for å transformere de skadelige gassene CO, NO og NO _x i CO ₂ , H ₂ O, N ₂ og O ₂ i løpet av den optimale tid.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3 N ₂ (g)

-Det er reaksjonen bak hvorfor kollisjonsputer blåses opp, 'kollisjonsputene', når kjøretøy kolliderer. Når dekkene bremser hardt, detonerer en detektor natriumazidet, NaN ₃ . Dette reagenset "eksploderer" frigjørende N ₂ , som opptar hele volumet av posen raskt.

Metallisk natrium reagerer deretter med andre komponenter for å nøytralisere det, fordi det i sin rene tilstand er 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, s. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23. desember 2011). Molekylær-kollisjoner-er. . Hentet 30. april 2018, fra: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Lærebok for 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 satslover. Hentet 30. april 2018, fra: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. juli 2010). Kjemisk kinetikk. Hentet 30. april 2018, fra: quimicafisica.com