CHEMINĖ KINETIKA: VEIKSNIAI, REAKCIJOS TVARKA IR TAIKYMAS - CHEMIJA - 2025

Į chemijos kinetika yra reakcijos tarifų tyrimas. Atskleisti eksperimentinius arba teorinius duomenis apie molekulinį mechanizmą per dėsnius, išreikštus matematinėmis lygtimis. Mechanizmus sudaro keletas žingsnių, iš kurių keli yra greiti, o kiti - lėti.

Lėčiausias iš jų vadinamas greičio nustatymo žingsniu. Todėl kinetiniu požiūriu labai svarbu žinoti tarpines rūšis ir šio žingsnio veikimo mechanizmą. Viena iš pirmiau pateiktų vizualizacijų yra manyti, kad reagentai yra supakuoti į buteliuką ir kad reaguodami produktai išeina į išorę.

Galiausiai produktai iš butelio burnos išeina laisvai, be jokių papildomų kinetinių kliūčių. Žvelgiant iš šios perspektyvos, yra įvairių dydžių ir dizaino butelių. Tačiau jie visi turi vieną bendrą elementą: siauras kaklas, ryžtingo reakcijos žingsnio rodiklis.

Ką tiria cheminė kinetika?

Eksperimentiškai šioje chemijos šakoje tiriami cheminės reakcijos koncentracijos pokyčiai, remiantis konkrečios savybės matavimu.

Cheminė kinetika yra chemijos šaka, atsakinga už visos informacijos, kurią galima gauti iš reakcijos greičio, tyrimą. Jo pavadinimas kviečia įsivaizduoti kišeninį laikrodį, žymintį 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 parodo, ar reakcija vyksta spontaniškai, ar ne; subalansuoti jo kiekybinį laipsnį; ir kinetika, sąlygos, palankios jo greičiui, taip pat duomenys apie jo mechanizmą.

Daugelį esminių cheminės kinetikos aspektų galima pastebėti kasdieniame gyvenime: šaldytuve, kuriame užšaldomas maistas, kad būtų sumažintas jo skilimas užšaldant vandenį, kuris yra jo dalis. Taip pat brandinant vynus, kurių brandinimas suteikia jam malonių skonių.

Tačiau „molekulių laikas“ labai skiriasi savo mažomis skalėmis ir labai skiriasi pagal daugelį veiksnių (jungčių skaičių ir tipą, dydį, materijos būseną ir kt.).

Kadangi laikas yra gyvenimas, o taip pat ir pinigai, ypač svarbu žinoti, kurie kintamieji leidžia kuo greičiau vykti cheminei reakcijai. Tačiau kartais norima priešingai: kad reakcija vyktų labai lėtai, ypač jei ji yra egzoterminė ir yra sprogimo pavojus.

Kokie yra šie kintamieji? Kai kurie iš jų yra fiziniai, pavyzdžiui, kokio slėgio ar temperatūros turi būti reaktorius ar sistema; o kiti yra cheminiai, tokie kaip tirpiklio rūšis, pH, druskingumas, molekulinė struktūra ir kt.

Tačiau prieš surasdami šiuos kintamuosius pirmiausia turime ištirti esamos reakcijos kinetiką.

Kaip? Keičiant koncentraciją, kurios gali būti laikomasi, jei išmatuojama tam tikra savybė, kuri yra proporcinga pirmajai. Per visą istoriją metodai tapo sudėtingesni, leidžiantys atlikti tikslesnius ir tikslesnius matavimus ir vis trumpesniais intervalais.

Reakcijos greitis

Norint nustatyti cheminės reakcijos greitį, būtina žinoti, kaip kinta bet kurios susijusios rūšies koncentracija bėgant laikui. Šis greitis didžiąja dalimi priklauso nuo daugelio veiksnių, tačiau svarbiausia yra tai, kad jis yra išmatuojamas toms reakcijoms, kurios vyksta „lėtai“.

Žodis „lėtai“ yra santykinis ir apibūdinamas viskam, ką galima išmatuoti turimais instrumentiniais metodais. Pavyzdžiui, jei reakcija yra daug greitesnė nei įrangos matavimo pajėgumas, tada ji nebus kiekybinė ir jos kinetikos negalima ištirti.

Tada, prieš pasiekiant pusiausvyrą, reakcijos greitis nustatomas ties bet kurio proceso slenksčiu. Kodėl? Nes pusiausvyroje priekinės reakcijos (produkto susidarymo) ir atvirkštinės reakcijos (reaktanto susidarymas) greitis yra lygus.

Kontroliuodami kintamuosius, veikiančius sistemą, o kartu ir jos kinetiką ar reakcijos greitį, galima pasirinkti idealias sąlygas tam, kad būtų gautas tam tikras produkto kiekis per labiausiai norimą ir saugų laiką.

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

Apibrėžimas

Greitis yra dydžio, kaip laiko funkcijos, pokytis. Šių tyrimų metu svarbu nustatyti koncentracijos kitimą, kai praeina valandos ir minutės; nano, pico ar net femtosekundžių ( ^10–15 s).

Jis gali turėti daug vienetų, tačiau pats paprasčiausias ir lengviausias yra M · s ^–1 arba lygus mol / L · s. Nepriklausomai nuo jo vienetų, jis visada turėtų turėti teigiamą vertę, nes tai yra fizikinis dydis (toks kaip matmenys ar masė).

Tačiau pagal susitarimą reaktanto išnykimo procentas turi neigiamą ženklą, o produkto išvaizda - teigiamą ženklą.

Bet jei reagentai ir produktai turi savo greitį, kaip nustatyti bendrą reakcijos greitį? Atsakymas pateiktas stechiometriniais koeficientais.

Bendroji lygtis

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

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

Molinės koncentracijos paprastai nurodomos skliausteliuose, taigi, pavyzdžiui, A rūšies koncentracija rašoma taip:. Taigi kiekvienos susijusios cheminės rūšies reakcijos greitis yra:

Remiantis matematine lygtimi, yra keturi būdai, kaip pasiekti reakcijos greitį: matuojamas bet kurio reagento (A arba B) arba produkto (C arba D) koncentracijos kitimas.

Tada su viena iš šių verčių ir jos teisingu stechiometriniu koeficientu padalinkite iš pastarosios ir taip gaukite reakcijos greitį rxn.

Kadangi reakcijos greitis yra teigiamas dydis, neigiamas ženklas padaugina iš reagentų neigiamos greičio vertės; dėl šios priežasties koeficientai a ir b padauginami iš (-1).

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

Deserto pavyzdys

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

7 sausainiai + 3 pyragaičiai + 1 ledai => 1 desertas

Ir kiekvieno saldaus ingrediento greitis, ir pats desertas yra:

Taigi deserto gaminimo greitis gali būti nustatomas keičiant sausainius, pyragus, ledus ar patį rinkinį; tada padalijant ją iš stechiometrinių koeficientų (7, 3, 1 ir 1). Tačiau vienas iš maršrutų gali būti lengvesnis už kitą.

Pvz., Jei išmatuosite, kaip jis didėja skirtingais laiko intervalais, šie matavimai gali būti sudėtingi.

Kita vertus, tai gali būti patogiau ir praktiškiau išmatuoti dėl jų skaičiaus ar kai kurių savybių, dėl kurių jų koncentraciją lengviau nustatyti nei pyragaičių ar ledų koncentraciją.

Kaip tai nustatyti

Atsižvelgiant į paprastą reakciją A => B, jei, pavyzdžiui, vandeniniame tirpale A parodo žalią spalvą, tai priklauso nuo jo koncentracijos. Taigi, kai A tampa B, žalia spalva išnyksta, o jei šis išnykimas įvertinamas kiekybiškai, galima gauti vs t kreivę.

Kita vertus, jei B yra rūgštinė rūšis, tirpalo pH sumažės iki reikšmių, žemesnių nei 7. Taigi, mažėjant pH, grafikas vs t gaunamas iš eilės. Tada, sudėję abu grafikus, matome panašiai:

Diagrama parodo, kaip ji laikui bėgant mažėja, nes sunaudojama, ir kaip kreivė didėja esant teigiamam nuolydžiui, nes tai yra produktas.

Taip pat galima pastebėti, kad jis linkęs į nulį (jei nėra pusiausvyros) ir pasiekia maksimalią vertę, kurią nustato stechiometrija, ir jei reakcija baigta (sunaudojama visa A).

Tiek A, tiek B reakcijos greitis yra liestinės linija bet kurioje iš šių kreivių; kitaip tariant, darinys.

Veiksniai, veikiantys reakcijos greitį

Cheminių rūšių pobūdis

Jei visos cheminės reakcijos vyktų akimirksniu, jų kinetinių tyrimų nebūtų. Daugelis turi tokį greitį, kad jo neįmanoma išmatuoti; tai yra, jie nėra išmatuojami.

Taigi reakcija tarp jonų paprastai būna labai greita ir išsami (išeiga maždaug 100%). Kita vertus, tiems, kurie apima organinius junginius, reikia šiek tiek laiko. Pirmojo tipo reakcija yra:

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

Stipri elektrostatinė jonų sąveika skatina greitą vandens ir natrio sulfato susidarymą. Antra, antrojo tipo reakcija yra, pavyzdžiui, acto rūgšties esterinimas:

CH ₃ COOH + CH ₃ CH ₂ OH = & gt; CH ₃ Cooch ₂ CH ₃ + H ₂ O

Nors taip pat susidaro vanduo, reakcija nėra akimirksniu; net esant palankioms sąlygoms, tai užtrunka keletą valandų.

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

Reagento koncentracija

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

Taigi sistemoje molekulės nėra statiškos, o „keliauja“ į visus jos kampus. Kai kuriuose iš šių poslinkių jis susiduria su kita molekule, kad atšoktų atgal arba susidarytų produktai.

Tuomet susidūrimų skaičius yra proporcingas reagentų koncentracijai. Aukščiau pateiktas paveikslėlis parodo, kaip sistema keičiasi nuo mažos iki didelės koncentracijos.

Be to, kuo daugiau susidūrimų, tuo didesnis reakcijos greitis, nes padidėja dviejų molekulių reakcijos tikimybė.

Jei reagentai yra dujiniai, tada slėgio kintamasis yra tvarkomas ir yra susijęs su dujų koncentracija, darant prielaidą, kad yra viena iš daugelio esamų lygčių (pavyzdžiui, idealios dujos); Arba sumažinamas sistemos tūris, kad padidėtų dujinių molekulių susidūrimo tikimybė.

Temperatūra

Nors susidūrimų skaičius didėja, ne visos molekulės turi reikalingą energiją, kad viršytų proceso aktyvacijos energiją.

Čia svarbią vietą užima temperatūra: ji atlieka terminio molekulių pagreičio funkciją, kad jos susidurtų su daugiau energijos.

Taigi reakcijos greitis paprastai padvigubėja kas 10 ° C padidėjus sistemos temperatūrai. Tačiau ne visada tai būna visose reakcijose. Kaip nuspėti šį padidėjimą? Arrhenijaus lygtis atsako į klausimą:

d (lnK) / dT = E / (RT ² )

K yra greičio konstanta esant temperatūrai T, R yra dujų konstanta ir E yra aktyvacijos energija. Ši energija rodo energijos barjerą, kurį reaguojantys asmenys turi mastuoti, kad galėtų reaguoti.

Norint atlikti kinetinį tyrimą, būtina palaikyti pastovią temperatūrą ir be katalizatorių. Kas yra katalizatoriai? Tai yra išorinės rūšys, kurios dalyvauja reakcijoje, tačiau nėra suvartojamos, ir dėl to sumažėja aktyvacijos energija.

Aukščiau pateiktas paveikslas parodo gliukozės reakcijos su deguonimi katalizės koncepciją. Raudona linija žymi aktyvacijos energiją be fermento (biologinio katalizatoriaus), tuo tarpu mėlyna linija rodo aktyvacijos energijos sumažėjimą.

Reakcijų tvarka cheminėje kinetikoje

Cheminėje lygtyje stechiometriniai rodikliai, susiję su reakcijos mechanizmu, nėra lygūs tos pačios eilės indeksams. Cheminės reakcijos paprastai būna pirmosios ar antrosios, retai trečiosios ar aukštesnės.

Nes kas tai? Nes trijų energetiškai sužadintų molekulių susidūrimai yra mažai tikėtini, o juo labiau keturgubai ar keturkampiai susidūrimai, kai tikimybė yra begalinė. Taip pat galimos frakcijų reakcijos. Pavyzdžiui:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl,

Jei reakcija laikoma pusiausvyra, pirmoji reakcija vyksta viena kryptimi (iš kairės į dešinę), o antroji - kita (iš dešinės į kairę). Nors ši pusiausvyra yra antros eilės abiem kryptimis:

2HI <=> H ₂ + I ₂

Molekuliškumas ir reakcijų tvarka yra vienodi? Ne. Molekuliškumas yra molekulių, reaguojančių gaminant produktus, skaičius, o bendra reakcijos tvarka yra tokia pati kaip reagentų, dalyvaujančių greičio nustatymo etape.

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

Ši reakcija, nepaisant aukštų stechiometrinių rodiklių (molekuliškumo), iš tikrųjų yra antros eilės reakcija. Kitaip tariant, greičio nustatymo žingsnis yra antros eilės.

Nulio tvarka

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

Panašiai, jei reaktanto reakcijos tvarka yra lygi nuliui, tai reiškia, kad jis nedalyvauja greičio nustatymo etape, bet greitajame.

Pirmos eilės reakcija

A => B

Pirmos eilės reakciją reglamentuoja šis tarifų įstatymas:

V = k

Jei A koncentracija padvigubėja, reakcijos greitis V padvigubėja. Todėl greitis yra proporcingas reagento koncentracijai nustatant reakcijos etapą.

Antros eilės reakcija

2A => B

A + B => C

Šios rūšies reakcijose, kaip ir dviejose ką tik parašytose cheminėse lygtyse, dalyvauja dvi rūšys. Reakcijos greičio dėsniai yra šie:

V = k ²

V = k

Pirmajame reakcijos greitis yra proporcingas A koncentracijos kvadratui, o antrame įvyksta tas pats, kas ir pirmosios eilės reakcijose: greitis yra tiesiogiai proporcingas tiek A, tiek B koncentracijai.

Reakcijos tvarka palyginti su molekuliškumu

Pagal ankstesnį pavyzdį, stechiometriniai koeficientai gali sutapti arba nesutapti su reakcijos tvarka.

Tačiau tai įvyksta elementarių reakcijų metu, kurios nulemia bet kurio reakcijos etapo molekulinį mechanizmą. Šiose reakcijose koeficientai yra lygūs dalyvaujančių molekulių skaičiui.

Pavyzdžiui, A molekulė reaguoja su viena iš B, sudarydama C molekulę. Čia reagentų molekuliškumas yra 1, todėl išreiškiant greičio dėsnį jie sutampa su reakcijos tvarka.

Iš to išplaukia, kad molekuliškumas visada turi būti sveikasis skaičius, o tikimybiškai - mažesnis nei keturi.

Kodėl? Kadangi praeinant mechanizmą labai mažai tikėtina, kad tuo pačiu metu dalyvautų keturios molekulės; du iš jų pirmiausia galėtų sureaguoti, o paskui likę du sureaguotų su šiuo produktu.

Matematiškai tai yra vienas iš pagrindinių skirtumų tarp reakcijos ir molekuliškumo: reakcijos tvarka gali būti trupmeninė (1/2, 5/2 ir kt.).

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

Programos

- Tai leidžia nustatyti laiką, per kurį vaistas išlieka organizme iki visiško jo metabolizmo. Panašiai, kinetinių tyrimų dėka, fermentinę katalizę galima atlikti kaip žaliuosius metodus, palyginti su kitais katalizatoriais, turinčiais neigiamą poveikį aplinkai; arba taip pat būti naudojamas nesuskaičiuojamuose pramonės procesuose.

- Automobilių pramonėje, ypač varikliuose, kur transporto priemonei užvesti reikia greitai atlikti elektrochemines reakcijas. Taip pat išmetimo vamzdžiuose, turinčiuose katalizinius konverterius, kurie per optimaliausią laiką paverčia kenksmingas dujas CO, NO ir NO _x į CO ₂ , H ₂ O, N ₂ ir O ₂ .

2NaN ₃ (s) = 2NaN (s) + 3N ₂ (g)

- Dėl oro transporto priemonių oro pagalvių pripūtimo „oro pagalvės“ atsiranda reakcija, kai transporto priemonės susiduria. Kai padangos sunkiai stabdo, detektorius elektriškai detonuoja natrio azidą NaN ₃ . Šis reagentas "sprogsta", išskirdamas N ₂ , kuris greitai užima visą maišo tūrį.

Tada metalinis natris reaguoja su kitais komponentais, kad jį neutralizuotų, nes grynas jis yra nuodingas.

Nuorodos

1. Walteris J. Moore'as. (1963). Fizikinė chemija. Cheminėje kinetikoje. Ketvirtasis leidimas, Longmansas.
2. Ira N. Levine. (2009). Fizikochemijos principai. Šeštas leidimas, 479–540 psl. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (2011 m. Gruodžio 23 d.). Molekuliniai susidūrimai yra. . Gauta 2018 m. Balandžio 30 d. Iš: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Fizikinės chemijos vadovėlis. Cheminėje kinetikoje. 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. Iš: thinkco.com
6. Khano akademija. (2018 m.). Reakcijos greičio ir greičio 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