CHEMICKÁ KINETIKA: FAKTORY, PORADIE REAKCIE A APLIKÁCIE - CHÉMIA - 2026

Tieto chemická kinetika je štúdium reakčných rýchlostí. Znížte experimentálne alebo teoretické údaje o molekulárnom mechanizme prostredníctvom zákonov vyjadrených matematickými rovnicami. Mechanizmy pozostávajú z niekoľkých krokov, z ktorých niektoré sú rýchle a niektoré pomalé.

Najpomalší z nich sa nazýva krok určovania rýchlosti. Znalosť medziproduktov a operačného mechanizmu tohto kroku je preto z kinetického hľadiska veľmi dôležitá. Jednou vizualizáciou vyššie uvedeného je predpoklad, že reagencie sú uzavreté vo fľaši a že pri reakcii produkty unikajú von.

Nakoniec výrobky voľne vystupujú z úst fľaše bez ďalších kinetických prekážok. Z tohto hľadiska existujú fľaše mnohých veľkostí a vzorov. Všetky však majú jeden spoločný prvok: úzky krk, ukazovateľ rozhodujúceho kroku reakcie.

Čo študuje chemická kinetika?

Experimentálne toto odvetvie chémie študuje zmeny koncentrácie zahrnuté v chemickej reakcii na základe merania špecifickej vlastnosti.

Chemická kinetika je odvetvie chémie zodpovedné za štúdium všetkých informácií, ktoré možno odvodiť z rýchlosti reakcie. Jeho názov vás pozýva na predstavenie si vreckových hodiniek označujúcich čas procesu, bez ohľadu na to, kde k nemu dôjde: v reaktore, v cloude, v rieke, v ľudskom tele atď.

Všetky chemické reakcie, a teda všetky transformácie, majú termodynamické, rovnovážné a kinetické aspekty. Termodynamika naznačuje, či je reakcia spontánna alebo nie; rovnováha stupňa kvantifikácie; a kinetiku podmienok, ktoré uprednostňujú rýchlosť a údaje o mechanizme.

V každodennom živote je možné pozorovať mnoho základných aspektov chemickej kinetiky: v chladničke, ktorá zmrazuje jedlo, aby sa znížil jeho rozklad zmrazením vody, ktorá je jeho súčasťou. Tiež pri dozrievaní vín, ktorých dozrievanie mu dodáva príjemnú chuť.

„Čas molekúl“ sa však vo svojich nepatrných mierkach veľmi líši a značne sa líši v závislosti od mnohých faktorov (počet a typy väzieb, veľkosti, stavy atď.).

Pretože čas je život a tiež peniaze, je veľmi dôležité vedieť, ktoré premenné umožňujú chemickej reakcii pokračovať čo najrýchlejšie. Niekedy je však žiaduce opak: reakcia prebieha veľmi pomaly, najmä ak je exotermická a existuje riziko výbuchu.

Čo sú tieto premenné? Niektoré sú fyzikálne, napríklad pri akom tlaku alebo teplote by mal mať reaktor alebo systém; a ďalšie sú chemické, ako napríklad typ rozpúšťadla, pH, slanosť, molekulárna štruktúra atď.

Pred nájdením týchto premenných však musíme najskôr študovať kinetiku súčasnej reakcie.

Ako? Prostredníctvom variácie koncentrácie, ktorá sa dá sledovať, ak sa kvantifikuje konkrétna vlastnosť, ktorá je úmerná prvej. V priebehu histórie sa metódy stali sofistikovanejšími, umožňujúc presnejšie a presnejšie merania a so stále kratšími intervalmi.

Reakčná rýchlosť

Na stanovenie rýchlosti chemickej reakcie je potrebné poznať, ako sa koncentrácia v priebehu času mení v prípade ktoréhokoľvek zo zúčastnených druhov. Táto rýchlosť závisí do veľkej miery od mnohých faktorov, ale najdôležitejšie je, že je merateľná pre reakcie, ktoré sa vyskytujú „pomaly“.

Slovo „pomaly“ je tu relatívne a je definované pre všetko, čo sa dá merať pomocou dostupných inštrumentálnych techník. Ak je napríklad reakcia oveľa rýchlejšia ako meracia kapacita zariadenia, nebude kvantitatívna a jej kinetiku nie je možné študovať.

Potom sa rýchlosť reakcie stanoví na prahu akéhokoľvek procesu predtým, ako dosiahne rovnováhu. Prečo? Pretože v rovnováhe sú rýchlosť doprednej reakcie (tvorba produktu) a rýchlosti spätnej reakcie (tvorba reaktantu) rovnaká.

Reguláciou premenných, ktoré pôsobia na systém, a teda jeho kinetikou alebo rýchlosťou reakcie, je možné zvoliť ideálne podmienky na vytvorenie určitého množstva produktu v najžiadanejšom a najbezpečnejšom čase.

Na druhej strane táto znalosť odhaľuje molekulárny mechanizmus, ktorý je hodnotný pri zvyšovaní výťažku reakcie.

definícia

Rýchlosť je zmena veľkosti ako funkcie času. Pri týchto štúdiách spočíva záujem o stanovenie zmeny koncentrácie v priebehu hodín a minút; nano, pico alebo dokonca femtosekundy (10 - ¹⁵ s).

Môže mať veľa jednotiek, ale najjednoduchšie a najjednoduchšie zo všetkých je M · s ^-1 , alebo čo sa rovná mol / L · s. Bez ohľadu na jeho jednotky by mala mať vždy kladnú hodnotu, pretože ide o fyzikálne množstvo (ako sú rozmery alebo hmotnosť).

Podľa konvencie však miera vymiznutia reaktantu má záporné znamienko a rýchlosť objavenia sa produktu má pozitívne znamienko.

Ale ak reaktanty a produkty majú svoje vlastné rýchlosti, ako potom určiť celkovú rýchlosť reakcie? Odpoveď je v stechiometrických koeficientoch.

Všeobecná rovnica

Nasledujúca chemická rovnica vyjadruje reakciu A a B na formy C a D:

a A + bB => c C + dD

Molárne koncentrácie sú obvykle vyjadrené v hranatých zátvorkách, takže napríklad koncentrácia druhu A je uvedená ako. Reakčná rýchlosť pre každý zo zahrnutých chemických druhov je teda:

Podľa matematickej rovnice existujú štyri cesty na dosiahnutie reakčnej rýchlosti: meria sa zmena koncentrácie niektorého z reaktantov (A alebo B) alebo produktov (C alebo D).

Potom s jednou z týchto hodnôt a so správnym stechiometrickým koeficientom vydelte koeficientom a získajte reakčnú rýchlosť rxn.

Pretože rýchlosť reakcie je kladné množstvo, záporné znamienko vynásobí záporné hodnoty rýchlosti reakčných zložiek; z tohto dôvodu sa koeficienty aab vynásobia (-1).

Napríklad, ak rýchlosť vymiznutia A je - (5M / s) a jeho stechiometrický koeficient a je 2, potom sa rýchlosť rxn rovná 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Príklad zákusku

Keby bol výrobok dezertom, prísady by boli analogicky reagencie; a chemická rovnica, recept:

7 cookies + 3 sušienky + 1 zmrzlina => 1 dezert

A rýchlosť každej sladkej prísady a samotný dezert sú:

Takže rýchlosť, s akou sa dezert pripravuje, sa môže určiť pomocou variácie buď sušienok, sušienok, zmrzliny, alebo samotnej súpravy; potom sa vydelí stechiometrickými koeficientmi (7, 3, 1 a 1). Jedna z trás však môže byť jednoduchšia ako druhá.

Napríklad, ak zmeráte, ako sa zvyšuje v rôznych časových intervaloch, tieto merania môžu byť komplikované.

Na druhej strane môže byť aktuálnejšie a praktickejšie zmerať, vzhľadom na ich počet alebo niektoré z ich vlastností, ktoré uľahčujú určovanie ich koncentrácie, než je koncentrácia sušienok alebo zmrzliny.

Ako to zistiť

Pri jednoduchej reakcii A => B, ak napríklad A vo vodnom roztoku vykazuje zelené sfarbenie, závisí to od jeho koncentrácie. Keď sa A stane B, zelená farba zmizne a ak je toto vymiznutie kvantifikované, potom je možné získať krivku vs t.

Na druhej strane, ak je B kyslý druh, pH roztoku klesne na hodnoty pod 7. Teda zo zníženia pH sa získa graf vs t postupne. Potom prekrývajúce oba grafy vidíme niečo ako toto:

Graf ukazuje, ako sa časom znižuje, pretože je spotrebovaný a ako sa krivka zvyšuje s pozitívnym sklonom, pretože je produktom.

Je tiež zrejmé, že má sklon k nule (ak neexistuje rovnováha) a že dosahuje maximálnu hodnotu riadenú stechiometriou a či je reakcia úplná (všetko A je spotrebované).

Reakčná rýchlosť A a B je dotyčnica na jednej z týchto kriviek; inými slovami, derivát.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť reakcie

Povaha chemických druhov

Keby všetky chemické reakcie boli okamžité, ich kinetické štúdie by neexistovali. Mnohé majú také vysoké rýchlosti, že ich nemožno merať; to znamená, že nie sú merateľné.

Reakcie medzi iónmi sú teda zvyčajne veľmi rýchle a úplné (s výťažkom okolo 100%). Na druhej strane, tie, ktoré sa týkajú organických zlúčenín, si vyžadujú určitý čas. Reakcia prvého typu je:

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

Silné elektrostatické interakcie medzi iónmi podporujú rýchlu tvorbu vody a síranu sodného. Namiesto toho je reakciou druhého typu napríklad esterifikácia kyseliny octovej:

CH ₃ COOH + CH ₃ CH ₂ OH => CH ₃ Cooch ₂ CH ₃ + H ₂ O

Aj keď sa tiež tvorí voda, reakcia nie je okamžitá; Dokonca aj za priaznivých podmienok trvá niekoľko hodín.

Avšak iné premenné majú väčší vplyv na rýchlosť reakcie: koncentrácia reaktantov, teplota, tlak a prítomnosť katalyzátorov.

Koncentrácia činidla

V chemickej kinetike sa študovaný priestor, oddelený od nekonečna, nazýva systém. Napríklad reaktor, kadička, banka, mrak, hviezda atď. Sa môžu považovať za študovaný systém.

V systéme teda molekuly nie sú statické, ale skôr „cestujú“ do všetkých svojich rohov. V niektorých z týchto posunov sa zráža s inou molekulou, aby sa odrazila alebo vyrobila produkty.

Potom je počet zrážok úmerný koncentrácii reaktantov. Obrázok hore ukazuje, ako sa systém mení z nízkych na vysoké koncentrácie.

Čím viac kolízií, tým vyššia je rýchlosť reakcie, pretože sa zvyšuje pravdepodobnosť, že dve molekuly reagujú.

Ak sú reaktanty plynné, potom sa s tlakovou premennou zaobchádza a súvisí s koncentráciou plynu za predpokladu, že existuje niektorá z mnohých existujúcich rovníc (ako je napríklad ideálny plyn); Alebo sa zníži objem systému, aby sa zvýšila pravdepodobnosť zrážania plynných molekúl.

teplota

Aj keď sa počet zrážok zvyšuje, nie všetky molekuly majú energiu potrebnú na prekročenie aktivačnej energie procesu.

Tu zohráva dôležitú úlohu teplota: vykonáva funkciu tepelného zrýchľovania molekúl tak, aby sa zrážali s väčším množstvom energie.

Rýchlosť reakcie sa teda spravidla zdvojnásobí na každé zvýšenie teploty systému o 10 ° C. Pre všetky reakcie to však nie je vždy tak. Ako predpovedať tento nárast? Arrheniova rovnica odpovedá na otázku:

d (LNK) / dt = E / (RT ² )

K je rýchlostná konštanta pri teplote T, R je plynová konštanta a E je aktivačná energia. Táto energia naznačuje energetickú bariéru, ktorú musia reaktanty škálovať, aby reagovali.

Aby sa mohla vykonať kinetická štúdia, je potrebné udržiavať teplotu konštantnú a bez katalyzátorov. Čo sú to katalyzátory? Sú to vonkajšie druhy, ktoré sa zúčastňujú reakcie, ale nie sú spotrebované a ktoré znižujú aktivačnú energiu.

Vyššie uvedený obrázok ilustruje koncepciu katalýzy pre reakciu glukózy s kyslíkom. Červená čiara predstavuje aktivačnú energiu bez enzýmu (biologický katalyzátor), zatiaľ čo s ňou modrá čiara ukazuje zníženie aktivačnej energie.

Poradie reakcií v chemickej kinetike

V chemickej rovnici nie sú stechiometrické indexy vzťahujúce sa k reakčnému mechanizmu rovnaké ako indexy ich rádu. Chemické reakcie majú zvyčajne prvý alebo druhý rád, zriedka tretí alebo vyšší.

Čo je to? Pretože kolízie troch energeticky excitovaných molekúl sú nepravdepodobné, a ešte viac sú to štvornásobné alebo päťnásobné kolízie, pri ktorých je pravdepodobnosť nekonečná. Možné sú aj frakčné poradia reakcií. Napríklad:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl

Reakcia je prvého poriadku v jednom smere (zľava doprava) a druhého poriadku v druhom (sprava doľava), ak sa považuje za rovnováhu. Kým nasledujúca rovnováha je druhým rádom v oboch smeroch:

2HI <=> H ₂ + I ₂

Molekularita a poradie reakcií rovnaké? Molekularita je počet molekúl, ktoré reagujú za vzniku produktov, a celkové poradie reakcií je rovnaké ako reakčné zložky zahrnuté v kroku určovania rýchlosti.

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

Táto reakcia, napriek tomu, že má vysoké stechiometrické indexy (molekulárnosť), je v skutočnosti reakciou druhého poriadku. Inými slovami, krok určovania rýchlosti je druhý rád.

Reakcie nulového poriadku

Vyskytujú sa v prípade heterogénnych reakcií. Napríklad: medzi kvapalinou a pevnou látkou. Rýchlosť teda nezávisí od koncentrácií reaktantov.

Podobne, ak má reaktant reakčný stupeň nula, znamená to, že sa nezúčastňuje na kroku určovania rýchlosti, ale na rýchlom postupe.

Reakcia prvého poriadku

A => B

Reakcia prvého poriadku sa riadi nasledujúcim zákonom:

V = k

Ak je koncentrácia A dvojnásobná, rýchlosť reakcie V sa zdvojnásobí. Preto je rýchlosť úmerná koncentrácii činidla v určujúcom kroku reakcie.

Reakcia druhého poriadku

2A => B

A + B => C

Do tohto typu reakcie sú zapojené dva druhy, rovnako ako do práve napísaných dvoch chemických rovníc. Zákony o rýchlosti reakcií sú:

V = k ²

V = k

V prvom prípade je rýchlosť reakcie úmerná druhej mocnine koncentrácie A, zatiaľ čo v druhom prípade to isté ako v reakciách prvého poriadku: rýchlosť je priamo úmerná koncentráciám A aj B.

Poradie reakcií vs molekulárnosť

Podľa predchádzajúceho príkladu sa stechiometrické koeficienty môžu alebo nemusia zhodovať s poradím reakcie.

K tomu však dochádza pri elementárnych reakciách, ktoré určujú molekulárny mechanizmus ktoréhokoľvek kroku v reakcii. V týchto reakciách sú koeficienty rovné počtu zúčastnených molekúl.

Napríklad molekula A reaguje s jedným z B za vzniku molekuly C. Tu je molekulová hmotnosť 1 pre reaktanty, a preto sa pri vyjadrení rýchlostného zákona zhodujú s poradím reakcií.

Z toho vyplýva, že molekularita musí byť vždy celé a pravdepodobne aj menšie ako štyri.

Prečo? Pretože pri prechode mechanizmu je veľmi nepravdepodobné, že by sa súčasne podieľali štyri molekuly; dve z nich mohli najskôr reagovať, a potom zostávajúce dve by reagovať s týmto produktom.

Matematicky je to jeden z hlavných rozdielov medzi poradiami reakcií a molekulárnosťou: poradie reakcií môže nadobúdať zlomkové hodnoty (1/2, 5/2 atď.).

Je to tak preto, lebo prvé odrážajú iba to, ako koncentrácia druhu ovplyvňuje rýchlosť, ale nie to, ako ich molekuly zasahujú do procesu.

aplikácia

- Umožňuje určiť čas, v ktorom liek zostáva v tele pred úplnou metabolizáciou. Podobne, vďaka kinetickým štúdiám, možno enzymatickú katalýzu sledovať ako zelené metódy v porovnaní s inými katalyzátormi s negatívnymi vplyvmi na životné prostredie; alebo tiež na použitie v nespočetných priemyselných procesoch.

- V automobilovom priemysle, najmä v motoroch, kde je potrebné rýchlo naštartovať elektrochemické reakcie, aby sa vozidlo naštartovalo. Aj v jeho výfukové potrubie, ktoré majú katalyzátory k premene škodlivých plynov CO, NO a NO _X na CO ₂ , H ₂ O, N ₂ a O ₂ v čase optimálne.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3N ₂ (g)

-Je to reakcia za dôvodom nafúknutia airbagov, „airbagov“, keď sa vozidlo zráža. Keď pneumatiky prudko zabrzdia, detektor elektricky detonuje azid sodný NaN ₃ . Toto činidlo „vybuchne“ a uvoľní N ₂ , ktoré rýchlo zaberá celý objem vaku.

Kovový sodík potom reaguje s ostatnými zložkami, aby ho neutralizoval, pretože v jeho čistom stave je jedovatý.

Referencie

1. Walter J. Moore. (1963). Fyzikálna chémia. V chemickej kinetike. Štvrté vydanie, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Zásady fyzikálnochemie. Šieste vydanie, s. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23. decembra 2011). Molekulárna-kolízie-je. , Našiel 30. apríla 2018 z: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Učebnica fyzikálnej chémie. V chemickej kinetike. Druhé vydanie. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8. marca 2017). Definícia chemickej kinetiky. Záznam bol dosiahnutý 30. apríla 2018 z: thinkco.com
6. Khan Academy. (2018). Reakčné rýchlosti a zákony o rýchlosti. Zdroj: 30. apríla 2018, z: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. júla 2010). Chemická kinetika. Našiel sa 30. apríla 2018 z: quimicafisica.com