ХЕМИЈСКА КИНЕТИКА: ФАКТОРИ, РЕДОСЛЕД РЕАКЦИЈЕ И ПРИМЕНЕ - ХЕМИЈА - 2025

Тхе Цхемицал Кинетицс јесте проучавање реакционим брзинама. Извести експерименталне или теоријске податке о молекуларном механизму, кроз законе изражене математичким једначинама. Механизми се састоје од низа корака, од којих су неки брзи, а неки спори.

Најспорији од њих назива се корак одређивања брзине. Стога је познавање интермедијарних врста и оперативног механизма овог корака врло важно у кинетичком погледу. Једна визуализација горе поменутог је претпоставка да су реагенси затворени у боцу и да производи, када реагују, изађу напољу.

Коначно, производи слободно излазе из уста боце без додатних кинетичких препрека. Из ове перспективе, постоје боце различитих димензија и дизајна. Међутим, сви они имају један заједнички елемент: уски врат, показатељ одлучујућег корака реакције.

Шта проучава хемијска кинетика?

Експериментално, ова грана хемије проучава варијације концентрације које су укључене у хемијску реакцију на основу мерења одређеног својства.

Хемијска кинетика је грана хемије задужена за проучавање свих информација које се могу извести из брзине реакције. Његово име вас позива да замислите џепни сат који означава време процеса, без обзира где се догађа: у реактору, облаку, реци, људском телу итд.

Све хемијске реакције, а самим тим и трансформација, имају термодинамички, равнотежни и кинетички аспект. Термодинамика показује да ли је реакција спонтана или не; уравнотежити свој степен квантификације; и кинетику услове који погодују његовој брзини као и податке о његовом механизму.

Многи од битних аспеката хемијске кинетике могу се приметити у свакодневном животу: у фрижидеру који замрзава храну да би се смањио њен распад, смрзавањем воде која је у њој. Такође, при сазревању вина чије старење даје му пријатне укусе.

Међутим, „време молекула“ се разликује у својим малим размерама и јако се разликује у зависности од многих фактора (броја и врста веза, величина, стања материје итд.).

Пошто је време живот, а то је и новац, најважније је знати које варијабле омогућавају да се хемијска реакција одвија што је брже могуће. Међутим, понекад се жели супротно: да се реакција одвија врло споро, посебно ако је егзотермна и ако постоји ризик од експлозије.

Које су ове променљиве? Неке су физичке, попут притиска или температуре реактора или система; и друге су хемијске, као што су врста растварача, пХ, салинитет, молекуларна структура итд.

Међутим, пре него што пронађемо ове променљиве, прво морамо да проучимо кинетику ове реакције.

Како? Кроз варијацију концентрације која се може пратити ако се утврди квантитативна карактеристика која је пропорционална првом. Кроз историју су методе постале софистицираније, омогућавајући тачније и прецизније мерење, и са све краћим интервалима.

Брзина реакције

Да би се утврдила брзина хемијске реакције, потребно је знати како концентрација варира током времена било које од укључених врста. Ова брзина у великој мери зависи од многих фактора, али најважније је да је она мерљива за оне реакције које се одвијају "споро".

Овдје је ријеч "полако" релативна и дефинирана је за све што се може мјерити помоћу доступних инструменталних техника. Ако је, на пример, реакција много бржа од мерног капацитета опреме, онда неће бити квантитативна и њена кинетика се не може проучавати.

Затим се брзина реакције утврђује на прагу било ког процеса пре него што се постигне равнотежа. Зашто? Зато што су у равнотежи брзина напредне реакције (формирање производа) и реверзне реакције (формирање реактаната) једнаке.

Контролом варијабли које делују на систем, а самим тим и његове кинетике или брзине реакције, могу се изабрати идеални услови за генерисање одређене количине производа у најпожељнијем и најсигурнијем времену.

Са друге стране, ово сазнање открива молекулски механизам, који је вредан када се повећава принос реакције.

Дефиниција

Брзина је промена величине као функције времена. За ове студије интерес лежи у утврђивању варијације концентрације како сати и минута пролазе; нано, пицо, или чак фемтосекунде (10 ^-15 с).

Може имати много јединица, али најједноставнија и најлакша од свих је М · с ^-1 , или оно што је једнако мол / Л · с. Без обзира на његове јединице, увек треба да има позитивну вредност, јер је то физичка количина (као што су димензије или маса).

Међутим, према договору, постоци нестајања реактаната имају негативан предзнак, а они који се појављују код производа имају позитиван предзнак.

Али ако реактанти и производи имају своје брзине, како онда одредити укупну брзину реакције? Одговор је у стехиометријским коефицијентима.

Општа једначина

Следећа хемијска једначина изражава реакцију А и Б на формирање Ц и Д:

а А + б Б => ц Ц + д Д

Моларне концентрације обично се изражавају у квадратним заградама, па је, на пример, концентрација врста А записана као. Дакле, брзина реакције за сваку од укључених хемијских врста је:

Према математичкој једначини, постоје четири пута до постизања брзине реакције: мери се варирање концентрације било ког реактаната (А или Б) или производа (Ц или Д).

Затим се с једном од ових вредности и њеним исправним стехиометријским коефицијентом подели на последњу и тако се добије брзина реакције ркн.

Пошто је брзина реакције позитивна количина, негативни знак умножава негативне вредности реактаната; због тога су коефицијенти а и б помножени са (-1).

На пример, ако је брзина нестанка А једнака (5М / с), а њен стехиометријски коефицијент а је 2, тада је брзина ркн једнака 2,5М / с ((-1/2) к 5).

Пример десерта

Ако је производ десерт, састојци по аналогији би били реагенси; и хемијска једначина, рецепт:

7 колачића + 3 Бровниес + 1 сладолед => 1 десерт

А брзина сваког од слатких састојака и самог десерта су:

Дакле, брзина којом се прави десерт може се одредити варијацијом било колачића, колача, сладоледа, било самог сета; а затим га подели са његовим стехиометријским коефицијентима (7, 3, 1 и 1). Међутим, једна од рута може бити лакша од друге.

На пример, ако измерите како се повећава у различитим временским интервалима, ова мерења могу бити компликована.

С друге стране, можда ће бити погодније и практичније измерити, због њиховог броја или неких својстава која олакшавају њихову концентрацију него концентрацији колача или сладоледа.

Како то одредити

С обзиром на једноставну реакцију А => Б, ако А, на пример, у воденом раствору, покаже зелену боју, онда то зависи од његове концентрације. Дакле, како А постаје Б, зелена боја нестаје, а ако је тај нестанак квантификован, може се добити и вс т кривуља.

С друге стране, ако је Б кисела врста, пХ раствора ће пасти на вредности испод 7. Дакле, од смањења пХ, графикон вс т добија се узастопно. Затим прекривајући оба графа можемо видети следеће:

Графикон показује како се смањује током времена, јер се троши, и како се крива повећава позитивним нагибом, јер је производ.

Такође се цени да тежи ка нули (ако нема равнотеже) и да достиже максималну вредност регулисану стехиометријом и ако је реакција потпуна (све А се троши).

Брзина реакције и А и Б је тангенцијална линија на било којој од ових кривина; другим речима, дериват.

Фактори који утичу на брзину реакције

Природа хемијских врста

Да су све хемијске реакције биле тренутне, њихова кинетичка испитивања не би постојала. Многи имају брзине тако високе да се не могу мерити; то јест, они нису мерљиви.

Стога су реакције између јона обично врло брзе и потпуне (са приносом око 100%). Са друге стране, онима који укључују органска једињења потребно је мало времена. Реакција првог типа је:

Х ₂ СО ₄ + 2НаОХ => На ₂ СО ₄ + 2Х ₂ О

Снажне електростатичке интеракције између јона погодују брзом стварању воде и натријум сулфата. Уместо тога, реакција другог типа је, на пример, естерификација сирћетне киселине:

ЦХ ₃ ЦООХ + ЦХ ₃ ЦХ ₂ ОХ => ЦХ ₃ Цооцх ₂ ЦХ ₃ + Х ₂ О

Иако се такође формира вода, реакција није тренутна; чак и под повољним условима потребно је неколико сати да се заврши.

Међутим, друге променљиве имају већи утицај на брзину реакције: концентрацију реактаната, температуру, притисак и присуство катализатора.

Концентрација реагенса

У хемијској кинетики проучавани простор, одвојен од бесконачности, назива се системом. На пример, реактор, чаша, тиквица, облак, звезда итд. Могу се сматрати системом који се проучава.

Дакле, унутар система молекули нису статични, већ "путују" ка свим његовим угловима. У неким од ових померања он се судара са другим молекулом како би одбио назад или произвео производе.

Тада је број судара пропорционалан концентрацији реактаната. Слика изнад илуструје како се систем мења од ниске до високе концентрације.

Такође, што је више судара то је већа брзина реакције, јер се повећавају шансе да два молекула реагују.

Ако су реактанти гасовити, тада се обрађује променљива притиска и повезана је са концентрацијом гаса која претпоставља било коју од многих постојећих једначина (попут идеалног гаса); Или се запремина система смањује да би се повећале шансе да се гасовити молекули сударају.

Температура

Иако се број судара повећава, немају сви молекули потребну енергију да премаши енергију активације процеса.

Овде температура игра важну улогу: она врши функцију термичког убрзавања молекула тако да се сударају с више енергије.

Стога се брзина реакције обично удвостручује за свако повећање температуре система од 10 ° Ц. Међутим, за све реакције то није увек случај. Како предвидјети ово повећање? Арренијева једначина одговара на питање:

д (лнК) / дТ = Е / (РТ ² )

К је константа брзине при температури Т, Р је константа гаса и Е је енергија активације. Та енергија указује на енергетску баријеру коју реактанти морају скалирати да би реаговали.

За спровођење кинетичке студије потребно је одржавати температуру константном и без катализатора. Шта су катализатори? То су спољашње врсте које учествују у реакцији, али се не конзумирају и смањују активацијску енергију.

Горња слика илуструје концепт катализе за реакцију глукозе са кисеоником. Црвена линија представља активацијску енергију без ензима (биолошки катализатор), док са њом плава линија показује смањење енергије активације.

Редослед реакције у хемијској кинетики

У хемијској једначини, стехиометријски индекси, који се односе на механизам реакције, нису једнаки индексима истог реда. Хемијске реакције обично имају први или други ред, ретко трећи или већи ред.

Шта је ово? Зато што су судари три енергетски побуђена молекула мало вероватна, а још више четворостручни или четвероструки судари, где је вероватноћа бесконачна. Могући су и фракцијски налози за реакцију. На пример:

НХ ₄ Цл <=> НХ ₃ + ХЦл

Реакција је првог реда у једном смислу (лево надесно), а другог реда у другом (десно лево) ако се сматра равнотежом. Док је следећа равнотежа другог реда у оба смера:

2ХИ <=> Х ₂ + И ₂

Молекуларност и реакција наређују исто? Не. Молекуларност је број молекула који реагују да би настали производи, а укупни редослед реакције је исти редослед као реактанти који су укључени у корак одређивања брзине.

2КМнО ₄ + 10КИ + 8Х ₂ СО ₄ => 2МнСО ₄ + 5И ₂ + 6К ₂ СО ₄ + 8Х ₂ О

Ова реакција, упркос високим стехиометријским индексима (молекуларности), заправо је реакција другог реда. Другим речима, корак одређивања брзине је другог реда.

Реакције нула реда

Јављају се у случају хетерогених реакција. На пример: између течности и чврсте супстанце. Дакле, брзина је неовисна о концентрацији реактаната.

Исто тако, ако реактант има редослед нула, то значи да не учествује у кораку утврђивања брзине, већ у брзом.

Реакција првог реда

А => Б

Реакција првог реда регулисана је следећим законом о стопи:

В = к

Ако концентрација А удвостручи, брзина реакције В се удвостручује. Стога је брзина пропорционална концентрацији реагенса у одлучујућем кораку реакције.

Реакција другог реда

2А => Б

А + Б => Ц

Две врсте су укључене у ову врсту реакције, баш као што су и две написане хемијске једначине. Закони брзине реакција су:

В = к ²

В = к

У првом је брзина реакције пропорционална квадратури концентрације А, док се у другом догађа исто као у реакцијама првог реда: брзина је директно пропорционална концентрацијама и А и Б.

Редослед реакције и молекуларност

Према претходном примеру, стехиометријски коефицијенти могу се подударати са редоследима реакције или не морају.

Међутим, то се догађа код елементарних реакција које одређују молекуларни механизам било ког корака реакције. У овим реакцијама коефицијенти су једнаки броју молекула који учествују.

На пример, молекул А реагује са једним од Б како би формирао молекулу Ц. Овде је молекуларност 1 за реактанте, па се према томе у изразу закона брзине подударају са редоследима реакција.

Из овога произилази да молекуларност мора увек бити цео број, и вероватно, мањи од четири.

Зашто? Јер у пролазу механизма је мало вероватно да четири молекула учествују истовремено; прво су њих две могле да реагују, а онда су преостала два реаговала овим производом.

Математички, ово је једна од главних разлика између редоследа реакције и молекуларности: редослед реакције може узети фракционе вредности (1/2, 5/2, итд.).

То је зато што прва одражава само како концентрација врста утиче на брзину, али не и како њихови молекули интервенишу у процес.

Апликације

- Омогућује да се одреди време које лек остаје у телу пре његове потпуне метаболизације. Исто тако, захваљујући кинетичким студијама, ензиматска катализа може бити праћена као зелена метода у поређењу са другим катализаторима са негативним утицајем на животну средину; или такође да се користи у безброј индустријских процеса.

- У аутомобилској индустрији, посебно у моторима, где се морају брзо извршити електрохемијске реакције да би се возило покренуло. Такођер у својим издувне цеви, који имају катализаторе да трансформишу штетне гасове ЦО, НО и НО _Кс у ЦО ₂ , Х ₂ О, Н ₂ и О ₂ за време оптималне.

2НаН ₃ (с) = 2На (с) + 3Н ₂ (г)

-Реакција је зашто се ваздушни јастуци надувају, „ваздушни јастуци“, када се возила сударају. Када гуме кочнице хард, детектор електрично детонира натријум азид, Нан ₃ . Овај реагенс „експлодира“ ослобађајући Н ₂ , који брзо заузима целу запремину кесе.

Метални натријум тада реагује са другим компонентама да би га неутрализовао, јер је у свом чистом стању отрован.

Референце

1. Валтер Ј. Мооре. (1963). Физичка хемија. Ин Хемијска кинетика. Четврто издање, Лонгманс.
2. Ира Н. Левине. (2009). Принципи физикохемије. Шесто издање, стр. 479-540. Мц Грав Хилл.
3. УАвики. (23. децембра 2011). Молекуларно сударање-је. . Преузето 30. априла 2018. године са: ес.м.википедиа.орг
4. Гласстоне. (1970). Уџбеник физичке хемије. Ин Хемијска кинетика. Друго издање. Д. Ван Ностранд, Цомпани, Инц.
5. Др Анне Марие Хелменстине (8. марта 2017). Дефиниција хемијске кинетике. Преузето 30. априла 2018. године са: тхинкцо.цом
6. Академија Кан. (2018). Стопе реакција и закони о стопи. Преузето 30. априла 2018. године са: кханацадеми.орг
7. Герман Фернандез. (26. јула 2010). Хемијска кинетика. Преузето 30. априла 2018. године са: куимицафисица.цом