CHEMICKÁ KINETIKA: FAKTORY, POŘADÍ REAKCE A APLIKACE - CHEMIE - 2025

Tyto chemická kinetika je studium reakčních rychlostí. Odečtěte experimentální nebo teoretická data o molekulárním mechanismu pomocí zákonů vyjádřených matematickými rovnicemi. Mechanismy se skládají z řady kroků, z nichž některé jsou rychlé a některé pomalé.

Nejpomalejší z nich se nazývá krok určující rychlost. Znalost meziproduktů a operačního mechanismu tohoto kroku je proto z kinetického hlediska velmi důležitá. Jednou vizualizací výše uvedeného je předpokládat, že činidla jsou uzavřena v láhvi a že při reakci produkty unikají ven.

Nakonec se produkty volně objevují z úst láhve bez dalších kinetických překážek. Z tohoto pohledu existují láhve mnoha velikostí a vzorů. Všichni však mají jeden společný prvek: úzký krk, indikátor rozhodujícího kroku reakce.

Co studuje chemická kinetika?

Experimentálně toto odvětví chemie studuje variace koncentrací zapojené do chemické reakce na základě měření specifické vlastnosti.

Chemická kinetika je odvětví chemie pověřené studiem všech informací, které lze odvodit z rychlosti reakce. Jeho jméno vás zve, abyste si představili kapesní hodinky, které označují čas procesu, bez ohledu na to, kde k němu dojde: v reaktoru, v cloudu, v řece, v lidském těle atd.

Všechny chemické reakce, a tedy i všechny transformace, mají termodynamické, rovnovážné a kinetické aspekty. Termodynamika naznačuje, zda je reakce spontánní nebo ne; rovnováhu, její stupeň kvantifikace; a kinetika podmínek, které upřednostňují jeho rychlost a také údaje o jeho mechanismu.

V každodenním životě lze pozorovat mnoho základních aspektů chemické kinetiky: v lednici, která zmrazuje potraviny, aby se snížil její rozklad zmrazením vody, která je její součástí. Také při zrání vín, jejichž stárnutí mu dodává příjemnou chuť.

„Čas molekul“ se však ve svých malých měřítcích velmi liší a značně se liší podle mnoha faktorů (počet a typy vazeb, velikosti, stavy atd.).

Protože čas je život a jsou to také peníze, je velmi důležité vědět, které proměnné umožňují, aby chemická reakce probíhala co nejrychleji. Někdy je však žádoucí opak: reakce probíhá velmi pomalu, zejména pokud je exotermická a existuje nebezpečí výbuchu.

Jaké jsou tyto proměnné? Některé jsou fyzikální, například při jakém tlaku nebo teplotě by měl mít reaktor nebo systém; a další jsou chemické, jako je typ rozpouštědla, pH, slanost, molekulární struktura atd.

Než však najdeme tyto proměnné, musíme nejprve studovat kinetiku současné reakce.

Jak? Prostřednictvím variace koncentrace, kterou lze sledovat, je-li kvantifikována určitá vlastnost, která je úměrná první. V průběhu historie byly metody sofistikovanější, umožňovaly přesnější a přesnější měření a ve stále kratších intervalech.

Reakční rychlost

Pro stanovení rychlosti chemické reakce je nezbytné vědět, jak se koncentrace v průběhu času mění u kteréhokoli ze zúčastněných druhů. Tato rychlost do značné míry závisí na mnoha faktorech, ale nejdůležitější je, že je měřitelná pro reakce, které se vyskytují „pomalu“.

Zde je slovo „pomalu“ relativní a je definováno pro vše, co lze měřit pomocí dostupných instrumentálních technik. Pokud je například reakce mnohem rychlejší než měřicí kapacita zařízení, nebude to kvantitativní a jeho kinetiku nelze studovat.

Potom je reakční rychlost stanovena na prahu jakéhokoli procesu před tím, než dosáhne rovnováhy. Proč? Protože v rovnováze jsou rychlost dopředné reakce (tvorba produktu) a zpětné reakce (tvorba reaktantu) stejná.

Řídením proměnných, které působí na systém, a v důsledku toho jeho kinetikou nebo rychlostí reakce, lze vybrat ideální podmínky pro vytvoření určitého množství produktu v nejžádanějším a nejbezpečnějším čase.

Na druhé straně tato znalost odhaluje molekulární mechanismus, který je cenný při zvyšování výtěžku reakce.

Definice

Rychlost je změna velikosti jako funkce času. U těchto studií spočívá zájem na stanovení variace koncentrace v průběhu hodin a minut; nano, pico nebo dokonce femtosekundy (10 - ¹⁵ s).

Může mít mnoho jednotek, ale nejjednodušší a nejjednodušší ze všech je M · s ^-1, nebo co se rovná mol / L · s. Bez ohledu na své jednotky by měla mít vždy kladnou hodnotu, protože se jedná o fyzickou veličinu (jako jsou rozměry nebo hmotnost).

Konvenčně však míra zmizení reakčního činidla má negativní znaménko a rychlost výskytu produktu má pozitivní znaménko.

Ale pokud reaktanty a produkty mají své vlastní rychlosti, jak zjistit celkovou reakční rychlost? Odpověď je ve stechiometrických koeficientech.

Obecná rovnice

Následující chemická rovnice vyjadřuje reakci A a B na formy C a D:

a A + b B => c C + dD

Molární koncentrace jsou obvykle vyjádřeny v hranatých závorkách, takže například koncentrace druhu A je psána jako. Reakční rychlost pro každý ze zúčastněných chemických druhů je tedy:

Podle matematické rovnice existují čtyři cesty k dosažení reakční rychlosti: měří se změna koncentrace některého z reakčních složek (A nebo B) nebo produktů (C nebo D).

Poté, s jednou z těchto hodnot a se správným stechiometrickým koeficientem, vydělte druhou a získejte reakční rychlost rxn.

Protože reakční rychlost je kladná veličina, záporné znaménko násobí záporné hodnoty reakčních složek; z tohoto důvodu jsou koeficienty aab vynásobeny (-1).

Například, pokud rychlost zmizení A je - (5M / s) a jeho stechiometrický koeficient a je 2, pak se rychlost rxn rovná 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Příklad zákusku

Pokud by byl produkt dezert, byly by složkami analogicky činidla; a chemická rovnice, recept:

7 sušenek + 3 sušenky + 1 zmrzlina => 1 dezert

A rychlost pro každou ze sladkých ingrediencí a samotný dezert jsou:

Rychlost, s jakou je dezert vyroben, tak může být určena s variací buď sušenek, sušenek, zmrzliny, nebo samotné sady; poté je děleno stechiometrickými koeficienty (7, 3, 1 a 1). Jedna z cest však může být jednodušší než druhá.

Například pokud změříte, jak se zvyšuje v různých časových intervalech, mohou být tato měření komplikovaná.

Na druhé straně může být vhodnější a praktičtější měřit, vzhledem k jejich počtu nebo některým z jejich vlastností, které usnadňují stanovení jejich koncentrace, než je koncentrace sušenek nebo zmrzliny.

Jak to zjistit

Vzhledem k jednoduché reakci A => B, pokud A například ve vodném roztoku vykazuje zelené zbarvení, pak to závisí na jeho koncentraci. Tak, jak se A stává B, zelená barva zmizí, a pokud je toto vymizení kvantifikováno, lze získat křivku vs t.

Na druhé straně, pokud B je kyselý druh, pH roztoku klesne na hodnoty pod 7. Tedy, ze snížení pH se získá graf vs t postupně. Pak překrývají oba grafy můžeme vidět něco jako následující:

Graf ukazuje, jak v průběhu času klesá, protože je spotřebován, a jak se křivka zvyšuje s pozitivním sklonem, protože je produktem.

Je také vidět, že má sklon k nule (pokud není rovnováha) a že dosahuje maximální hodnoty řízené stechiometrií a pokud je reakce kompletní (vše A je spotřebováno).

Reakční rychlost obou A a B je tečná linie na jedné z těchto křivek; jinými slovy derivát.

Faktory ovlivňující rychlost reakce

Povaha chemických druhů

Pokud by byly všechny chemické reakce okamžité, jejich kinetické studie by neexistovaly. Mnoho z nich má rychlosti tak vysoké, že je nelze měřit; to znamená, že nejsou měřitelné.

Reakce mezi ionty jsou tedy obvykle velmi rychlé a úplné (s výtěžkem kolem 100%). Na druhé straně ti, kteří zahrnují organické sloučeniny, vyžadují nějaký čas. Reakce prvního typu je:

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

Silné elektrostatické interakce mezi ionty podporují rychlou tvorbu vody a síranu sodného. Místo toho je reakcí druhého typu například esterifikace kyseliny octové:

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

I když se také tvoří voda, reakce není okamžitá; i za příznivých podmínek trvá dokončení několika hodin.

Avšak jiné proměnné mají větší vliv na rychlost reakce: koncentrace reakčních složek, teplota, tlak a přítomnost katalyzátorů.

Koncentrace činidla

V chemické kinetice se studovaný prostor, oddělený od nekonečna, nazývá systém. Za studovaný systém lze například považovat reaktor, kádinka, baňku, mrak, hvězdu atd.

V systému tedy molekuly nejsou statické, ale spíše „cestují“ do všech svých rohů. V některých z těchto přemístění se srazí s jinou molekulou, aby odrazila zpět nebo vytvořila produkty.

Pak je počet kolizí úměrný koncentraci reaktantů. Výše uvedený obrázek ukazuje, jak se systém mění z nízkých na vysoké koncentrace.

Čím více je kolizí, tím vyšší je reakční rychlost, protože se zvyšuje šance na reakci dvou molekul.

Pokud jsou reaktanty plynné, pak se s tlakovou proměnnou pracuje a souvisí s koncentrací plynu za předpokladu kterékoli z mnoha existujících rovnic (jako je ideální plyn); Nebo se objem systému sníží, aby se zvýšila šance, že se plynné molekuly srazí.

Teplota

I když se počet srážek zvyšuje, ne všechny molekuly mají energii potřebnou k překročení aktivační energie procesu.

Zde hraje důležitou roli teplota: vykonává funkci tepelného urychlování molekul, takže se srazí s více energií.

Rychlost reakce se tedy obvykle zdvojnásobí za každé zvýšení teploty systému o 10 ° C. U všech reakcí to však není vždy pravda. Jak předpovídat tento nárůst? Arrheniova rovnice odpovídá na otázku:

d (lnK) / dT = E / (RT ²)

K je rychlostní konstanta při teplotě T, R je plynová konstanta a E je aktivační energie. Tato energie ukazuje na energetickou bariéru, kterou musí reaktanty škálovat, aby reagovaly.

Aby bylo možné provést kinetickou studii, je nutné udržovat teplotu konstantní a bez katalyzátorů. Co jsou to katalyzátory? Jsou to vnější druhy, které se účastní reakce, ale nejsou spotřebovány a které snižují aktivační energii.

Výše uvedený obrázek ilustruje koncept katalýzy pro reakci glukózy s kyslíkem. Červená čára představuje aktivační energii bez enzymu (biologický katalyzátor), zatímco u ní modrá čára ukazuje pokles aktivační energie.

Pořadí reakcí v chemické kinetice

V chemické rovnici nejsou stechiometrické indexy, vztahující se k reakčnímu mechanismu, rovny indexům jejich pořadí. Chemické reakce mají obvykle první nebo druhý řád, zřídka třetí řád nebo vyšší.

Co je to? Protože srážky tří energeticky vzrušených molekul jsou nepravděpodobné a čtyřnásobné nebo pětinásobné srážky jsou ještě větší, kde je pravděpodobnost nekonečná. Jsou možné i frakční příkazy reakce. Například:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl

Reakce je prvního řádu v jednom směru (zleva doprava) a druhého řádu v druhém (zleva doprava), pokud je považována za rovnováhu. Následující rovnováha je druhým řádem v obou směrech:

2HI <=> H ₂ + I ₂

Molekularita a pořadí reakcí stejné? Ne. Molekularita je počet molekul, které reagují za vzniku produktů, a celkové pořadí reakcí je stejné pořadí reakčních složek zapojených do kroku určujícího rychlost.

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

Tato reakce, přestože má vysoké stechiometrické indexy (molekula), je ve skutečnosti reakcí druhého řádu. Jinými slovy, krok určující rychlost je druhý řád.

Reakce nulového řádu

Vyskytují se v případě heterogenních reakcí. Například: mezi kapalinou a pevnou látkou. Rychlost tedy nezávisí na koncentracích reaktantů.

Podobně, pokud má reaktant reakční pořadí nula, znamená to, že se neúčastní kroku určování rychlosti, ale rychlých.

Reakce prvního řádu

A => B

Reakce prvního řádu se řídí následujícím zákonem o sazbách:

V = k

Pokud se koncentrace A zdvojnásobí, rychlost reakce V se zdvojnásobí. Rychlost je proto úměrná koncentraci činidla v určovacím kroku reakce.

Reakce druhého řádu

2A => B

A + B => C

Do tohoto typu reakce jsou zapojeny dva druhy, stejně jako ve dvou právě napsaných chemických rovnicích. Zákony o rychlosti reakcí jsou:

V = k ²

V = k

V první je reakční rychlost úměrná druhé mocnině koncentrace A, zatímco ve druhé je to stejné jako v reakcích prvního řádu: rychlost je přímo úměrná koncentrací obou A a B.

Pořadí reakcí vs. molekularita

Podle předchozího příkladu se stechiometrické koeficienty mohou nebo nemusí shodovat s řády reakce.

K tomu však dochází u elementárních reakcí, které určují molekulární mechanismus jakéhokoli kroku v reakci. V těchto reakcích jsou koeficienty rovny počtu zúčastněných molekul.

Například molekula A reaguje s jedním z B za vzniku molekuly C. Zde je molekula 1 pro reaktanty, a proto se při vyjádření rychlostního zákona shodují s reakčním pořádkem.

Z toho vyplývá, že molekularita musí být vždy celé a pravděpodobnostně menší než čtyři.

Proč? Protože v průchodu mechanismu je velmi nepravděpodobné, že se budou současně účastnit čtyři molekuly; dva z nich by mohli nejprve reagovat, a pak zbývající dva by reagovat s tímto produktem.

Matematicky je to jeden z hlavních rozdílů mezi reakčním pořádkem a molekulárností: reakční pořadí může nabývat zlomkových hodnot (1/2, 5/2 atd.).

Je to proto, že první odráží pouze to, jak koncentrace druhu ovlivňuje rychlost, ale ne to, jak jejich molekuly zasahují do procesu.

Aplikace

- Umožňuje určit dobu, po kterou lék zůstává v těle před jeho úplnou metabolizací. Podobně díky kinetickým studiím lze enzymatickou katalýzu sledovat jako zelené metody ve srovnání s jinými katalyzátory s negativním dopadem na životní prostředí; nebo také k použití v nesčetných průmyslových procesech.

- V automobilovém průmyslu, zejména v motorech, kde musí být rychle zahájeny elektrochemické reakce, aby se vozidlo mohlo nastartovat. Také ve svých výfukových trubkách, které mají katalyzátory pro přeměnu škodlivých plynů CO, NO a NO _x na CO ₂, H ₂ O, N ₂ a O ₂ během optimálního času.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3N ₂ (g)

-Je to reakce za to, proč se airbagy nafouknou, „airbagy“, když se vozidla srazí. Když pneumatiky prudce zabrzdí, detektor elektricky detonuje azid sodný NaN ₃. Toto činidlo „exploduje“ uvolněním N ₂, které rychle zabírá celý objem vaku.

Kovový sodík pak reaguje s dalšími složkami, aby jej neutralizoval, protože ve svém čistém stavu je jedovatý.

Reference

1. Walter J. Moore. (1963). Fyzikální chemie. V chemické kinetice. Čtvrté vydání, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Základy fyzikální chemie. Šesté vydání, str. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23. prosince 2011). Molekulární srážky jsou.. Citováno z 30. dubna 2018, z: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Učebnice fyzikální chemie. V chemické kinetice. Druhé vydání. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8. března 2017). Definice chemické kinetiky. Citováno z 30. dubna 2018, z: thinkco.com
6. Khan Academy. (2018). Reakční sazby a zákony o rychlosti. Citováno z 30. dubna 2018, z: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26. července 2010). Chemická kinetika. Citováno z 30. dubna 2018, z: quimicafisica.com