ĶĪMISKĀ KINĒTIKA: FAKTORI, REAKCIJAS SECĪBA UN PIELIETOJUMS - ĶĪMIJA - 2025

Par ķīmiskie kinētika ir pētījums par reakcijas likmes. Secināt eksperimentālos vai teorētiskos datus par molekulāro mehānismu, izmantojot likumus, kas izteikti ar matemātiskiem vienādojumiem. Mehānismi sastāv no virknes darbību, no kurām dažas ir ātras, bet citas - lēnas.

Lēnāko no tiem sauc par ātruma noteikšanas soli. Tāpēc kinētiskā ziņā ļoti svarīgi ir zināt starpposma sugas un šīs darbības darbības mehānismu. Viens no iepriekšminētajiem vizualizācijām ir pieņemt, ka reaģenti ir ievietoti pudelē un ka, reaģējot, produkti izplūst uz ārpusi.

Visbeidzot, produkti no pudeles mutes brīvi izdalās bez turpmākiem kinētiskiem traucējumiem. Raugoties no šī viedokļa, ir dažādu izmēru un dizaina pudeles. Tomēr viņiem visiem ir viens kopīgs elements: šaurs kakls, kas norāda uz reakcijas izšķirošo soli.

Ko pēta ķīmiskā kinētika?

Eksperimentāli šajā ķīmijas nozarē tiek pētītas ķīmiskajā reakcijā iesaistītās koncentrācijas variācijas, pamatojoties uz noteiktas īpašības mērīšanu.

Ķīmiskā kinētika ir ķīmijas nozare, kuras pārziņā ir visa informācija, ko var iegūt no reakcijas ātruma. Tās nosaukums aicina jūs iedomāties kabatas pulksteni, kas apzīmē procesa laiku neatkarīgi no tā, kur tas notiek: reaktorā, mākonī, upē, cilvēka ķermenī utt.

Visām ķīmiskajām reakcijām un līdz ar to arī visām pārvērtībām ir termodinamiski, līdzsvara un kinētiski aspekti. Termodinamika norāda, vai reakcija ir spontāna vai nē; līdzsvarot tā kvantitatīvās noteikšanas pakāpi; kinētika un apstākļi, kas labvēlīgi ietekmē tā ātrumu, kā arī dati par tā mehānismu.

Daudzus būtiskus ķīmiskās kinētikas aspektus var novērot ikdienas dzīvē: ledusskapī, kas sasaldē pārtiku, lai samazinātu tā sadalīšanos, sasaldējot ūdeni, kas ir tā sastāvdaļa. Arī nogatavojot vīnus, kuru nogatavināšana tam piešķir patīkamas garšas.

Tomēr "molekulu laiks" ir ļoti atšķirīgs tā mazajos mērogos un ļoti atšķiras atkarībā no daudziem faktoriem (saišu skaita un veida, lieluma, matērijas stāvokļa utt.).

Tā kā laiks ir dzīve un tā ir arī nauda, ​​ārkārtīgi svarīgi ir zināt, kuri mainīgie lielumi ļauj ķīmiskajai reakcijai notikt pēc iespējas ātrāk. Tomēr dažreiz ir vēlams pretējais: ka reakcija notiek ļoti lēni, it īpaši, ja tā ir eksotermiska un pastāv eksplozijas risks.

Kādi ir šie mainīgie? Daži no tiem ir fiziski, piemēram, pie kāda spiediena vai temperatūras reaktorā vai sistēmā jābūt; un citi ir ķīmiski, piemēram, šķīdinātāja tips, pH, sāļums, molekulārā struktūra utt.

Tomēr pirms šo mainīgo atrašanas mums vispirms jāizpēta pašreizējās reakcijas kinētika.

Kā? Ar koncentrācijas variācijas palīdzību, kurai var sekot, ja tiek kvantificēts kāds īpašums, kas ir proporcionāls pirmajam. Vēstures gaitā metodes ir kļuvušas sarežģītākas, ļaujot veikt precīzākus un precīzākus mērījumus un ar aizvien īsākiem intervāliem.

Reakcijas ātrums

Lai noteiktu ķīmiskās reakcijas ātrumu, jāzina, kā jebkuras iesaistītās sugas koncentrācija laika gaitā mainās. Šis ātrums lielā mērā ir atkarīgs no daudziem faktoriem, bet vissvarīgākais ir tas, ka tas ir izmērāms tām reakcijām, kas notiek "lēnām".

Šeit vārds "lēnām" ir relatīvs un ir definēts visam, ko var izmērīt ar pieejamajiem instrumentālajiem paņēmieniem. Ja, piemēram, reakcija ir daudz ātrāka par iekārtas mērīšanas jaudu, tad tā nebūs kvantitatīva un tās kinētiku nevar izpētīt.

Tad reakcijas ātrumu nosaka pie jebkura procesa sliekšņa, pirms tas sasniedz līdzsvaru. Kāpēc? Tā kā līdzsvarā priekšējās reakcijas ātrums (produkta veidošanās) un apgrieztā reakcija (reaģenta veidošanās) ir vienādi.

Kontrolējot mainīgos lielumus, kas iedarbojas uz sistēmu, un attiecīgi arī tās kinētiku vai reakcijas ātrumu, var izvēlēties ideālus apstākļus, lai ģenerētu noteiktu produkta daudzumu vēlamajā un drošajā laikā.

No otras puses, šīs zināšanas atklāj molekulāro mehānismu, kas ir vērtīgs, palielinot reakcijas ražu.

Definīcija

Ātrums ir lieluma izmaiņas kā laika funkcija. Šajos pētījumos interese ir noteikt koncentrācijas variācijas, stundām un minūtēm paietot; nano, pico vai pat femtosekundēs ( ^10–15 s).

Tam var būt daudz vienību, bet visvienkāršākais un vienkāršākais ir M · s ^–1 vai kas ir vienāds ar mol / L · s. Neatkarīgi no tā vienībām tam vienmēr vajadzētu būt pozitīvai vērtībai, jo tas ir fizikāls lielums (piemēram, izmēri vai masa).

Tomēr pēc vienošanās reaģenta izzušanas ātrumam ir negatīva zīme, bet produkta izskatam - pozitīva zīme.

Bet, ja reaģentiem un produktiem ir savs ātrums, tad kā noteikt kopējo reakcijas ātrumu? Atbilde ir atrodama stehiometriskos koeficientos.

Vispārīgais vienādojums

Šis ķīmiskais vienādojums izsaka A un B reakciju, veidojot C un D:

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

Molārās koncentrācijas parasti izsaka kvadrātiekavās, tāpēc, piemēram, A sugu koncentrāciju raksta kā. Tādējādi katras iesaistītās ķīmiskās sugas reakcijas ātrums ir:

Saskaņā ar matemātisko vienādojumu, ir četri ceļi, kā sasniegt reakcijas ātrumu: mēra jebkura reaģenta (A vai B) vai produkta (C vai D) koncentrācijas izmaiņas.

Tad ar vienu no šīm vērtībām un tās pareizo stehiometrisko koeficientu dala ar pēdējo un tādējādi iegūst reakcijas ātrumu rxn.

Tā kā reakcijas ātrums ir pozitīvs lielums, negatīvā zīme reizina reaģentu negatīvās ātruma vērtības; šī iemesla dēļ koeficienti a un b tiek reizināti ar (-1).

Piemēram, ja A izzušanas ātrums ir - (5M / s) un tā stehiometriskais koeficients a ir 2, tad ātrums rxn ir vienāds ar 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Deserta piemērs

Ja produkts būtu deserts, sastāvdaļas pēc analoģijas būtu reaģenti; un ķīmiskais vienādojums, recepte:

7 cepumi + 3 cepumi + 1 saldējums => 1 deserts

Ātrumi katrai saldajai sastāvdaļai un pats deserts ir:

Tādējādi deserta pagatavošanas ātrumu var noteikt, mainot vai nu sīkdatnes, cepumus, saldējumu vai pašu komplektu; tad to dalot ar tā stehiometriskajiem koeficientiem (7, 3, 1 un 1). Tomēr viens no maršrutiem var būt vieglāks par otru.

Piemēram, ja mēra, kā tas palielinās dažādos laika intervālos, šie mērījumi var būt sarežģīti.

No otras puses, to skaita vai dažu īpašību dēļ var būt ērtāk un praktiskāk izmērīt izmērus nekā cepumu vai saldējuma koncentrācijai.

Kā to noteikt

Ņemot vērā vienkāršo reakciju A => B, ja, piemēram, ūdens šķīdumā A ir zaļa krāsa, tad tas ir atkarīgs no tā koncentrācijas. Tā kā A kļūst B, zaļā krāsa izzūd, un, ja šī izzušana tiek noteikta skaitļos, tad var iegūt vs t līkni.

No otras puses, ja B ir skāba viela, šķīduma pH nokrītas līdz vērtībām zem 7. Tādējādi, pazeminoties pH, grafiks vs t tiek iegūts secīgi. Tad, uzliekot abus grafikus, mēs redzam kaut ko līdzīgu:

Diagrammā parādīts, kā tas laika gaitā samazinās, jo tiek patērēts, un kā līkne palielinās ar pozitīvu slīpumu, jo tas ir produkts.

Tiek arī atzīts, ka tam ir tendence uz nulli (ja nav līdzsvara) un ka tas sasniedz maksimālo vērtību, ko nosaka stehiometrija, un ja reakcija ir pabeigta (viss A tiek patērēts).

Gan A, gan B reakcijas ātrums ir pieskares līnija abās no šīm līknēm; citiem vārdiem sakot, atvasinājums.

Faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu

Ķīmisko sugu raksturs

Ja visas ķīmiskās reakcijas notiktu uzreiz, to kinētiskie pētījumi neeksistētu. Daudziem ir tik liels ātrums, ka tos nevar izmērīt; tas ir, tie nav izmērāmi.

Tādējādi reakcijas starp joniem parasti ir ļoti ātras un pilnīgas (ar iznākumu aptuveni 100%). No otras puses, tiem, kas saistīti ar organiskiem savienojumiem, vajadzīgs zināms laiks. Pirmā veida reakcija ir šāda:

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

Spēcīga elektrostatiskā mijiedarbība starp joniem veicina ātru ūdens un nātrija sulfāta veidošanos. Tā vietā otrā veida reakcija ir, piemēram, etiķskābes esterifikācija:

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

Lai arī veidojas arī ūdens, reakcija nav tūlītēja; pat labvēlīgos apstākļos to pabeigšana prasa vairākas stundas.

Tomēr citi mainīgie lielākoties ietekmē reakcijas ātrumu: reaģentu koncentrācija, temperatūra, spiediens un katalizatoru klātbūtne.

Reaģenta koncentrācija

Ķīmiskajā kinētikā pētāmo telpu, kas atdalīta no bezgalības, sauc par sistēmu. Piemēram, reaktoru, vārglāzi, kolbu, mākoni, zvaigzni utt. Var uzskatīt par pētāmo sistēmu.

Tādējādi sistēmā molekulas nav statiskas, bet drīzāk "pārvietojas" uz visiem tās stūriem. Dažos no šiem pārvietojumiem tas saduras ar citu molekulu, lai atgrieztos atpakaļ vai ražotu produktus.

Tad sadursmju skaits ir proporcionāls reaģentu koncentrācijai. Attēlā parādīts, kā sistēma mainās no zemas uz augstu koncentrāciju.

Turklāt, jo vairāk notiek sadursmes, jo lielāks ir reakcijas ātrums, jo palielinās divu molekulu reaģēšanas iespējas.

Ja reaģenti ir gāzveida, tad ar spiediena mainīgo lielumu rīkojas un tas ir saistīts ar gāzes koncentrāciju, pieņemot jebkuru no daudzajiem esošajiem vienādojumiem (piemēram, ideālo gāzi); Vai arī tiek samazināts sistēmas tilpums, lai palielinātu gāzu molekulu sadursmes iespējas.

Temperatūra

Kaut arī sadursmju skaits palielinās, ne visām molekulām ir nepieciešamā enerģija, lai pārsniegtu procesa aktivizācijas enerģiju.

Šeit svarīga loma ir temperatūrai: tā veic molekulu termiskās paātrināšanas funkciju, lai tās saduras ar vairāk enerģijas.

Tādējādi reakcijas ātrums parasti divkāršojas par katriem 10 ° C sistēmas temperatūras paaugstināšanās. Tomēr visās reakcijās tas ne vienmēr notiek. Kā paredzēt šo pieaugumu? Arrhenius vienādojums atbild uz jautājumu:

d (lnK) / dT = E / (RT ² )

K ir ātruma konstante temperatūrā T, R ir gāzes konstante un E ir aktivizācijas enerģija. Šī enerģija norāda uz enerģijas barjeru, kurai reaģējošajām vielām jābūt izmērītām, lai reaģētu.

Lai veiktu kinētisko pētījumu, ir jāuztur nemainīga temperatūra un bez katalizatoriem. Kas ir katalizatori? Tās ir ārējas sugas, kas piedalās reakcijā, bet netiek patērētas, un tās samazina aktivizācijas enerģiju.

Attēlā parādīts glikozes reakcijas ar skābekli katalīzes jēdziens. Sarkanā līnija apzīmē aktivizācijas enerģiju bez enzīma (bioloģiskā katalizatora), savukārt zilā līnija parāda aktivizācijas enerģijas samazināšanos.

Reakcijas secība ķīmiskajā kinētikā

Ķīmiskajā vienādojumā ar reakcijas mehānismu saistītie stehiometriskie indeksi nav vienādi ar vienāda lieluma indeksiem. Ķīmiskās reakcijas parasti ir pirmās vai otrās kārtas, reti trešās vai augstākas.

Kas tas ir? Tā kā trīs enerģētiski ierosinātu molekulu sadursmes ir maz ticamas, un četrkāršu vai četrkāršu sadursmju ir vēl vairāk, ja varbūtība ir bezgalīga. Ir iespējamas arī frakcionētas reakcijas. Piemēram:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl

Reakcija ir pirmā secība vienā virzienā (no kreisās uz labo) un otrā kārtība otrā (no labās uz kreiso), ja tā tiek uzskatīta par līdzsvaru. Kaut arī šāds līdzsvars ir otrais secība abos virzienos:

2HI <=> H ₂ + I ₂

Molekulārā un reakcijas secība ir vienāda? Nē. Molekulārība ir molekulu skaits, kas reaģē, veidojot produktus, un kopējā reakcijas secība ir tāda pati kā reaģenti, kas iesaistīti ātrumu noteikšanas posmā.

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

Neskatoties uz to, ka šai reakcijai ir augsti stehiometriski rādītāji (molekulitāte), tā faktiski ir otrās kārtas reakcija. Citiem vārdiem sakot, ātruma noteikšanas solis ir otrās kārtas.

Reakcijas bez nulles

Tās rodas neviendabīgu reakciju gadījumā. Piemēram: starp šķidrumu un cietu vielu. Tādējādi ātrums nav atkarīgs no reaģentu koncentrācijas.

Tāpat, ja reaģenta reakcijas secība ir nulle, tas nozīmē, ka tas nepiedalās ātruma noteikšanas posmā, bet gan ātrajā.

Pirmās kārtas reakcija

A => B

Pirmās kārtas reakciju regulē šāds likmju likums:

V = k

Ja A koncentrācija divkāršojas, reakcijas ātrums V dubultojas. Tāpēc ātrums ir proporcionāls reaģenta koncentrācijai reakcijas noteikšanas posmā.

Otrās kārtas reakcija

2A => B

A + B => C

Šāda veida reakcijās ir iesaistītas divas sugas, tāpat kā divos tikko uzrakstītajos ķīmiskajos vienādojumos. Reakciju ātruma likumi ir:

V = k ²

V = k

Pirmajā reakcijas ātrums ir proporcionāls A koncentrācijas kvadrātam, savukārt otrajā reakcija notiek tieši tāpat kā pirmās kārtas reakcijās: ātrums ir tieši proporcionāls gan A, gan B koncentrācijai.

Reakcijas secība pret molekulitāti

Saskaņā ar iepriekšējo piemēru, stehiometriskie koeficienti var sakrist vai nesakrist ar reakcijas secībām.

Tomēr tas notiek elementārām reakcijām, kas nosaka jebkura reakcijas posma molekulāro mehānismu. Šajās reakcijās koeficienti ir vienādi ar iesaistīto molekulu skaitu.

Piemēram, A molekula reaģē ar vienu no B, veidojot C molekulu. Šeit reaktantu molekulitāte ir 1, un tāpēc ātruma likuma izteiksmē tie sakrīt ar reakcijas pavēlēm.

No tā izriet, ka molekulitātei vienmēr jābūt veselam skaitlim un, iespējams, mazākam par četriem.

Kāpēc? Tā kā caurlaides mehānismā ir maz ticams, ka vienlaikus piedalās četras molekulas; divi no tiem vispirms varētu reaģēt, un tad atlikušie divi reaģētu ar šo produktu.

Matemātiski šī ir viena no galvenajām atšķirībām starp reakcijas secību un molekulitāti: reakcijas kārtībai var būt frakcionētas vērtības (1/2, 5/2 utt.).

Tas notiek tāpēc, ka pirmais atspoguļo tikai to, kā sugu koncentrācija ietekmē ātrumu, bet nevis to, kā to molekulas iejaucas procesā.

Lietojumprogrammas

- Tas ļauj noteikt laiku, kad zāles paliek ķermenī pirms pilnīgas metabolizācijas. Tāpat, pateicoties kinētiskajiem pētījumiem, fermentatīvo katalīzi var izmantot kā zaļās metodes, salīdzinot ar citiem katalizatoriem, kuriem ir negatīva ietekme uz vidi; vai arī izmantojams neskaitāmos rūpniecības procesos.

- Automobiļu rūpniecībā, īpaši motoros, kur transportlīdzekļa iedarbināšanai ātri jāveic elektroķīmiskās reakcijas. Arī izplūdes caurulēs, kurām ir katalītiskie neitralizatori, lai optimālajā laikā kaitīgās gāzes CO, NO un NO _x pārveidotu CO ₂ , H ₂ O, N ₂ un O ₂ .

2NaN ₃ (s) = 2NaN (s) + 3N ₂ (g)

-Tā ir reakcija, kuras dēļ gaisa spilveni piepūšas, “drošības spilveni”, kad transportlīdzekļi saduras. Kad riepas smagi bremzējas, detektors elektriski detonē nātrija azīdu, NaN ₃ . Šis reaģents "eksplodē", izdalot N ₂ , kas ātri aizņem visu maisa tilpumu.

Metāliskais nātrijs reaģē ar citiem komponentiem, lai to neitralizētu, jo tīrā stāvoklī tas ir indīgs.

Atsauces

1. Valters J. Mūrs. (1963). Fizikālā ķīmija. Ķīmiskajā kinētikā. Ceturtais izdevums, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Fizikāli ķīmijas principi. Sestais izdevums, 479.-540. Lpp. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (2011. gada 23. decembris). Molekulāras-sadursmes-ir. . Saņemts 2018. gada 30. aprīlī no: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Fizikālās ķīmijas mācību grāmata. Ķīmiskajā kinētikā. Otrais izdevums. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. gada 8. marts). Ķīmiskās kinētikas definīcija. Saņemts 2018. gada 30. aprīlī no vietnes: domaco.com
6. Hanas akadēmija. (2018). Reakcijas ātrums un likumi. Saņemts 2018. gada 30. aprīlī no: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (2010. gada 26. jūlijs). Ķīmiskā kinētika. Saņemts 2018. gada 30. aprīlī no vietnes: quimicafisica.com