KEMISK KINETIK: FAKTORER, REAKTIONSORDNING OCH TILLÄMPNINGAR - KEMI - 2025

Den kemiska kinetiken är studien av reaktionshastigheter. Dra experimentella eller teoretiska data om molekylmekanismen genom lagar uttryckta med matematiska ekvationer. Mekanismer består av en serie steg, av vilka några är snabba och andra är långsamma.

Det långsammaste av dessa kallas hastighetsbestämningssteget. Därför är kunskapen om den mellanliggande arten och driftsmekanismen i detta steg mycket viktigt i kinetiska termer. En visualisering av ovanstående är att anta att reagensen är inneslutna i en flaska och att produkterna, när de reagerar, flyr till utsidan.

Slutligen kommer produkterna fritt ut från flaskans mun utan ytterligare kinetiska hinder. Ur detta perspektiv finns flaskor i många storlekar och mönster. Men alla har ett gemensamt element: en smal nacke, en indikator på reaktionens avgörande steg.

Vad studerar kemisk kinetik?

Experimentellt studerar denna gren av kemi de koncentrationsvariationer som är involverade i en kemisk reaktion, baserat på mätningen av en specifik egenskap.

Kemisk kinetik är den gren av kemi som ansvarar för att studera all information som kan härledas från reaktionshastigheten. Dess namn inbjuder dig att föreställa dig en fickur som markerar tiden för en process, oavsett var den inträffar: i en reaktor, i ett moln, i en flod, i människokroppen etc.

Alla kemiska reaktioner, och därför all transformation, har termodynamiska, jämvikts- och kinetiska aspekter. Termodynamik indikerar om en reaktion är spontan eller inte; balansera dess kvantifieringsgrad; och kinetik de förhållanden som gynnar dess hastighet och liksom uppgifterna om dess mekanism.

Många av de väsentliga aspekterna av kemisk kinetik kan observeras i vardagen: i kylen, som fryser mat för att minska nedbrytningen genom att frysa vattnet som är en del av det. Även vid mognad av vinerna, vars åldrande ger det sina behagliga smaker.

Men "molekylens tid" är mycket olika i sina små skalor och varierar enormt beroende på många faktorer (antal och typer av bindningar, storlekar, tillstånd av materia, etc.).

Eftersom tiden är liv, och det är också pengar, är det mycket viktigt att veta vilka variabler som tillåter en kemisk reaktion att fortsätta så snabbt som möjligt. Ibland önskas emellertid motsatsen: att reaktionen inträffar mycket långsamt, särskilt om den är exoterm och det finns risk för explosion.

Vilka är dessa variabler? Vissa är fysiska, till exempel vid vilket tryck eller temperatur en reaktor eller system bör ha; och andra är kemiska, såsom typen av lösningsmedel, pH, salthalt, molekylstruktur, etc.

Innan vi hittar dessa variabler måste vi emellertid först studera kinetiken för den aktuella reaktionen.

Hur? Genom variationen i koncentrationen, som kan följas om en specifik egenskap som är proportionell mot den första kvantifieras. Genom historien har metoder blivit mer sofistikerade, vilket möjliggör mer exakta och exakta mätningar och med allt kortare intervaller.

Reaktionshastighet

För att bestämma hastigheten på en kemisk reaktion är det nödvändigt att veta hur koncentrationen varierar över tiden för någon av de berörda arterna. Denna hastighet beror till stor del på många faktorer, men det viktigaste är att den är mätbar för de reaktioner som inträffar "långsamt".

Här är ordet "långsamt" relativt och definieras för allt som kan mätas med de tillgängliga instrumentteknikerna. Om till exempel reaktionen är mycket snabbare än mätkapaciteten för utrustningen, kommer den inte att vara kvantitativ och dess kinetik kan inte studeras.

Därefter bestäms reaktionshastigheten vid tröskeln för vilken process som helst innan den når jämvikt. Varför? Eftersom i jämvikt är hastigheten för framåtreaktionen (produktbildning) och omvänd reaktion (reaktantbildning) lika.

Genom att kontrollera variablerna som verkar på systemet, och följaktligen dess kinetik eller reaktionens hastighet, kan de ideala förhållandena väljas för att generera en viss mängd produkt under den mest önskade och säkra tiden.

Å andra sidan avslöjar denna kunskap molekylmekanismen, som är värdefull när man ökar utbytet av en reaktion.

Definition

Hastighet är förändringen av en magnitud som en funktion av tiden. För dessa studier ligger intresset i att bestämma variationen i koncentrationen när timmar och minuter går; nano, pico eller till och med femtosekunder ( ^10-15 sekunder).

Den kan ha många enheter, men det enklaste och lättaste av alla är M · s ^-1 , eller vad som är lika med mol / L · s. Oavsett enheter bör den alltid ha ett positivt värde, eftersom det är en fysisk kvantitet (som dimensioner eller massa).

Emellertid har konventionerna försvinnningshastigheterna för en reaktant ett negativt tecken, och de som ser ut för en produkt har ett positivt tecken.

Men om reaktanterna och produkterna har sina egna hastigheter, hur kan man bestämma den totala reaktionshastigheten? Svaret ligger i de stökiometriska koefficienterna.

Allmän ekvation

Följande kemiska ekvation uttrycker reaktionen mellan A och B för att bilda C och D:

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

Molkoncentrationer uttrycks vanligtvis i kvadratiska parenteser, så till exempel är koncentrationen av arter A skriven som. Således är reaktionshastigheten för var och en av de kemiska arterna som är involverade:

Enligt den matematiska ekvationen finns det fyra vägar för att nå reaktionshastigheten: variationen i koncentration för någon av reaktanterna (A eller B) eller av produkterna (C eller D) mäts.

Dela sedan med ett av dessa värden, och dess korrekta stökiometriska koefficient, med det senare och därmed erhålla reaktionshastigheten rxn.

Eftersom reaktionshastigheten är en positiv kvantitet multiplicerar det negativa tecknet reaktanternas negativa hastighetsvärden; av denna anledning multipliceras koefficienterna a och b med (-1).

Om till exempel försvinnningshastigheten för A är - (5M / s), och dess stökiometriska koefficient a är 2, är hastigheten rxn lika med 2,5 M / s ((-1/2) x 5).

Dessertexempel

Om produkten var en efterrätt skulle ingredienserna analogt vara reagensen; och den kemiska ekvationen, receptet:

7 kakor + 3 brownies + 1 glass => 1 efterrätt

Och hastigheterna för var och en av de söta ingredienserna och själva desserten är:

Således kan hastigheten med vilken desserten görs bestämmas med variationen av antingen kakorna, browniesna, glassen eller själva uppsättningen; sedan dela den med dess stökiometriska koefficienter (7, 3, 1 och 1). En av rutterna kan dock vara enklare än den andra.

Om du till exempel mäter hur den ökar med olika tidsintervall kan dessa mätningar vara komplicerade.

Å andra sidan kan det vara mer aktuellt och praktiskt att mäta, på grund av deras antal eller några av deras egenskaper som gör deras koncentration lättare att bestämma än för brownies eller glass.

Hur man bestämmer det

Med tanke på den enkla reaktionen A => B, om A, till exempel i vattenlösning, uppvisar en grön färg, beror detta på dess koncentration. När A blir B försvinner sålunda den gröna färgen, och om detta försvinnande kvantifieras, kan en vs t-kurva erhållas.

Å andra sidan, om B är en sur art, kommer lösningens pH att sjunka till värden under 7. Således, från minskningen i pH, erhålles grafen vs t i följd. Sedan överlagra båda graferna kan vi se något liknande följande:

Grafen visar hur den minskar över tiden, eftersom den konsumeras och hur kurvan ökar med en positiv lutning eftersom det är produkten.

Det kan också ses att det tenderar att nollas (om det inte finns någon jämvikt) och att det når ett maximivärde som styrs av stökiometri och om reaktionen är fullbordad (all A förbrukas).

Reaktionshastigheten för både A och B är tangentlinjen på någon av dessa kurvor; med andra ord, derivatet.

Faktorer som påverkar reaktionshastigheten

Kemiska arters art

Om alla kemiska reaktioner var omedelbara skulle deras kinetiska studier inte existera. Många har hastigheter så höga att de inte kan mätas; de är inte mätbara.

Således är reaktionerna mellan jonerna vanligtvis mycket snabba och fullständiga (med ett utbyte på omkring 100%). Å andra sidan kräver de som involverar organiska föreningar lite tid. En reaktion av den första typen är:

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

De starka elektrostatiska växelverkningarna mellan jonerna gynnar snabb bildning av vatten och natriumsulfat. Istället är en reaktion av den andra typen till exempel förestring av ättiksyra:

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

Även om vatten också bildas är reaktionen inte direkt; även under gynnsamma förhållanden tar det flera timmar att slutföra.

Andra variabler har emellertid mer påverkan på reaktionens hastighet: koncentration av reaktanterna, temperatur, tryck och närvaro av katalysatorer.

Reagenskoncentration

I kemisk kinetik kallas utrymmet som studeras, separerat från oändlighet, ett system. Till exempel kan en reaktor, en bägare, en kolv, ett moln, en stjärna, etc. betraktas som det system som studeras.

Således är molekylerna i systemet inte statiska utan snarare "reser" till alla dess hörn. I några av dessa förskjutningar kolliderar det med en annan molekyl för att studsa tillbaka eller producera produkter.

Då är antalet kollisioner proportionerliga med koncentrationen av reaktanterna. Bilden ovan illustrerar hur systemet ändras från låga till höga koncentrationer.

Ju fler kollisioner det är, desto högre reaktionshastighet, eftersom chansen att två molekyler reagerar ökar.

Om reaktanterna är gasformiga, hanteras tryckvariabeln och är relaterad till gaskoncentrationen under antagande av någon av de många befintliga ekvationerna (t.ex. den ideala gasen); Eller så reduceras systemets volym för att öka chansen att gasformiga molekyler kolliderar.

Temperatur

Även om antalet kollisioner ökar har inte alla molekyler den energi som krävs för att överskrida processens aktiveringsenergi.

Det är här temperaturen spelar en viktig roll: den utför funktionen att termiskt accelerera molekylerna så att de kolliderar med mer energi.

Således fördubblas reaktionshastigheten generellt för varje 10 ° C ökning i systemtemperatur. Men för alla reaktioner är detta inte alltid fallet. Hur förutspår denna ökning? Arrhenius-ekvationen svarar på frågan:

d (LNK) / dT = E / (RT ² )

K är hastighetskonstanten vid temperaturen T, R är gasens konstant och E är aktiveringsenergin. Denna energi är en indikation på energibarriären som reaktanterna måste skala för att reagera.

För att genomföra en kinetisk studie är det nödvändigt att hålla temperaturen konstant och utan katalysatorer. Vad är katalysatorer? Det är externa arter som deltar i reaktionen men som inte konsumeras, och som minskar aktiveringsenergin.

Bilden ovan illustrerar begreppet katalys för reaktion av glukos med syre. Den röda linjen representerar aktiveringsenergin utan enzymet (biologisk katalysator), medan den blå linjen med den visar en minskning av aktiveringsenergin.

Reaktionsordning i kemisk kinetik

I en kemisk ekvation är de stökiometriska indexen, relaterade till reaktionsmekanismen, inte lika med indexen i samma ordning. Kemiska reaktioner har vanligtvis första eller andra ordning, sällan tredje ordning eller högre.

För vad är det här? Eftersom kollisionerna mellan tre energiskt upphetsade molekyler är osannolika, och fyrdubbla eller fyrkantiga kollisioner är ännu mer, där sannolikheten är oändlig. Fraktionella reaktionsorder är också möjliga. Till exempel:

NH ₄ Cl <=> NH ₃ + HCl

Reaktionen är första ordningen i en riktning (från vänster till höger) och andra ordningen i den andra (från höger till vänster) om den anses vara en jämvikt. Medan följande jämvikt är andra ordningen i båda riktningarna:

2Hi <=> H ₂ + I ₂

Molekularitet och reaktionsordning är densamma? Nej. Molekularitet är antalet molekyler som reagerar för att producera produkter, och den totala reaktionsordningen är samma ordning som reaktanterna involverade i det hastighetsbestämande steget.

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

Denna reaktion, trots att den har höga stökiometriska index (molekularitet), är faktiskt en andra ordningsreaktion. Med andra ord är hastighetsbestämningssteget andra ordningen.

Nollordningsreaktioner

De förekommer vid heterogena reaktioner. Till exempel: mellan en vätska och ett fast ämne. Således är hastigheten oberoende av koncentrationerna av reaktanterna.

På samma sätt, om en reaktant har en reaktionsordning på noll, betyder det att den inte deltar i det hastighetsbestämande steget, utan i det snabba steget.

Reaktion från första ordningen

A => B

En reaktion från första ordningen styrs av följande skattelag:

V = k

Om koncentrationen av A fördubblas fördubblas reaktionshastigheten V. Därför är hastigheten proportionell mot koncentrationen av reagenset i reaktionsbestämningssteget.

Reaktion från andra ordningen

2A => B

A + B => C

Två arter är involverade i denna typ av reaktion, precis som i de två kemiska ekvationer som just skrivits. Snabblagarna för reaktionerna är:

V = k ²

V = k

I det första är reaktionshastigheten proportionell mot kvadratet för koncentrationen av A, medan i den andra händer samma som i första ordningens reaktioner: hastigheten är direkt proportionell mot koncentrationerna av både A och B.

Reaktionsordning mot molekylitet

Enligt det föregående exemplet kan de stökiometriska koefficienterna kanske eller inte sammanfalla med reaktionsordningarna.

Detta sker emellertid för elementära reaktioner, som bestämmer molekylmekanismen för vilket steg som helst i en reaktion. I dessa reaktioner är koefficienterna lika med antalet deltagande molekyler.

Till exempel reagerar en molekyl av A med en av B för att bilda en molekyl av C. Här är molekyliteten 1 för reaktanterna och därför i uttrycket av hastighetslagen sammanfaller de med reaktionsordningarna.

Av detta följer att molekulariteten alltid måste vara ett heltal, och sannolikt, mindre än fyra.

Varför? Eftersom det vid passagen av en mekanism är mycket osannolikt att fyra molekyler deltar samtidigt; två av dem kunde reagera först, och sedan skulle de återstående två reagera med den här produkten.

Matematiskt är detta en av de största skillnaderna mellan reaktionsordningar och molekylitet: en reaktionsordning kan ta fraktionsvärden (1/2, 5/2, etc.).

Detta beror på att de förstnämnda endast återspeglar hur koncentrationen av arten påverkar hastigheten, men inte hur deras molekyler ingriper i processen.

tillämpningar

- Det gör det möjligt att bestämma tiden för att ett läkemedel blir kvar i kroppen innan dess fullständiga metabolisering. På samma sätt, tack vare kinetiska studier, kan enzymatisk katalys följas som gröna metoder jämfört med andra katalysatorer med negativ miljöpåverkan. eller också för att användas i otaliga industriella processer.

- I fordonsindustrin, särskilt inom motorer, där elektrokemiska reaktioner måste utföras snabbt för att fordonet ska starta. Även i dess avgasrör, som har katalytiska omvandlare för att omvandla de skadliga gaserna CO, NO och NO _x till CO ₂ , H ₂ O, N ₂ och O ₂ under tids optimal.

2NaN ₃ (s) = 2Na (s) + 3N ₂ (g)

-Det är reaktionen bakom varför krockkuddar blåses upp, "krockkuddarna", när fordon kolliderar. När däcken bromsar hårt detonerar en detektor natriumaziden, NaN ₃ . Detta reagens "exploderar" frisättande N ₂ , som upptar hela volymen av påsen snabbt.

Metallnatriumet reagerar sedan med andra komponenter för att neutralisera det, eftersom det i sitt rena tillstånd är giftigt.

referenser

1. Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi. Inom kemisk kinetik. Fjärde upplagan, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Principer för fysikkemi. Sjätte upplagan, s. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23 december 2011). Molekyl kollisioner-is. . Hämtad 30 april 2018 från: es.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Lärobok för fysisk kemi. Inom kemisk kinetik. Andra upplagan. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8 mars 2017). Definition av kemisk kinetik. Hämtad den 30 april 2018 från: thoughtco.com
6. Khan akademin. (2018). Reaktionshastigheter och skattelagar. Hämtad den 30 april 2018 från: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26 juli 2010). Kemisk kinetik. Hämtad den 30 april 2018 från: quimicafisica.com