Kemiska kinetikfaktorer, reaktionsorder, applikationer

den kemisk kinetik Det är studien av hastigheterna i en reaktion. Det härledar experimentella eller teoretiska data om molekylmekanismen, genom lagar uttryckta av matematiska ekvationer. Mekanismerna består av en rad steg, varav några är snabba och andra sakta.

Den långsammaste av dessa kallas hastighetsbestämmande steg. Därför är det väldigt viktigt att veta mellanmedlet och operativ mekanismen i detta steg när det gäller kinetik. En visualisering av ovanstående är att anta att reagenserna är inneslutna i en flaska och att när de reagerar flyger produkterna utåt.

Slutligen kommer produkterna fritt genom flaskans mun utan ytterligare kinetiska hinder. Ur det här perspektivet finns flaskor av många storlekar och mönster. De har emellertid alla ett gemensamt gemensamt: en smal nacke, indikator för reaktionens bestämande steg.

index

• 1 Vad studerar kemisk kinetik?
• 2 Reaktionshastighet
  • 2.1 Definition
  • 2.2 Allmän ekvation
  • 2.3 Exempel på efterrätten
  • 2.4 Hur man bestämmer det
• 3 Faktorer som påverkar reaktionshastigheten
  • 3.1 Typ av kemiska arter
  • 3.2 Koncentration av reagenserna
  • 3.3 Temperatur
• 4 Reaktionsorder i kemisk kinetik
  • 4.1 Reaktioner av nollordning
  • 4.2 Första orderreaktionen
  • 4.3 Andra ordningens reaktion
  • 4.4 Order av reaktion vs molekyläritet
• 5 applikationer
• 6 referenser

Vad studerar kemisk kinetik?

Experimentellt studerar denna kemi av kemi koncentrationsvariationer som är inblandade i en kemisk reaktion, från mätningen av en specifik egenskap.

Kemisk kinetik är kemiens gren som ansvarar för att studera all information som kan härledas från reaktionshastigheten. Hans namn inbjuder dig att föreställa dig en fickur som markerar tidpunkten för en process, oavsett var det inträffar: i en reaktor, i moln, i en flod, i människokroppen etc..

Alla kemiska reaktioner och därmed all omvandling har termodynamiska, jämvikt och kinetiska aspekter. Termodynamik indikerar om en reaktion är spontan eller inte; balansen är graden av kvantifiering; och de kinetiska förhållandena som gynnar sin hastighet och såväl som data om dess mekanism.

Många av de väsentliga aspekterna av kemisk kinetik kan observeras i det dagliga livet: i kylskåpet, som fryser mat för att minska sönderdelningen genom att frysa vattnet som ingår i dem. Också i mognad av viner, vars åldrande ger dem sina trevliga smaker.

Men "molekyltiden" är väldigt annorlunda i sina små vågar och varierar enormt beroende på många faktorer (antal och typer av länkar, storlekar, materia, etc.).

Eftersom tiden är liv, och det är också pengar, är det väldigt viktigt att veta vilka variabler som tillåter en kemisk reaktion att fortsätta så fort som möjligt. Ibland är emellertid motsatsen önskvärt: att reaktionen sker mycket långsamt, speciellt om det är exotermt och det finns risk för explosion.

Vad är dessa variabler? Vissa är fysiska, till exempel vid vilket tryck eller temperatur en reaktor eller ett system måste ha; och andra är kemiska, såsom typen av lösningsmedel, pH, salthalt, molekylär struktur etc..

Men innan vi kommer upp med dessa variabler måste vi först undersöka kinetiken för den aktuella reaktionen.

Hur? Genom koncentrationsvariationen, som kan följas om en viss egenskap kvantifieras som är proportionell mot den första. Genom historien har metoderna blivit mer sofistikerade, vilket möjliggör mer exakta och exakta mätningar och med allt mindre intervall.

Reaktionshastighet

För att bestämma hastigheten på en kemisk reaktion är det nödvändigt att veta hur koncentrationen varierar över tiden hos någon av de berörda arterna. Denna hastighet beror i stor utsträckning på många faktorer, men det viktigaste är att det är mätbart för de reaktioner som sker "långsamt".

Här är ordet "långsamt" relativt och definieras för allt som kan mätas med tillgängliga instrumenttekniker. Om till exempel reaktionen är mycket snabbare än utrustningens mätkapacitet, blir den inte kvantitativ eller kan dess kinetik studeras..

Därefter bestäms reaktionshastigheten vid tröskeln till vilken som helst process innan den når jämvikt. Varför? Eftersom i jämvikt är hastigheten hos den direkta reaktionen (bildning av produkter) och den för omvända reaktionen (bildning av reaktanter) lika.

Styrning av variablerna som verkar på systemet, och följaktligen dess kinetik eller reaktionshastigheten, kan de ideala förhållandena väljas för att generera en viss mängd produkt på den mest önskade och säkra tiden.

Å andra sidan avslöjar denna kunskap den molekylära mekanismen, som är värdefull när man ökar prestandan hos en reaktion.

definition

Hastigheten är förändringen av en magnitud som en funktion av tiden. För dessa studier ligger intresset i att bestämma variationen i koncentrationen som timmar, minuter passerar; nano, topp eller till och med femtosekunder (10^-15s).

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

Av överensstämmelse har försvinnandena för ett reagens emellertid ett negativt tecken och utseendetshastigheterna för en produkt, positivt tecken.

Men om reaktanterna och produkterna har sina egna hastigheter, hur då för att bestämma hastigheten på den totala reaktionen? Svaret ligger i de stökiometriska koefficienterna.

Allmän ekvation

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

tillEN + bB => cC + dD

Molära koncentrationer uttrycks vanligtvis i parentes, så att exempelvis koncentrationen av typ A skrivs som [A]. Således är reaktionshastigheten för var och en av de involverade kemiska arterna:

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

Därefter delas med ett av dessa värden och dess korrekta stökiometriska koefficient den senare och för att erhålla reaktionshastigheten rxn.

Eftersom reaktionshastigheten är en positiv kvantitet multiplicerar negativa tecknet reaktornas negativa hastighetsvärden; av denna anledning koefficienterna till och b multiplicera med (-1).

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

Dessert exempel

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

7Cookies + 3Brownies + 1Salad => 1Postre

Och hastigheterna för var och en av de söta ingredienserna, och samma efterrätt är:

Således kan hastigheten med vilken efterrätten görs bestämmas med variationen av kakorna, brownies, glass eller hela uppsättningen; dela den bredvid dess stökiometriska koefficienter (7, 3, 1 och 1). En av rutterna kan dock vara enklare än den andra.

Om du exempelvis mäter hur [Dessert] ökar vid olika tidsintervall kan dessa mätningar vara komplicerade.

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

Så här bestämmer du det

Med tanke på den enkla reaktionen A => B, om A exempelvis i vattenlösning uppvisar en grön färgning beror detta på dess koncentration. Således, när A blir B, försvinner den gröna färgen, och om denna försvinnande kvantifieras, kan en kurva av [A] vs t erhållas.

Å andra sidan, om B är en sur art, kommer lösningens pH att sjunka till värden under 7. Således kommer, från minskningen i pH, [B] och följaktligen grafen [B] vs t. Överlagring då båda graferna något som följande utvärderas:

I diagrammet kan du se hur [A] minskar med tiden, eftersom det förbrukas och hur kurvan [B] ökar med positiv lutning eftersom det är produkten.

Det visar också att [A] tenderar att nollställas (om det inte finns någon jämvikt) och att [B] når ett maximivärde som styrs av stökiometri och om reaktionen är fullständig (all A förbrukas).

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

Faktorer som påverkar reaktionshastigheten

Typ av kemiska arter

Om alla kemiska reaktioner var momentana skulle deras kinetiska studier inte existera. Många har hastigheter så höga att de inte kan mätas. det vill säga 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 en viss tid. En reaktion av den första typen är:

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

De starka elektrostatiska interaktionerna mellan jonerna gynnar snabb bildning av vatten och natriumsulfat. I motsats härtill är en reaktion av den andra typen exempelvis förestringen av ättiksyra:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Även om vatten också bildas är reaktionen inte ögonblicklig; även under gynnsamma förhållanden, går flera timmar att slutföra.

Andra variabler har emellertid ett större inflytande på reaktionshastigheten: koncentration av reaktanter, temperatur, tryck och närvaron av katalysatorer.

Koncentration av reagenserna

I kemisk kinetik kallas det utrymme som studeras, separerat från oändligt, ett system. Exempelvis 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 men "reser" till alla hörn. I några av dessa förskjutningar kolliderar med en annan molekyl för att studsa eller hämta produkter.

Därefter är antalet kollisioner proportionerliga mot koncentrationen av reaktanterna. Den övre bilden illustrerar hur systemet ändras från låg till hög koncentration.

Även så länge det finns fler kollisioner, kommer reaktionshastigheten att vara högre, eftersom chanserna för att två molekyler reagerar ökar.

Om reaktanterna är gasformiga, hanteras det rörliga trycket och relateras till gaskoncentrationen som antar någon av de många befintliga ekvationerna (såsom den ideala gasen); eller också reduceras volymen av systemet för att öka sannolikheten för att gasmolekyler kolliderar.

temperatur

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

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

Således fördubblas allmänt reaktionshastigheten för varje 10 ° C ökning i systemets temperatur. Men för alla reaktioner är det inte alltid så. Hur förutspår denna ökning? Arrhenius ekvationen svarar på frågan:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

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

För att utföra en kinetisk studie är det nödvändigt att hålla temperaturen konstant och utan katalysatorer. Vad är katalysatorerna? De är externa arter som ingriper i reaktionen men utan att konsumeras, och det minskar aktiveringsenergin.

Begreppet katalys för reaktion av glukos med syre illustreras i bilden ovan. Den röda linjen representerar aktiveringsenergin utan enzymet (biologisk katalysator), medan den blå linjen med detta visar en minskning av aktiveringsenergin.

Reaktionsorder i kemisk kinetik

I en kemisk ekvation är de stökiometriska indexen, som är relaterade till reaktionsmekanismen, inte lika med indexerna i samma ordning. Kemiska reaktioner brukar ha första eller andra order, sällan tredje order eller högre.

Varför är det En tre kollisioner är energiskt exciterade molekylerna osannolikt, och är ytterligare kollisioner eller fyrdubbla quintuple, där sannolikheten är oändligt liten. Fraktionella reaktionsorder är också möjliga. Till exempel:

NH₄cl <=>NH₃ + HCl

Reaktionen är första order i en riktning (från vänster till höger) och andra ordning i den andra (höger till vänster) om det anses vara en balans. Medan följande balans är av andra ordning i båda riktningarna:

2Hi <=> H₂ + jag₂

Molekularitets- och reaktionsordningen är densamma? Nej molecularity är antalet molekyler som reagerar för att ge produkter, och den totala reaktionsordningen är ordningen för de som är involverade i det fastställande steget hastighet reagens.

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SW₄ => 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SW₄ + 8H₂O

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

Noll orderreaktioner

De uppstår vid heterogena reaktioner. Till exempel: mellan en vätska och en fast substans. Sålunda är hastigheten oberoende av koncentrationerna av reaktanterna.

På samma sätt, om ett reagens har en reaktionsorder med noll betyder det att det inte deltar i hastighetsbestämningssteget, men i de snabba.

Första orderreaktionen

A => B

En första orderreaktion styrs av följande hastighetslag:

V = k [A]

Om koncentrationen av A dubblar, gör reaktionshastigheten V det också. Därför är hastigheten proportionell mot koncentrationen av reagenset i steget som bestämmer reaktionen.

Andra ordningens reaktion

2A => B

A + B => C

I denna typ av reaktion ingriper två arter, som i de två kemiska ekvationerna som just skrivits. Snabbreglerna för reaktioner är:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

I den första reaktionshastigheten är proporcial kvadraten på koncentrationen av A, medan i det andra detsamma inträffar under de första ordningens reaktioner: hastigheten är direkt proportionell mot de concentranciones både A och B.

Reaktionsorder mot molekyläritet

Enligt föregående exempel kan de stökiometriska koefficienterna eller inte sammanfalla med reaktionsordningens ordningar.

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

Till exempel, reagerar en molekyl A med B till bildning av en molekyl av C. Här molecularity är ett för reaktanterna och sedan uttrycket hastighetslag förenlig med reaktions order.

Det följer att molekyläriteten alltid måste vara ett heltal, och probabilistiskt, mindre än fyra.

Varför? Eftersom i en mekanisms passage är det mycket osannolikt att fyra molekyler deltar samtidigt. kunde reagera två av dem först och sedan reagerade de andra två med den här produkten.

Matematiskt är detta en av de viktigaste skillnaderna mellan reaktionsorder och molekyläritet: en reaktionsorder kan ta fraktionsvärden (1/2, 5/2, etc.).

Detta beror på att den förstnämnda endast speglar hur artens koncentration påverkar hastigheten, men inte hur deras molekyler ingriper i processen.

tillämpningar

- Det gör det möjligt att bestämma den tid som ett läkemedel förblir i organismen innan dess fullständiga metabolisering. Tack vare kinetiska studier kan enzymatisk katalys också följas som gröna metoder mot andra katalysatorer med negativa miljöpåverkan. eller också att användas i otaliga industriella processer.

- I bilindustrin, särskilt inom motorerna, där de elektrokemiska reaktionerna måste utföras snabbt för att fordonet ska börja. Också i sina avgasrör, som har katalysatorer för att omvandla de skadliga gaserna CO, NO och NO_x i CO₂, H₂O, N₂ och O₂ under optimal tid.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(G)

-Det är reaktionen bakom varför krockkuddar blåses upp, när fordonet kolliderar. När däcken bromsar bristfälligt detonerar en detektor natriumazid, NaN₃. Detta reagens "exploderar" frigör N₂, som upptar hela volymen av påsen snabbt.

Det metalliska natriumet 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 i Kemisk kinetik. Fjärde upplagan, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Principer för fysikalisk kemi. Sjätte upplagan, s. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23 december 2011). Molekylära kollisioner-is. [Figua]. Hämtad den 30 april 2018, från: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Textbok av fysisk kemi. i Kemisk kinetik. Andra upplagan. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8 mars 2017). Kemisk kinetik definition. Hämtad den 30 april 2018, från: thoughtco.com
6. Khan Academy. (2018). Reaktionshastigheter och skattesatser. Hämtad den 30 april 2018, från: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26 juli 2010). Kemisk kinetik Hämtad den 30 april 2018, från: quimicafisica.com