Factori cinetici chimici, ordine de reacție, aplicații

chimice chimice Este studiul vitezelor unei reacții. Se deduce date experimentale sau teoretice despre mecanismul molecular, prin legi exprimate prin ecuații matematice. Mecanismele constau într-o serie de pași, dintre care unele sunt rapide, iar altele lentă.

Cel mai lent dintre acestea se numește pasul de determinare a vitezei. Prin urmare, cunoașterea speciilor intermediare și a mecanismului operant al acestei etape este foarte importantă din punct de vedere cinetic. O vizualizare a celor de mai sus este aceea de a presupune că reactivii sunt închise într-o sticlă și că, atunci când reacționează, produsele scapă în exterior.

Pe măsură ce progresează mecanismul, viteza de reacție scade la o valoare minimă. Această valoare minimă este etapa determinantă a vitezei și este reprezentată ca gâtul sticlei; cu cât gâtul este mai îngust, cu atât mai lent acest pas va fi.

În cele din urmă, produsele se eliberează liber din gura sticlei fără alte impedimente cinetice. Din această perspectivă, există sticle de diferite dimensiuni și desene sau modele. Cu toate acestea, toate au un element în comun: un gât îngust, indicator al etapei decisive a reacției.

index

• 1 Ce studiază cinetica chimică?
• 2 Rata de reacție
  • 2.1 Definiție
  • 2.2 Ecuația generală
  • 2.3 Exemplu de desert
  • 2.4 Cum se determină
• 3 Factori care afectează rata de reacție
  • 3.1 Natura speciilor chimice
  • 3.2 Concentrația reactivilor
  • 3.3 Temperatura
• 4 Ordinea de reacție în cinetica chimică
  • 4.1 Reacții de ordin zero
  • 4.2 Reacție la primul ordin
  • 4.3 Reacție de ordinul doi
  • 4.4 Ordinea de reacție față de moleculă
• 5 Aplicații
• 6 Referințe

Ce studiază cinetica chimică?

Experimental, această ramură de chimie studiază variațiile de concentrație implicate într-o reacție chimică, de la măsurarea unei proprietăți specifice.

Chinetica chimică este ramura chimiei responsabilă pentru studierea tuturor informațiilor care pot fi derivate din viteza unei reacții. Numele său vă invită să vă imaginați un ceas de buzunar care marchează timpul unui proces, indiferent unde se întâmplă: într-un reactor, într-un nor, într-un râu, în corpul uman etc.

Toate reacțiile chimice, și prin urmare toate transformările, au aspecte termodinamice, de echilibru și cinetic. Termodinamica indică dacă o reacție este spontană sau nu; echilibrul gradului de cuantificare; și condițiile cinetice care îi favorizează viteza și datele despre mecanismul său.

Multe dintre aspectele esențiale ale cineticii chimice pot fi observate în viața de zi cu zi: în frigider, care îngheață alimentele pentru a reduce descompunerea lor înghețând apa care face parte din ele. De asemenea, în maturarea vinurilor, a căror îmbătrânire le dă arome plăcute.

Cu toate acestea, "timpul moleculelor" este foarte diferit în scara sa mică și variază enorm în funcție de numeroși factori (numărul și tipurile de legături, dimensiuni, stări de materie etc.).

Deoarece timpul este viață și este și bani, este foarte important să știm care variabile permit o reacție chimică să se desfășoare cât mai repede posibil. Cu toate acestea, uneori este de dorit opusul: reacția să aibă loc foarte încet, mai ales dacă este exotermă și există riscuri de explozie.

Care sunt aceste variabile? Unele sunt fizice, cum ar fi la ce presiune sau temperatură trebuie să aibă un reactor sau sistem; și altele sunt chimice, cum ar fi tipul de solvent, pH-ul, salinitatea, structura moleculară etc.

Cu toate acestea, înainte de a veni cu aceste variabile, mai întâi trebuie să studiem cinetica prezentei reacții.

Cum? Prin variația de concentrație, care poate fi urmată dacă o anumită proprietate este cuantificată proporțională cu prima. De-a lungul istoriei, metodele au devenit mai sofisticate, permitând măsurători mai precise și mai precise și cu intervale mai reduse.

Rata de reacție

Pentru a determina viteza unei reacții chimice este necesar să se știe cum variază în timp concentrația oricărei specii implicate. Această viteză depinde într-o mare măsură de mulți factori, dar cel mai important este că este măsurabil pentru acele reacții care au loc "încet".

Aici cuvântul "încet" este relativ și este definit pentru tot ceea ce poate fi măsurat prin tehnicile instrumentale disponibile. Dacă, de exemplu, reacția este mult mai rapidă decât capacitatea de măsurare a echipamentului, atunci nu va fi cantitativă și nici cinetica nu poate fi studiată.

Apoi, viteza de reacție este determinată la pragul oricărui proces înainte de atingerea echilibrului. De ce? Deoarece în echilibru viteza reacției directe (formarea produselor) și cea a reacției inverse (formarea reactanților) sunt egale.

Prin controlul variabilelor care acționează asupra sistemului și, în consecință, a cineticii sale sau a vitezei reacției, condițiile ideale pot fi alese pentru a genera o anumită cantitate de produs la timpul cel mai dorit și mai sigur.

Pe de altă parte, această cunoaștere dezvăluie mecanismul molecular, care este valabil atunci când crește performanța unei reacții.

definiție

Viteza este schimbarea unei magnitudini în funcție de timp. Pentru aceste studii, interesul constă în determinarea variației concentrației în ore, minute; nano, vârf sau chiar femtosecunde (10^-15s).

Poate avea mai multe unități, dar cel mai simplu și mai simplu dintre toate este Ms^-1, sau ceea ce este egal cu mol / L · s. Indiferent de unitățile sale, trebuie să aibă întotdeauna o valoare pozitivă, deoarece este o cantitate fizică (cum ar fi dimensiunile sau masa).

Cu toate acestea, prin acord, ratele de dispariție pentru un reactiv au un semn negativ, iar ratele de apariție pentru un produs, semn pozitiv.

Dar dacă reactivii și produsele au propriile viteze, cum să determinăm atunci viteza reacției globale? Răspunsul constă în coeficienții stoichiometrici.

Ecuația generală

Următoarea ecuație chimică exprimă reacția A și B pentru a forma C și D:

laA + bB => cC + dD

Concentrațiile molare sunt de obicei exprimate în paranteze, astfel încât, de exemplu, concentrația speciei A este scrisă ca [A]. Astfel, rata de reacție pentru fiecare dintre speciile chimice implicate este:

Conform ecuației matematice, există patru căi pentru atingerea vitezei reacției: se măsoară variația concentrației oricărui reactant (A sau B) sau a produselor (C sau D).

Apoi, cu una dintre aceste valori și cu coeficientul său stoechiometric corect, ea este împărțită de aceasta din urmă și pentru a obține viteza de reacție rxn.

Deoarece rata de reacție este o cantitate pozitivă, semnul negativ înmulțește valorile vitezei negative ale reactanților; din acest motiv, coeficienții la și b înmulțiți cu (-1).

De exemplu, dacă rata de dispariție a lui A este - (5M / s) și coeficientul său stoechiometric la este 2, atunci viteza rxn este egală cu 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Desen ilustrare

Dacă produsul este un desert, ingredientele ar fi, prin analogie, reactanții; și ecuația chimică, rețeta:

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

Și vitezele pentru fiecare dintre ingredientele dulci și același desert sunt:

Astfel, viteza cu care se face desertul poate fi determinată prin variația fie a cookie-urilor, a brânzeturilor, a înghețatei sau a setului însuși; împărțind-o între coeficienții stoichiometrici (7, 3, 1 și 1). Cu toate acestea, una dintre rute poate fi mai ușoară decât cealaltă.

De exemplu, dacă măsurați modul în care [Desertul] crește la intervale de timp diferite, aceste măsurători pot fi complicate.

Pe de altă parte, poate fi mai convenabil și mai practic să se măsoare [cookie-urile], din cauza numărului sau a anumitor proprietăți care fac concentrarea mai ușoară decât cea a brânzeturilor sau a înghețatei.

Cum să o determin

Având în vedere reacția simplă A => B, dacă A, de exemplu, în soluție apoasă, prezintă o colorare verde, atunci aceasta depinde de concentrația sa. Astfel, dacă A devine B, culoarea verde dispare și dacă această dispariție este cuantificată, se poate obține o curbă de [A] vs t.

Pe de altă parte, dacă B este o specie acidă, pH-ul soluției va scădea la valori sub 7. Astfel, din scăderea pH-ului obținem [B] și, consecutiv, graficul [B] vs t. Se suprapune apoi ambele grafice, cum ar fi următoarele:

În grafic puteți vedea cum [A] scade cu timpul, deoarece este consumat și cum curba [B] crește cu pantă pozitivă deoarece este produsul.

De asemenea, se observă că [A] tinde la zero (dacă nu există un echilibru) și că [B] atinge o valoare maximă controlată de stoichiometrie și dacă reacția este completă (tot A este consumată).

Viteza de reacție A și B este linia tangentă pe oricare dintre aceste curbe; cu alte cuvinte, derivatul.

Factorii care afectează rata de reacție

Natura speciilor chimice

Dacă toate reacțiile chimice au fost instantanee, studiile lor cinetice nu ar exista. Multe au viteze atât de mari încât nu pot fi măsurate; adică nu sunt măsurabile.

Astfel, reacțiile dintre ioni sunt de obicei foarte rapide și complete (cu un randament de aproximativ 100%). Pe de altă parte, cele care implică compuși organici necesită ceva timp. O reacție a primului tip este:

H₂SW₄ + 2NaOH => Na₂SW₄ + 2H₂O

Interacțiunile electrostatice puternice dintre ioni favorizează formarea rapidă a apei și a sulfatului de sodiu. În contrast, o reacție a celui de-al doilea tip este, de exemplu, esterificarea acidului acetic:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Deși se formează și apă, reacția nu este instantanee; chiar și în condiții favorabile, au trecut câteva ore până la finalizare.

Cu toate acestea, alte variabile au o influență mai mare asupra vitezei reacției: concentrația reactanților, temperatura, presiunea și prezența catalizatorilor.

Concentrația reactivilor

În cinetica chimică, spațiul studiat, separat de infinit, se numește sistem. De exemplu, un reactor, un pahar, un balon, un nor, o stea etc. poate fi considerat ca fiind sistemul studiat.

Astfel, în cadrul sistemului moleculele nu sunt statice, ci "călătorește" în toate colțurile. În unele dintre aceste deplasări se ciocnește cu o altă moleculă pentru a sări sau a produce produse.

Apoi, numărul de coliziuni este proporțional cu concentrația reactanților. Imaginea superioară ilustrează modul în care sistemul se schimbă de la concentrații joase la mari.

De asemenea, atâta timp cât există mai multe coliziuni, rata de reacție va fi mai mare, deoarece șansele de reacție a două molecule cresc.

Dacă reactivii sunt gazoși, atunci presiunea variabilă este manipulată și legată de concentrația de gaz presupunând oricare dintre numeroasele ecuații existente (cum ar fi gazul ideal); sau, de asemenea, volumul sistemului este redus pentru a crește probabilitatea ca moleculele de gaze să se ciocnească.

temperatură

Deși numărul coliziunilor crește, nu toate moleculele au energia necesară pentru a depăși energia de activare a procesului.

Aici temperatura joacă un rol important: îndeplinește funcția de accelerare termică a moleculelor astfel încât acestea să se ciocnească cu mai multă energie.

Astfel, în general, viteza de reacție se dublează la fiecare 10 ° C de creștere a temperaturii sistemului. Cu toate acestea, pentru toate reacțiile nu este întotdeauna cazul. Cum de a anticipa această creștere? Ecuația Arrhenius răspunde la întrebarea:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K este constanta vitezei la temperatura T, R este constanta gazelor si E este energia de activare. Această energie indică bariera energetică pe care reactanții trebuie să o scadă pentru a reacționa.

Pentru a realiza un studiu cinetic este necesar să se mențină temperatura constantă și fără catalizatori. Care sunt catalizatorii? Sunt specii externe care intervin în reacție dar fără a fi consumate și care scad energia de activare.

În imaginea superioară este ilustrat conceptul de cataliză pentru reacția de glucoză cu oxigen. Linia roșie reprezintă energia de activare fără enzima (catalizator biologic), în timp ce cu ea linia albastră arată o scădere a energiei de activare.

Ordinea de reacție în kinetica chimică

Într-o ecuație chimică, indici stoichiometrici, legați de mecanismul reacției, nu sunt egali cu indicii din ordinea acelorași. Reacțiile chimice au, de obicei, ordine de ordinul întâi sau al doilea, rareori de ordinul trei sau mai mari.

De ce este? Că coliziunile a trei molecule energic excitate sunt puțin probabile, și chiar mai mult sunt coliziuni cvadruplu sau cvadruplu, unde probabilitatea este infinitezimală. Ordonanțele de reacție fracționară sunt, de asemenea, posibile. De exemplu:

NH₄Cl <=> NH₃ + HCI

Reacția este de ordinul întâi într-o direcție (de la stânga la dreapta) și a doua ordine în cealaltă (de la dreapta la stânga) dacă se consideră a fi un echilibru. În timp ce soldul următor este de ordinul doi în ambele direcții:

2HI <=> H₂ + I₂

Molecularitatea și ordinea de reacție sunt aceleași? Nu. Molecularitatea este numărul de molecule care reacționează pentru a da naștere la produse, iar ordinea reacției globale este aceeași ordine a reactivilor implicați în viteza de determinare a pasului.

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

Această reacție, deși are indici stoichiometrici înalți (moleculă), este de fapt o reacție de ordinul doi. Cu alte cuvinte, pasul de determinare a vitezei este al doilea ordin.

Reacții în ordine zero

Acestea apar în cazul reacțiilor eterogene. De exemplu: între un lichid și un solid. Astfel, viteza este independentă de concentrațiile reactanților.

De asemenea, dacă un reactiv are un ordin de reacție de zero, înseamnă că nu participă la etapa de determinare a vitezei, ci la cele rapide.

Reacția din prima ordine

A => B

O reacție de prim ordin este guvernată de următoarea lege a vitezei:

V = k [A]

Dacă concentrația lui A se dublează, viteza de reacție V se face de asemenea. Prin urmare, viteza este proporțională cu concentrația reactivului în etapa care determină reacția.

Reacția de ordinul doi

2A => B

A + B => C

Două specii intervin în acest tip de reacție, ca în cele două ecuații chimice tocmai scrise. Legile de viteză pentru reacții sunt:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

În prima rată de reacție este proporțională cu pătratul concentrației de A, în timp ce în al doilea se întâmplă același lucru ca în reacțiile primei ordini: viteza este direct proporțională cu concentrațiile de A și B.

Ordinea de reacție față de moleculă

Conform exemplului anterior, coeficienții stoichiometrici pot sau nu să coincidă cu ordinea reacției.

Totuși, aceasta se întâmplă pentru reacțiile elementare, care determină mecanismul molecular al oricărei etape a unei reacții. În aceste reacții coeficienții sunt egali cu numărul de molecule participante.

De exemplu, o moleculă de A reacționează cu unul din B pentru a forma o moleculă de C. Aici moleculă este 1 pentru reactanți și apoi în expresia legii vitezei coincid cu ordinele de reacție.

Din aceasta rezultă că moleculitatea trebuie să fie întotdeauna un număr întreg și, probabilist, mai puțin de patru.

De ce? Deoarece în trecerea unui mecanism este foarte puțin probabil ca patru molecule să participe în același timp; ați putea reacționa mai întâi la două dintre ele, iar celelalte două ar reacționa cu acest produs.

Din punct de vedere matematic, aceasta este una dintre principalele diferențe dintre ordinele de reacție și moleculă: o ordine de reacție poate lua valori fracționare (1/2, 5/2, etc.).

Acest lucru se datorează faptului că primul reflectă doar modul în care concentrația speciilor afectează viteza, dar nu modul în care moleculele lor intervin în acest proces.

aplicații

- Permite determinarea timpului în care un medicament rămâne în organism înainte de metabolizarea completă. De asemenea, datorită studiilor cinetice, cataliza enzimatică poate fi urmărită ca metode ecologice împotriva altor catalizatori cu impact negativ asupra mediului; sau, de asemenea, să fie utilizat în nenumărate procese industriale.

- În industria automobilelor, în special în cadrul motoarelor, unde reacțiile electrochimice trebuie efectuate rapid pentru ca vehiculul să înceapă. De asemenea, în conductele sale de eșapament, care au convertizoare catalitice pentru a transforma gazele nocive CO, NO și NO_x în CO₂, H₂O, N₂ și O₂ în timpul optim.

2NaN₃(s) = 2Na (e) + 3N₂(G)

- Este reacția din spatele motivului pentru care airbagurile sunt umflate, airbagurile, când vehiculele se ciocnesc. Când anvelopele se frânge brusc, un detector detonează electric azida de sodiu, NaN₃. Acest reactiv "explodează" eliberând N₂, care ocupă repede întregul volum al pungii.

Sodiul metalic reacționează apoi cu alte componente pentru al neutraliza, deoarece în stare pură este otrăvitor.

referințe

1. Walter J. Moore. (1963). Chimie fizică în Chinetica chimică. A patra ediție, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Principiile fizico-chimiei. A șasea ediție, pagina 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki. (23 decembrie 2011). Moleculare coliziunile este. [Figua]. Adus la data de 30 aprilie 2018, de la: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Manual de chimie fizică. în Chinetica chimică. A doua ediție. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8 martie 2017). Definirea cineticii chimice. Adus pe 30 aprilie 2018, de la: thoughtco.com
6. Academia Khan. (2018). Ratele de reacție și legile ratei. Adus la 30 aprilie 2018 de la: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26 iulie 2010). Chinetica chimică Adus pe 30 aprilie 2018 de la: quimicafisica.com