chemische kinetiek

chemische kinetiek

mogelijk bent u bekend met zuur-base titraties die fenolftaleïne als eindpuntindicator gebruiken. Je zou niet hebben gemerkt, echter, wat er gebeurt wanneer een oplossing die fenolftaleïne bevat in aanwezigheid van overtollige base wordt toegestaan om te staan voor een paarminuten. Hoewel de oplossing aanvankelijk een roze kleur heeft, wordt deze geleidelijk kleurloos naarmate de fenolftaleïne reageert met het OH – ion in een sterk basische oplossing.

onderstaande tabel laat zien wat er gebeurt met de concentratie van fenolftaleïne in een oplossing die aanvankelijk 0,005 M was in fenolftaleïne en 0,61 M in OH-ion. Zoals u kunt zien wanneer deze gegevens in de onderstaande grafiek worden uitgezet, neemt de concentratie van fenolftaleen met een factor 10 af over een periode van ongeveer vier minuten.

Experimental Data for the Reaction Between Phenolphthalein and ExcessBase

experimenten zoals die welke ons de gegevens in de bovenstaande tabel hebben opgeleverd, worden geclassificeerd als metingen van chemische kinetiek (van een Griekse stam die “tomove”betekent). Een van de doelstellingen van deze experimenten is om de snelheid van de reactie te beschrijven de snelheid waarmee de reactanten worden omgezet in de producten van de reactie.

De term rate wordt vaak gebruikt om de verandering te beschrijven in een hoeveelheid die per tijdseenheid optreedt. Het inflatiepercentage is bijvoorbeeld de verandering in de gemiddelde kosten van een verzameling standaardposten per jaar. De snelheid waarmee een object door de ruimte reist is de afstand die per tijdseenheid wordt afgelegd, zoals mijlen per uur orkilometers per seconde. In chemische kinetica is de afgelegde afstand de verandering in de concentratie van een van de componenten van de reactie. De snelheid van een reactie istherefore de verandering in de concentratie van één van de reactanten(X)dat gebeurt tijdens een bepaalde periodet.

de Praktijk Probleem 1:

het Gebruiken van de gegevens in de bovenstaande tabel voor het berekenen van de snelheid waarmee fenolftaleïne reageert met het OH – ion tijdens elk van de volgende perioden:

(a) Tijdens de eerste pauze, wanneer de fenolftaleïne concentratie daalt van 0.0050 M te 0.0045 M.

(b) tijdens het tweede interval, wanneer de concentratie daalt van 0,0045 m tot 0,0040 M.

(c) tijdens het derde interval, wanneer de concentratie daalt van 0,0040 M tot 0,0035 M.

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 1 te controleren.

Klik hier om een oplossing te zien voor de praktijk van Probleem 1.

momentane Reactietarieven en de RateLaw voor een reactie

de reactiesnelheid tussen fenolftaleïne en het OH-ion is niet constant; het verandert met de tijd. Zoals de meeste reacties, neemt de snelheid van deze reactie geleidelijk af naarmate de reagentia worden geconsumeerd. Dit betekent dat de snelheid van de reactie verandert terwijl het wordt gemeten.

om de fout die dit in onze metingen introduceert te minimaliseren, lijkt het raadzaam om de reactiesnelheid te meten over perioden die kort zijn in vergelijking met de tijd die nodig is om de reactie te laten plaatsvinden. We zouden bijvoorbeeld kunnen proberen de infinitesimaal kleine verandering in concentratied(X)te meten die optreedt over een infinitesimaal korte periode. De verhouding van deze equivalenten staat bekend als de momentane reactiesnelheid.

de momentane reactiesnelheid op elk moment in de tijd kan worden berekend uit een grafiek van de concentratie van de reactant (of het product) versus de tijd. De onderstaande grafiek laat zien hoe de reactiesnelheid voor de afbraak van fenolftaleïne kan worden berekend uit een grafiek van concentratie versus tijd. De reactiesnelheid op elk moment in de tijd is gelijk aan de helling van een raaklijn die op dat moment aan deze curve wordt getrokken.

de momentane reactiesnelheid kan op elk moment worden gemeten tussen het moment waarop de reactanten worden gemengd en de reactie een evenwicht bereikt.Extrapolatie van deze gegevens naar het moment waarop de reagentia worden gemengd geeft de eerste instantane reactiesnelheid.

Snelheidswetten en Snelheidsconstanten

een interessant resultaat wordt verkregen wanneer de momentane reactiesnelheid wordt berekend op verschillende punten langs de curve in de grafiek in de vorige sectie. De reactiesnelheid op elk punt van deze curve is direct voorgesteld aan de concentratie van fenolftaleïne op dat moment.

Rate = k (fenolftaleïne)

omdat deze vergelijking een experimentele wet is die de snelheid van de reactie beschrijft, wordt deze de snelheidswet voor de reactie genoemd. De proportionalityconstant, k, staat bekend als de snelheidsconstante. praktijkprobleem 2:

Bereken de snelheidsconstante voor de reactie tussen fenolftaleïne en het OH – ion als de momentane reactiesnelheid 2 is.5 x 10-5 mol per liter per seconde wanneer de concentratie fenolftaleïne 0,0025 M.

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 2 te controleren.

Klik hier om een oplossing te zien voor de praktijk van Probleem 2.

praktijkprobleem 3:

Gebruik de snelheidsconstante voor de reactie tussen fenolftaleïne en het OH – ion om de initiële momentane reactiesnelheid te berekenen voor de experimentele gegevens die in de vorige tabel zijn vermeld.

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 3 te controleren.

Klik hier om een oplossing te zien voor de praktijk van Probleem 3.

verschillende manieren om de reactiesnelheid uit te drukken

Er is meestal meer dan één manier om de reactiesnelheid te meten. We kunnen de ontleding van waterstofjodide bestuderen, bijvoorbeeld door de snelheid te meten waarbij H2 of I2 wordt gevormd in de volgende reactie of het gehalte waarbij HI wordt verbruikt.

2 HI(g) H2(g) + I2(g)

experimenteel vinden we dat de snelheid waarbij I2 wordt gevormd op elk moment evenredig is met het kwadraat van de HI-concentratie.

Wat zou er gebeuren als we de snelheid bestuderen waarmee H2 wordt gevormd?De Gebalanceerde vergelijking suggereert dat H2 en I2 atexactly dezelfde snelheid moeten worden gevormd.

Wat zou er echter gebeuren als we de snelheid zouden bestuderen waarmee HI deze reactie consumeert? Omdat HI wordt geconsumeerd, moet de verandering in de concentratie een negatief getal zijn. Volgens afspraak wordt de snelheid van een reactie altijd gerapporteerd als een positiegetal. We moeten daarom het teken veranderen voordat we de reactiesnelheid rapporteren voor areactant die wordt verbruikt in de reactie.

het negatieve teken doet twee dingen. Wiskundig zet het een negatieve verandering in de concentratie van HI om in een positieve snelheid. Fysiek herinnert het ons eraan dat de concentratie van de reactant afneemt met de tijd.

Wat is het verband tussen de reactiesnelheid verkregen door het volgen van de vorming van H2 of I2 en de snelheid verkregen door het zien van HI verdwijnen? De stoichiometrie van de reactie zegt dat twee HI molecules voor elke geproduceerde molecuul van H2 of I2 worden gebezigd. Dit betekent dat de afbraaksnelheid van HI twee keer zo snel is als de snelheid waarmee H2 en I2 worden gevormd. We kunnen deze relatie als volgt vertalen in een wiskundige vergelijking.

dientengevolge is de snelheidsconstante die wordt verkregen door het bestuderen van de snelheid waarbij H2 en I2 worden gevormd in deze reactie (k) niet dezelfde als de snelheidsconstante die wordt verkregen door het volgen van de snelheid waarbij HI wordt verbruikt (k’)

Oefenprobleem 4:

Bereken de snelheid waarmee HI verdwijnt in de volgende reactie op het moment dat I2 wordt gevormd met een snelheid van 1,8 x 10-6 mol per liter per seconde:

2 HI(g) H2(g) + I2(g)

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 4 te controleren.

Klik hier om een oplossing te zien voor de praktijk van Probleem 4.

De Rate Law Versus de stoichiometrie van areactie

in de jaren dertig bestudeerden Sir Christopher Ingold en collega ‘ s van de Universiteit van London de kinetiek van substitutiereacties zoals de volgende.

CH3Br(aq) + OH-(aq) CH3OH(aq) + Br-(aq)

Ze vinden dat de snelheid van deze reactie is evenredig aan theconcentrations van beide reactanten.

Rate = k(CH3Br) (OH-)

wanneer ze een soortgelijke reactie uitvoerden op een iets ander startmateriaal, kregen ze vergelijkbare producten.

(CH3)3CBr(aq) + OH-(aq) (CH3)3COH(aq) + Br-(aq)

maar nu was de reactiesnelheid evenredig met de concentratie van slechts één van de reactanten.

Rate = k ((CH3)3CBr)

Deze resultaten illustreren een belangrijk punt: de snelheidswet voor een actie kan niet worden voorspeld met behulp van de stoichiometrie van de reactie; deze moet experimenteel worden bepaald. Soms is de Tariefwet consistent met wat we verwachten van de chiometrie van de reactie.

2 HI(g) H2(g) + I2(g)

Rate = k(HI)2

Often, however, it is not.

Om van Molecularity

Sommige reacties optreden in een enkele stap. De reactie waarbij een chlorineatoom wordt overgebracht van ClNO2 naar NO om NO2 en ClNO te vormen is een goed voorbeeld van een eenstapsreactie.

ClNO2(g) + NO(g) NO2(g) + ClNO(g)

Other reactions occur by a series of individual steps. N2O5,for example, decomposes to NO2 and O2 by a three-step mechanism.

De stappen in een reactie worden geclassificeerd in termen van molecularity,waarin beschreven wordt hoe het aantal moleculen verbruikt. Wanneer een enkele molecuul wordt geconsumeerd, wordt de stap unimoleculair genoemd. Wanneer twee moleculen worden opgenomen, is het bimoleculair.

Oefenprobleem 5:

Bepaal de molecuulariteit van elke stap in de reactie waarbij N2O5 ontbindt tot NO2 en O2.

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 5 te controleren.

Klik hier om een oplossing te zien voor de praktijk van Probleem 5.

reacties kunnen ook in volgorde worden ingedeeld. De samenstelling van N2O5 is een eerste-orde reactie omdat therate van reactie afhangt van de concentratie van N2O5 die tot de eerste macht wordt opgeheven.

Rate = k (N2O5)

de ontleding van HI is een tweede-orde reactie omdat het percentage van de reactie afhangt van de concentratie van HI verhoogd tot het tweede vermogen.

Rate = K(HI)2

wanneer de snelheid van een reactie afhankelijk is van meer dan één reagent, classificeren we de reactie in termen van de volgorde van elk reagens.

praktijkprobleem 6:

Classificeer de volgorde van de reactie tussen NO en O2 tot NO2:

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

Neem voor deze reactie de volgende snelheidswet aan:

Rate = k (NO)2 (O2)

Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 6 te controleren.

het verschil tussen de molecuulariteit en de volgorde van een reactie is belangrijk. De molecuulariteit van een reactie, of een stap binnen een reactie,beschrijft wat er gebeurt op moleculair niveau. De volgorde van een reactie beschrijft wat er gebeurt op macroscopische schaal. We bepalen de volgorde van een reactie door te kijken naar de producten van een reactie verschijnen of de reagentia verdwijnen. De molecuulariteit van de reactie is iets wat we afleiden om deze experimentele resultaten te verklaren.

Collision Theory model of Chemical Reactions

het collision theory model of chemical reactions kan worden gebruikt om de waargenomen snelheidswetten voor zowel één-stap als multi-stap reacties uit te leggen. Dit model veronderstelt dat de snelheid van een stap in een reactie afhangt van de frequentie van botsingen tussen de deeltjes die betrokken zijn bij die stap.

onderstaande figuur geeft een basis voor het begrijpen van de implicaties van het botstheorie model voor eenvoudige, one-step reacties, zoals het volgende.

ClNO2(g) + NO(g) NO2(g) + ClNO(g)

de kinetische moleculaire theorie veronderstelt dat het aantal vervolgingen in een gas afhangt van het aantal deeltjes per liter. De snelheid waarmee NO2 en ClNO worden gevormd in deze reactie moet daarom recht evenredig zijn met de concentraties van zowel ClNO2 als NO.

Rate = k(ClNO2) (NO)

het collision theory model suggereert dat de snelheid van elke stap in areactie evenredig is met de concentraties van de reagentia die in die stap worden verbruikt. De wet voor een one-step reactie moet daarom overeenkomen met de stoichiometrie van de actie.

de volgende reactie treedt bijvoorbeeld in één stap op.

CH3Br(aq) + OH-(aq) CH3OH(aq) + Br-(aq)

wanneer deze moleculen in de juiste richting botsen, kan een paar niet – bindende elektronen op het OH-ion worden gedoneerd aan het koolstofatoom in het midden van het ch3br-molecuul, zoals in onderstaande figuur wordt getoond.

wanneer dit gebeurt, ontstaat een koolstof-zuurstofbinding op hetzelfde moment dat de koolstof-broombinding wordt verbroken. Het nettoresultaat van deze reactie is de vervanging van een Br – ion door anOH – ion. Omdat de reactie plaatsvindt in een enkele stap, waarbij botsingen tussen de twee reactanten, de snelheid van deze reactie is evenredig aan de concentratie van beide reactanten.

Rate = k(CH3Br) (OH-)

niet alle reacties treden in één stap op. De volgende reactie treedt op in drie stappen, zoals weergegeven in de onderstaande figuur.

(CH3)3CBr(aq) + OH-(aq) (CH3)3COH(aq) + Br-(aq)

In de eerste stap gaat het (CH3)3cbr molecuul paar ionen.

het positief geladen (CH3)3c+ – ion reageert in een tweede stap met water.

het product van deze reactie verliest dan een proton aan het OH-ion of aan water in de laatste stap.

De tweede en derde stappen in deze reactie zijn zeer veel sneller thanfirst.

The overall rate of reaction is therefore more or less equal to the rateof the first step. De eerste stap wordt daarom de snelheidsbeperkende stap in deze reactie genoemd, omdat deze letterlijk de snelheid beperkt waarmee de producten van de reactie kunnen worden gevormd. Omdat slechts één reagens betrokken is bij de snelheidsbeperkende stap, is het overallrate van reactie evenredig met de concentratie van alleen dit reagens.

Rate = k ((CH3)3CBr)

de Tariefwet voor deze reactie verschilt daarom van wat we zouden voorschrijven van de stoichiometrie van de reactie. Hoewel de reactie zowel (CH3)3CBrand OH-verbruikt, is de snelheid van de reactie slechts evenredig met de concentratie van(CH3)3CBr.

De snelheidswetten voor chemische reacties kunnen worden verklaard door de volgende algemene regels.

• De snelheid van elke stap in een reactie is recht evenredig met de concentraties van de in die stap geconsumeerde reagentia.

• de Algemene snelheidswet voor een reactie wordt bepaald door de volgorde van stappen of het mechanisme waarmee de reactanten worden omgezet in de producten van de reactie.

• de Algemene Tariefwet voor een reactie wordt gedomineerd door de Tariefwet voor de langzaamste stap in de reactie.