cinetica chimică

cinetica chimică

este posibil să fiți familiarizați cu titrările acido-bazice care utilizează fenolftaleina ca indicator final. Cu toate acestea, s-ar putea să nu fi observat ce se întâmplă atunci când o soluțiecare conține fenolftaleină în prezența excesului de bază este lăsată să stea câteva minute. Deși soluția are inițial o culoare roz, ea devine treptat incoloră cafenolftaleina reacționează cu ionul OH într – o soluție puternic de bază.

tabelul de mai jos arată ce se întâmplă cu concentrația de fenolftaleină într-o soluție care a fost inițial 0,005 m în fenolftaleină și 0,61 m în OH-ion. După cum puteți vedea când aceste date sunt reprezentate grafic în graficul de mai jos, fenolftaleinconcentrația scade cu un factor de 10 pe o perioadă de aproximativ patru minute.

Experimental Data for the Reaction Between Phenolphthalein and ExcessBase

experimente precum cel care ne-a dat datele din tabelul de mai sus sunt clasificate ca măsurători ale cineticii chimice (dintr-o tulpină greacă care înseamnă „tomove”). Unul dintre obiectivele acestor experimente este de a descrie rata de reacțierata la care reactanții sunt transformați în produsele reacției.

termenul rată este adesea folosit pentru a descrie modificarea unei cantitățicare apare pe unitate de timp. Rata inflației, de exemplu, este schimbarea încostul mediu al unei colecții de articole standard pe an. Rata la care un obiectcălătorește prin spațiu este distanța parcursă pe unitate de timp, cum ar fi mile pe oră saukilometri pe secundă. În cinetica chimică, distanța parcursă este schimbarea înconcentrația uneia dintre componentele reacției. Viteza unei reacții esteprin urmare, modificarea concentrației unuia dintre reactanți(X)care apare într – o anumită perioadă de timpt.

practicați problema 1:

utilizați datele din tabelul de mai sus pentru a calcula rata la care fenolftaleina reacționează cu ionul oh în fiecare dintre următoarele perioade:

(A) În primul interval de timp, când concentrația fenolftaleinei scade de la 0,0050 m la 0,0045 M.

(b) în timpul celui de-al doilea interval, când concentrația scade de la 0,0045 m la 0,0040 M.

(c) în timpul celui de-al treilea interval, când concentrația scade de la 0,0040 m la 0,0035 M.

Faceți clic aici pentru a verifica răspunsul la practica problemei 1.

Click aici pentru a vedea o soluție pentru a practica problema 1.

ratele de reacție instantanee și rata de reacție pentru o reacție

rata de reacție dintre fenolftaleină și OH-ion nu este constantă; se schimbă cu timpul. Ca majoritatea reacțiilor, rata acestei reacțiiscade treptat pe măsură ce reactanții sunt consumați. Aceasta înseamnă că rata de reacțiese modifică în timp ce se măsoară.

pentru a minimiza eroarea pe care o introduce în măsurătorile noastre, se pare că este recomandabil să se măsoare rata de reacție pe perioade de timp scurte comparativ cu timpul necesar pentru ca reacția să aibă loc. Am putea încerca, de exemplu, să măsurăm schimbarea infinitezimală a concentrațieid(X)care are loc într-o perioadă de timp infinit de scurtă. Raportul dintre acesteacantitățile sunt cunoscute ca viteza instantanee de reacție.

viteza instantanee de reacție în orice moment în timp poate fi calculatădintr-un grafic al concentrației reactantului (sau produsului) față de timp. Graful de mai jos arată modul în care viteza de reacție pentru descompunerea fenolftaleinei poate ficalculat dintr-un grafic de concentrație în funcție de timp. Rata de reacție în orice momentîn timp este egală cu panta unei tangente trase la această curbă în acel moment.

viteza instantanee de reacție poate fi măsurată în orice moment între momentul în care reactanții sunt amestecați și reacția atinge echilibrul.Extrapolarea acestor date înapoi la momentul în care reactivii sunt amestecați dă viteza inițială de reacție instantanee.

legile ratei și constantele ratei

un rezultat interesant este obținut atunci când rata instantanee de reacțiese calculează în diferite puncte de-a lungul curbei din graficul din secțiunea anterioară. Rata de reacție în fiecare punct al acestei curbe este directproporțional cu concentrația de fenolftaleină în acel moment în timp.

rata = k(fenolftaleină)

deoarece această ecuație este o lege experimentală care descrie rata reacției, se numește legea ratei pentru reacție. Proporționalitateaconstant, k, este cunoscut sub numele de Constanta ratei.

problema practică 2:

calculați Constanta vitezei pentru reacția dintre fenolftaleină și ionul OH dacă viteza instantanee de reacție este 2.5 x 10-5 mol pe litru pe secundă când concentrația de fenolftaleină este de 0,0025 M.

Faceți clic aici pentru a verifica răspunsul dvs. la practica problemei 2.

Click aici pentru a vedea o soluție pentru a practica problema 2.

practica problema 3:

utilizați constanta de viteză pentru reacția dintre fenolftaleină și OH – ion pentru a calcula viteza inițială instantanee de reacție pentru datele experimentale enumerate în tabelul precedent.

Click aici pentru a verifica răspunsul la practica problema 3.

Click aici pentru a vedea o soluție pentru a practica problema 3.

diferite moduri de exprimare a vitezei de reacție

există de obicei mai multe moduri de a măsura viteza unei reacții. Putem studia descompunerea iodurii de hidrogen, de exemplu, prin măsurarea vitezei lacare fie H2, fie I2 se formează în următoarea reacție sau therate la care HI este consumat.

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

experimental constatăm că rata la care se formează I2 este proporțională cu pătratul concentrației de HI în orice moment.

ce s-ar întâmpla dacă am studia rata la care se formează H2?Ecuația echilibrată sugerează că H2 și I2 trebuie formate laexact aceeași rată.

ce s-ar întâmpla, totuși, dacă am studia rata la care HI este consumatîn această reacție? Deoarece HI este consumat, modificarea concentrației sale trebuie să fie un număr negativ. Prin convenție, rata unei reacții este întotdeauna raportată ca fiind pozitivănumăr. Prin urmare, trebuie să schimbăm semnul înainte de a raporta rata de reacție pentru areactantul consumat în reacție.

semnul negativ face două lucruri. Matematic, transformă un negativschimbarea concentrației HI într-o rată pozitivă. Din punct de vedere fizic, ne amintește căconcentrația reactantului scade cu timpul.

care este relația dintre viteza de reacție obținută prinmonitorizarea formării H2 sau I2 și viteza obținută prinvizionarea HI dispar? Stoichiometria reacției spune că două molecule HI suntconsumate pentru fiecare moleculă de H2 sau I2 produsă. Aceasta înseamnă că rata de descompunere a HI este de două ori mai rapidă decât rata la care se formează H2 și I2. Putem traduce această relație într-o ecuație matematică după cum urmează.

ca rezultat, constanta de viteză obținută din studierea vitezei la care se formează H2și I2 în această reacție (k) nu este aceeași cu constanta de viteză obținută prin monitorizarea vitezei la care HI este consumat (k’)

practica problema 4:

calculați rata la care HI dispare în următoarea reacție în momentul în care I2 se formează la o rată de 1,8 x 10-6 moli pe litru pe secundă:

2 HI(g) H2(g) + i2(g)

Faceți clic aici pentru a verifica răspunsul dvs. la practica problemei 4.

Click aici pentru a vedea o soluție pentru a practica problema 4.

Legea ratei Versus Stoichiometria areacțiunii

în anii 1930, Sir Christopher Ingold și colegii de la Universitatea din Londra au studiat cinetica reacțiilor de substituție, cum ar fi următoarele.

CH3Br(aq) + OH-(AQ) ch3oh(AQ) + br-(aq)

au descoperit că viteza acestei reacții este proporțională laconcentrațiile ambilor reactanți.

Rate = K(CH3Br)(OH -)

când au rulat o reacție similară pe un material de pornire ușor diferit, au obținut produse similare.

(CH3)3CBr(aq) + OH-(AQ) (CH3)3coh(aq) + Br-(aq)

dar acum viteza de reacție a fost proporțională cu concentrația numai a unuia dintre reactanți.

rata = k((CH3)3CBr)

aceste rezultate ilustrează un punct important: legea ratei pentru areacție nu poate fi prezisă din stoichiometria reacției; trebuie determinatăexperimental. Uneori, legea ratei este în concordanță cu ceea ce ne așteptăm de lastoichiometria reacției.

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

Rate = k(HI)2

Often, however, it is not.

ordinea molecularității

unele reacții apar într-o singură etapă. Reacția în care un clorineatom este transferat de la ClNO2 la NO pentru a forma NO2 și ClNO este un bunexemplu al unei reacții într-un singur pas.

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.

etapele unei reacții sunt clasificate în termeni de MOLECULARITATE,care descrie numărul de molecule consumate. Când se consumă o singură moleculă, Pasul se numește unimolecular. Când sunt două moleculeconsumat, este bimolecular.

practicați Problema 5:

determinați molecularitatea fiecărei etape în reacția prin care N2O5 se descompune la NO2 și O2.

Click aici pentru a verifica răspunsul la practica problema 5.

Click aici pentru a vedea o soluție pentru a practica problema 5.

reacțiile pot fi, de asemenea, clasificate în funcție de ordinea lor. Decompoziția N2O5 este o reacție de ordinul întâi, deoarece reacția depinde de concentrația de N2O5 ridicată la prima putere.

rata = k(N2O5)

descompunerea lui HI este o reacție de ordinul doi, deoarece rata reacției depinde de concentrația lui HI ridicată la a doua putere.

rata = k(HI)2

când viteza unei reacții depinde de mai mult de unulagent, clasificăm reacția în funcție de ordinea fiecărui reactiv.

problema practică 6:

clasificați ordinea reacției dintre NO și O2 pentru a forma NO2:

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

asumați următoarea lege a ratei pentru această reacție:

Rate = k(NO)2(O2)

Click aici pentru a verifica răspunsul la problema practică 6.

diferența dintre molecularitate și ordinea unei reacții este importantă. Molecularitatea unei reacții,sau un pas în cadrul unei reacții, descrie ceea ce se întâmplă la nivel molecular. Ordinea unei reacții descrie ceSe întâmplă la scară macroscopică. Determinăm ordinea unei reacții prin urmărireprodusele unei reacții apar sau reactanții dispar. Molecularitatea reacției este ceva ce deducem pentru a explica aceste rezultate experimentale.

Modelul teoriei coliziunii a reacțiilor chimice

modelul teoriei coliziunii a reacțiilor chimice poate fi folosit pentru a explica legile ratei observate atât pentru reacțiile cu un pas, cât și pentru cele cu mai multe etape. Acest model presupune că rata oricărei etape dintr-o reacție depinde de frecvența coliziunilor dintre particulele implicate în acea etapă.

figura de mai jos oferă o bază pentru înțelegerea implicațiilor modelului teoriei coliziunii pentru reacții simple, într-un singur pas, cum ar fi următoarele.

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

teoria moleculară cinetică presupune că numărul de coliziuni persecond într-un gaz depinde de numărul de particule pe litru. Rata la care se formează NO2 și ClNO în această reacție ar trebui, prin urmare, să fie direct proporțională cu concentrația atât a ClNO2, cât și a NO.

Rate = k(ClNO2)(NO)

modelul teoriei coliziunii sugerează că rata oricărei etape în areacție este proporțională cu concentrațiile reactivilor consumați în acea etapă. Prin urmare, legea statului pentru o reacție într-un singur pas ar trebui să fie de acord cu stoichiometria acoloacțiune.

următoarea reacție, de exemplu, are loc într-o singură etapă.

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

când aceste molecule se ciocnesc în orientarea corectă, o pereche de electroni care nu se leagă de ionul OH poate fi donată atomului de carbon din centrul moleculei CH3Br, așa cum se arată în figura de mai jos.

când se întâmplă acest lucru, se formează o legătură carbon-oxigen în același timp în care legătura carbon-brom este ruptă. Rezultatul net al acestei reacții este înlocuirea ionului anOH cu un ion Br. Deoarece reacția are loc într-o singură etapă, care implică coliziuni între cei doi reactanți, viteza acestei reacții esteproporțional la concentrația ambilor reactanți.

rata = k(CH3Br)(OH -)

nu toate reacțiile apar într-o singură etapă. Următoarea reacție are loc întrei pași, așa cum se arată în figura de mai jos.

(CH3)3cbr(aq) + OH-(AQ) (CH3)3coh(aq) + Br-(aq)

În prima etapă, (CH3)3cbr moleculădisociază într-o pereche de ioni.

ionul încărcat pozitiv (CH3)3c+ reacționează apoi cu apa într-o a doua etapă.

produsul acestei reacții pierde apoi un proton fie la Oh-Ion, fie la apă în etapa finală.

al doilea și al treilea pas în această reacție sunt mult mai rapide decâtprimul.

The overall rate of reaction is therefore more or less equal to the rateof the first step. Prin urmare, primul pas este numit pasul de limitare a vitezei înaceastă reacție, deoarece limitează literalmente viteza la care se pot forma produsele reacțieipot fi formate. Deoarece un singur reactiv este implicat în etapa de limitare a vitezei, overallrate de reacție este proporțională cu concentrația numai a acestui reactiv.

rata = k((CH3)3CBr)

legea ratei pentru această reacție diferă, prin urmare, de ceea ce am prezicem din stoichiometria reacției. Deși reacția consumă ambele(CH3)3CBRAND OH-, viteza reacției este doar proporțională cu concentrația de (CH3)3cbr.

legile ratei pentru reacțiile chimice pot fi explicate prin următoarelereguli generale.

• viteza oricărei etape dintr-o reacție este direct proporțională cu concentrațiile reactivilor consumați în acea etapă.

• legea generală a ratei pentru o reacție este determinată de succesiunea pașilor sau de mecanismul prin care reactanții sunt transformați în produșii reacției.

• legea generală a ratei pentru o reacție este dominată de legea ratei pentru cel mai lent pas din reacție.