Faktor Kinetika Kimia, Urutan Reaksi, Aplikasi

itu kinetika kimia Ini adalah studi tentang kecepatan suatu reaksi. Ini menyimpulkan data eksperimental atau teoritis tentang mekanisme molekuler, melalui undang-undang yang diungkapkan oleh persamaan matematika. Mekanisme ini terdiri dari serangkaian langkah, beberapa di antaranya cepat dan lainnya lambat.

Paling lambat dari ini disebut langkah penentuan kecepatan. Oleh karena itu, mengetahui spesies perantara dan mekanisme operan dari langkah ini sangat penting dalam hal kinetika. Visualisasi di atas adalah untuk mengasumsikan bahwa reagen tertutup dalam botol dan ketika bereaksi, produk keluar ke luar..

Akhirnya, produk muncul secara bebas melalui mulut botol tanpa hambatan kinetik lebih lanjut. Dari perspektif ini, ada botol dengan berbagai ukuran dan desain. Namun, mereka semua memiliki satu elemen yang sama: leher sempit, indikator dari langkah penentu reaksi.

Indeks

• 1 Apa yang dipelajari kinetika kimia?
• 2 Tingkat reaksi
  • 2.1 Definisi
  • 2.2 Persamaan umum
  • 2.3 Contoh makanan penutup
  • 2.4 Cara menentukannya
• 3 Faktor yang mempengaruhi laju reaksi
  • 3.1 Sifat spesies kimia
  • 3.2 Konsentrasi reagen
  • 3.3 Temperatur
• 4 Urutan reaksi dalam kinetika kimia
  • 4.1 Reaksi tanpa urutan
  • 4.2 Reaksi orde pertama
  • 4.3 Reaksi urutan kedua
  • 4.4 Urutan reaksi vs molekul
• 5 Aplikasi
• 6 Referensi

Apa yang mempelajari kinetika kimia?

Secara eksperimental, cabang kimia ini mempelajari variasi konsentrasi yang terlibat dalam reaksi kimia, dari pengukuran properti tertentu.

Kinetika kimia adalah cabang kimia yang bertanggung jawab untuk mempelajari semua informasi yang dapat diturunkan dari kecepatan suatu reaksi. Namanya mengundang Anda untuk membayangkan arloji saku yang menandai waktu suatu proses, di mana pun itu terjadi: di reaktor, di awan, di sungai, di tubuh manusia, dll..

Semua reaksi kimia, dan karenanya semua transformasi, memiliki aspek termodinamika, kesetimbangan, dan kinetik. Termodinamika menunjukkan apakah suatu reaksi spontan atau tidak; menyeimbangkan tingkat kuantifikasi; dan kondisi kinetik yang mendukung kecepatannya dan juga data tentang mekanismenya.

Banyak aspek penting dari kinetika kimia dapat diamati dalam kehidupan sehari-hari: di lemari es, yang membekukan makanan untuk mengurangi penguraiannya dengan membekukan air yang merupakan bagian dari mereka. Juga, dalam pematangan anggur, yang penuaan memberi mereka rasa yang menyenangkan.

Namun, "waktu molekul" sangat berbeda dalam skala kecilnya, dan sangat bervariasi menurut banyak faktor (jumlah dan jenis tautan, ukuran, keadaan materi, dll.).

Karena waktu adalah kehidupan, dan juga uang, sangat penting untuk mengetahui variabel mana yang memungkinkan reaksi kimia berlangsung secepat mungkin. Namun, kadang-kadang sebaliknya yang diinginkan: bahwa reaksi terjadi sangat lambat, terutama jika itu eksotermik dan ada risiko ledakan.

Apa variabel-variabel ini? Beberapa bersifat fisik, seperti pada tekanan atau suhu apa yang harus dimiliki reaktor atau sistem; dan lainnya adalah bahan kimia, seperti jenis pelarut, pH, salinitas, struktur molekul, dll..

Namun, sebelum memunculkan variabel-variabel ini, pertama-tama kita harus mempelajari kinetika reaksi sekarang.

Bagaimana? Melalui variasi konsentrasi, yang dapat diikuti jika properti tertentu dikuantifikasi yang proporsional dengan yang pertama. Sepanjang sejarah metode telah menjadi lebih canggih, memungkinkan pengukuran yang lebih akurat dan tepat, dan dengan interval yang semakin kecil.

Tingkat reaksi

Untuk menentukan kecepatan reaksi kimia, perlu diketahui bagaimana konsentrasi bervariasi dari waktu ke waktu dari spesies yang terlibat. Kecepatan ini sangat tergantung pada banyak faktor, tetapi yang paling penting adalah bahwa itu dapat diukur untuk reaksi-reaksi yang terjadi "perlahan-lahan".

Di sini kata "pelan-pelan" adalah relatif dan didefinisikan untuk segala sesuatu yang dapat diukur dengan teknik instrumental yang tersedia. Jika, misalnya, reaksinya jauh lebih cepat daripada kapasitas pengukuran peralatan, maka itu tidak akan kuantitatif atau kinetiknya tidak dapat dipelajari..

Kemudian, laju reaksi ditentukan pada ambang proses apa pun sebelum mencapai kesetimbangan. Mengapa Karena dalam kesetimbangan kecepatan reaksi langsung (pembentukan produk) dan reaksi balik (pembentukan reaktan) adalah sama.

Mengontrol variabel yang bekerja pada sistem, dan akibatnya, kinetika atau kecepatan reaksi, kondisi ideal dapat dipilih untuk menghasilkan sejumlah produk dalam waktu yang paling diinginkan dan aman.

Di sisi lain, pengetahuan ini mengungkap mekanisme molekuler, yang berharga ketika meningkatkan kinerja suatu reaksi.

Definisi

Kecepatan adalah perubahan besarnya sebagai fungsi waktu. Untuk studi ini, minat terletak pada menentukan variasi konsentrasi sebagai jam, menit berlalu; nano, puncak atau bahkan femtosekon (10^-15s).

Ini dapat memiliki banyak unit, tetapi yang paling sederhana dan paling mudah adalah M · s^-1, atau apa yang sama dengan mol / L · s. Terlepas dari unitnya, ia harus selalu memiliki nilai positif, karena itu adalah kuantitas fisik (seperti dimensi atau massa).

Namun, berdasarkan kesepakatan, tingkat menghilangnya pereaksi memiliki tanda negatif, dan tingkat penampilan untuk suatu produk, tanda positif.

Tetapi jika reaktan dan produk memiliki kecepatannya sendiri, bagaimana kemudian menentukan kecepatan reaksi keseluruhan? Jawabannya terletak pada koefisien stoikiometrik.

Persamaan umum

Persamaan kimia berikut ini mengekspresikan reaksi A dan B untuk membentuk C dan D:

aA + bB => cC + dD

Konsentrasi molar biasanya dinyatakan dalam tanda kurung, sehingga, misalnya, konsentrasi spesies A ditulis sebagai [A]. Dengan demikian, laju reaksi untuk masing-masing spesies kimia yang terlibat adalah:

Menurut persamaan matematika, ada empat rute untuk mencapai kecepatan reaksi: variasi konsentrasi dari setiap reaktan (A atau B) atau produk (C atau D) diukur.

Kemudian, dengan salah satu dari nilai-nilai ini, dan koefisien stoikiometriknya yang benar, ia dibagi dengan yang terakhir dan untuk mendapatkan kecepatan reaksi rxn.

Karena laju reaksi adalah kuantitas positif, tanda negatif mengalikan nilai kecepatan negatif reaktan; untuk alasan ini koefisien a dan b kalikan dengan (-1).

Misalnya, jika kecepatan hilangnya A adalah - (5M / s), dan koefisien stoikiometriknya a adalah 2, maka kecepatan rxn sama dengan 2.5M / s ((-1/2) x 5).

Contoh makanan penutup

Jika produk tersebut adalah makanan penutup, bahan-bahan dengan analogi adalah reaktan; dan persamaan kimia, resepnya:

7Cookie + 3Brownies + 1Salad => 1 Pos

Dan kecepatan untuk masing-masing bahan manis, dan makanan penutup yang sama adalah:

Dengan demikian, kecepatan pembuatan makanan penutup dapat ditentukan dengan variasi cookie, brownies, es krim, atau seluruh rangkaian; membaginya di antara koefisien stoikiometriknya (7, 3, 1 dan 1). Namun, salah satu rute mungkin lebih mudah daripada yang lain.

Misalnya, jika Anda mengukur peningkatan [Makanan Penutup] pada interval waktu yang berbeda, pengukuran ini mungkin rumit.

Di sisi lain, mungkin lebih mudah dan praktis untuk mengukur [cookie], karena jumlah mereka atau beberapa sifat mereka yang membuat konsentrasi mereka lebih mudah untuk ditentukan daripada brownies atau es krim..

Cara menentukannya

Mengingat reaksi sederhana A => B, jika A, misalnya, dalam larutan encer, menunjukkan warna hijau, maka ini tergantung pada konsentrasinya. Jadi, ketika A menjadi B, warna hijau menghilang, dan jika penghilangan ini dikuantifikasi, maka kurva [A] vs t dapat diperoleh.

Di sisi lain, jika B adalah spesies asam, pH larutan akan turun ke nilai di bawah 7. Dengan demikian, dari penurunan pH kita memperoleh [B], dan berturut-turut, grafik [B] vs t. Overlay maka kedua grafik kira-kira seperti yang berikut ini dinilai:

Dalam grafik Anda dapat melihat bagaimana [A] berkurang seiring waktu, karena dikonsumsi, dan bagaimana kurva [B] meningkat dengan kemiringan positif karena itu adalah produk.

Ini juga menunjukkan bahwa [A] cenderung ke nol (jika tidak ada keseimbangan) dan bahwa [B] mencapai nilai maksimum yang diatur oleh stoikiometri dan jika reaksinya selesai (semua A dikonsumsi).

Kecepatan reaksi A dan B adalah garis singgung pada salah satu kurva ini; dengan kata lain, turunannya.

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Sifat spesies kimia

Jika semua reaksi kimia berlangsung seketika, studi kinetik mereka tidak akan ada. Banyak yang memiliki kecepatan sangat tinggi sehingga tidak dapat diukur; yaitu, mereka tidak dapat diukur.

Jadi, reaksi antar ion biasanya sangat cepat dan lengkap (dengan hasil sekitar 100%). Di sisi lain, yang melibatkan senyawa organik membutuhkan waktu. Reaksi dari tipe pertama adalah:

H₂SO₄ + 2NaOH => Na₂SO₄ + 2 jam₂O

Interaksi elektrostatik yang kuat antara ion mendukung pembentukan air dan natrium sulfat yang cepat. Sebaliknya, reaksi tipe kedua adalah, misalnya, esterifikasi asam asetat:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Meskipun air juga terbentuk, reaksinya tidak instan; bahkan dalam kondisi yang menguntungkan, beberapa jam berlalu untuk menyelesaikan.

Namun, variabel lain memiliki pengaruh yang lebih besar pada kecepatan reaksi: konsentrasi reaktan, suhu, tekanan dan adanya katalis.

Konsentrasi reagen

Dalam kinetika kimia, ruang yang diteliti, terpisah dari yang tak terbatas, disebut sistem. Misalnya, reaktor, gelas kimia, labu, awan, bintang, dll., Dapat dianggap sebagai sistem yang sedang dipelajari.

Jadi, dalam sistem, molekul-molekul itu tidak statis tetapi "bergerak" ke semua sudut. Dalam beberapa perpindahan ini bertabrakan dengan molekul lain untuk memantul atau menghasilkan produk.

Kemudian, jumlah tumbukan sebanding dengan konsentrasi reaktan. Gambar atas menggambarkan bagaimana sistem berubah dari konsentrasi rendah ke konsentrasi tinggi.

Juga, selama ada lebih banyak tabrakan, kecepatan reaksi akan lebih tinggi, karena kemungkinan dua molekul bereaksi meningkat.

Jika reaktan adalah gas, maka tekanan variabel ditangani dan terkait dengan konsentrasi gas dengan asumsi salah satu dari banyak persamaan yang ada (seperti gas ideal); atau juga, volume sistem dikurangi untuk meningkatkan kemungkinan molekul gas bertabrakan.

Suhu

Meskipun jumlah tumbukan meningkat, tidak semua molekul memiliki energi yang dibutuhkan untuk mengatasi energi aktivasi dari proses tersebut.

Di sinilah suhu memainkan peran penting: itu memenuhi fungsi percepatan molekul secara termal sehingga mereka bertabrakan dengan lebih banyak energi.

Jadi, umumnya laju reaksi berlipat ganda untuk setiap 10 ° C kenaikan suhu sistem. Namun, untuk semua reaksi tidak selalu seperti itu. Bagaimana cara memprediksi peningkatan ini? Persamaan Arrhenius menjawab pertanyaan:

d (lnK) / dT = E / (RT²)

K adalah konstanta kecepatan pada suhu T, R adalah konstanta gas dan E adalah energi aktivasi. Energi ini menunjukkan penghalang energi yang harus diukur oleh reagen untuk bereaksi.

Untuk melakukan penelitian kinetik, suhu harus konstan dan tanpa katalis. Apa katalisnya? Mereka adalah spesies eksternal yang ikut campur dalam reaksi tetapi tanpa dikonsumsi, dan yang mengurangi energi aktivasi.

Konsep katalisis untuk reaksi glukosa dengan oksigen diilustrasikan pada gambar di atas. Garis merah mewakili energi aktivasi tanpa enzim (katalis biologis), sedangkan dengan ini, garis biru menunjukkan penurunan energi aktivasi.

Urutan reaksi dalam kinetika kimia

Dalam persamaan kimia indeks stoikiometrik, terkait dengan mekanisme reaksi tidak sama dengan indeks urutan yang sama. Reaksi kimia biasanya memiliki urutan pertama atau kedua, jarang urutan ketiga atau lebih tinggi.

Kenapa begitu? Bahwa tumbukan tiga molekul yang bersemangat secara energi tidak mungkin terjadi, dan terlebih lagi tumbukan empat kali lipat atau rangkap empat, di mana kemungkinannya sangat kecil. Perintah reaksi pecahan juga dimungkinkan. Sebagai contoh:

NH₄Cl <=>NH₃ + HCl

Reaksi adalah urutan pertama dalam satu arah (dari kiri ke kanan) dan urutan kedua dalam arah lain (dari kanan ke kiri) jika dianggap sebagai keseimbangan. Sedangkan saldo berikut adalah dari urutan kedua di kedua arah:

2HI <=> H₂ + Saya₂

Molekul dan urutan reaksi sama? Tidak. Molekul adalah jumlah molekul yang bereaksi untuk menghasilkan produk, dan urutan reaksi global adalah urutan yang sama dari pereaksi yang terlibat dalam langkah yang menentukan kecepatan.

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ => 2MnSO₄ + 5I₂ + 6 rb₂SO₄ + 8 jam₂O

Reaksi ini, meskipun memiliki indeks stoikiometri tinggi (molekuler), sebenarnya adalah reaksi orde kedua. Dengan kata lain, langkah penentuan kecepatan adalah urutan kedua.

Reaksi tanpa urutan

Mereka terjadi dalam kasus reaksi heterogen. Misalnya: antara cairan dan padatan. Dengan demikian, kecepatan tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.

Demikian juga, jika reagen memiliki orde reaksi nol, itu berarti ia tidak berpartisipasi dalam langkah penentuan kecepatan, tetapi dalam reaksi cepat..

Reaksi orde pertama

A => B

Reaksi urutan pertama diatur oleh undang-undang kecepatan berikut:

V = k [A]

Jika konsentrasi A berlipat ganda, laju reaksi V juga melakukannya. Oleh karena itu, kecepatan sebanding dengan konsentrasi pereaksi pada langkah yang menentukan reaksi.

Reaksi orde kedua

2A => B

A + B => C

Dalam jenis reaksi ini, dua spesies ikut campur, seperti dalam dua persamaan kimia yang baru saja ditulis. Hukum kecepatan untuk reaksi adalah:

V = k [A]²

V = k [A] [B]

Pada tingkat reaksi pertama sebanding dengan kuadrat konsentrasi A, sedangkan pada reaksi yang sama terjadi seperti pada reaksi orde pertama: kecepatan berbanding lurus dengan konsentrasi A dan B.

Urutan reaksi vs molekul

Menurut contoh sebelumnya, koefisien stoikiometrik dapat atau tidak sesuai dengan urutan reaksi.

Namun, ini terjadi pada reaksi elementer, yang menentukan mekanisme molekuler dari setiap langkah reaksi. Dalam reaksi ini koefisiennya sama dengan jumlah molekul yang berpartisipasi.

Misalnya, molekul A bereaksi dengan salah satu B untuk membentuk molekul C. Di sini, molekul adalah 1 untuk reaktan dan kemudian dalam ekspresi hukum kecepatan, mereka bertepatan dengan urutan reaksi..

Oleh karena itu, molekuleritas harus selalu berupa bilangan bulat, dan secara probabilistik kurang dari empat.

Mengapa Karena dalam perjalanan suatu mekanisme sangat tidak mungkin bahwa empat molekul berpartisipasi pada saat yang sama; bisa bereaksi dua dari mereka terlebih dahulu, dan kemudian dua lainnya akan bereaksi dengan produk ini.

Secara matematis ini adalah salah satu perbedaan utama antara urutan reaksi dan molekul: urutan reaksi dapat mengambil nilai fraksional (1/2, 5/2, dll.).

Ini karena yang pertama hanya mencerminkan bagaimana konsentrasi spesies mempengaruhi kecepatan, tetapi bukan bagaimana molekul mereka campur tangan dalam proses.

Aplikasi

- Hal ini memungkinkan untuk menentukan waktu suatu obat tetap dalam organisme sebelum dimetabolisme lengkap. Juga, berkat studi kinetik, katalisis enzimatik dapat diikuti sebagai metode hijau terhadap katalis lain dengan dampak lingkungan yang negatif; atau juga untuk digunakan dalam proses industri yang tak terhitung banyaknya.

- Dalam industri otomotif, khususnya di dalam mesin, di mana reaksi elektrokimia harus dilakukan dengan cepat untuk memulai kendaraan. Juga di pipa knalpotnya, yang memiliki catalytic converter untuk mengubah gas berbahaya CO, NO dan NO_x dalam CO₂, H₂O, N₂ dan O₂ selama waktu yang optimal.

2NaN₃(s) = 2Na (s) + 3N₂(g)

-Ini adalah reaksi di balik mengapa kantung udara mengembang, ketika kendaraan bertabrakan. Ketika ban rem tiba-tiba, sebuah detektor secara elektrik meledakkan natrium azida, NaN₃. Reagen ini "meledak" melepaskan N₂, yang menempati seluruh volume tas dengan cepat.

Natrium logam kemudian bereaksi dengan komponen lain untuk menetralisirnya, karena dalam keadaan murni ia beracun.

Referensi

1. Walter J. Moore. (1963). Kimia Fisik Masuk Kinetika kimia. Edisi keempat, Longmans.
2. Ira N. Levine. (2009). Prinsip fisikokimia. Edisi keenam, halaman 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki (23 Desember 2011). Tabrakan-molekul-id [Figua] Diperoleh pada 30 April 2018, dari: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Buku teks kimia fisik. Masuk Kinetika kimia. Edisi kedua. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8 Maret 2017). Definisi kinetika kimia. Diperoleh pada 30 April 2018, dari: thoughtco.com
6. Akademi Khan. (2018). Tarif reaksi dan undang-undang tarif. Diperoleh pada 30 April 2018, dari: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26 Juli 2010). Kinetika kimia Diperoleh pada 30 April 2018, dari: quimicafisica.com