všechny chemické reakce mají specifickou rychlost, která definuje, jak rychle se reaktanty mění na produkty.
chemické reakce se řídí dvěma faktory: kinetikou a termodynamikou. Termodynamické faktory spočívají v tom, zda dojde k reakci nebo ne, a pokud absorbuje nebo vydává energii během procesu.
kinetika označuje rychlost chemické reakce a jak rychle systém dosáhne rovnováhy., Kinetika reakce je popsána zákonem kinetické rychlosti, který definuje rychlost na základě konstanty reakční rychlosti, koncentrace složek a pořadí reakce.
toto video zavede reakční kinetiku pomocí rovnice rate law a ukáže, jak určit zákon rychlosti pro určitou reakci v laboratoři.
pro obecnou reakci se reakční rychlost rovná rychlosti konstantní krát koncentrace reakčních látek, z nichž každá je zvýšena na reakční pořadí. Rychlost konstantní, k, je stanovena pro reakci při dané teplotě.,
reakční příkazy jsou nezávislé na stechiometrických koeficientech. Místo toho jsou závislé na reakčním mechanismu a ilustrují, jak rychlost souvisí s koncentrací reaktantů. Například pokud se reakční rychlost nezmění, když se koncentrace“ A “ zdvojnásobí, reakce nezávisí na koncentraci a pořadí je nulové.
Pokud se rychlost zdvojnásobí, když koncentrace reaktantu „A“ čtyřhra, pak reakce je prvního řádu, s ohledem na „A“. stejné chování platí pro reaktant „B“., Celkové pořadí reakce je součtem jednotlivých reakčních příkazů pro každou reakční látku.
během reakce se koncentrace reakčních látek mění s časem. Všimněte si, že rovnice základní sazby nezahrnuje čas jako proměnnou a může se týkat pouze rychlosti a koncentrace v určitém časovém bodě. Rychlost se však mění, jak reakce probíhá a jak jsou reakční látky vyčerpány. Použití zákona o diferenciální sazbě může souviset se změnou koncentrace na čas.,
sazba zákona pro reakci musí být stanovena experimentálně, kde chemické reakce je pečlivě kontrolována při konstantní teplotě a koncentraci reaktantů nebo produktů, měřených v určitých časových intervalech. Protože měření koncentrace se provádí v diskrétních časových bodech,je obtížné korelovat s experimentálními daty.
Integrace diferenciální sazba zákona za následek jednodušší rovnice, tzv. integrovaného kurzu práva. Integrovaný zákon o sazbách porovnává koncentrace reaktantů na začátku reakce a ve stanoveném čase.,
integrated rate law equation se liší v závislosti na pořadí reakce. Tyto rovnice mohou mít lineární formě y=mx+b. Tak, děj koncentrace versus čas, výnosy lineární pozemek pro žádné pořadí, rovnice, graf přirozeného logaritmu koncentrace versus čas, výnosy lineární pozemek pro rovnice prvního řádu, a tak dále. Spojením experimentálních dat s těmito rovnicemi lze snadno určit pořadí reakce. Rychlost konstantní, k, pak může být stanovena pomocí sklonu linky. Nakonec se jednotky k liší v závislosti na pořadí reakce., Pro reakci nulového řádu jsou jednotky krtky na litr za sekundu, pro reakci prvního řádu jsou jednotky inverzní sekundy a pro reakci druhého řádu jsou jednotky litr na mol za sekundu.
nyní, když byly vysvětleny základy zákonů o kinetické rychlosti, podívejme se, jak experimentálně určit zákon rychlosti rozkladu peroxidu vodíku na vodu a kyslík.
v tomto experimentu je zkoumán katalytický rozklad peroxidu vodíku nad katalyzátorem platiny.
nejprve připravte 5 ředění peroxidu vodíku, jak je znázorněno v tabulce., V tomto případě se koncentrace pohybují od 0,882-0,176 M, za použití 3% nebo 0,882 m zásobního roztoku. Nechte roztoky vyrovnat na pokojovou teplotu.
dále připravte reakční nádobu pomocí zkumavky. Nejprve určete objem naplněním velké zkumavky na vrchol vodou. Poté vložte gumovou zátku s otvorem 1, dokud není těsná a voda vytlačí z otvoru přes vrchol.
odstraňte zátku a nalijte vodu do odměrného válce, abyste změřili přesný objem. Jedná se o objem reakční nádoby.,
dále, nalijte 50 mL prvního roztoku peroxidu vodíku do zkumavky, a pak se vloží do 25 °C vodní lázni. Po vyrovnání přidejte reakční kotouč potažený platinou a utěsněte systém zátkou připojenou ke senzoru tlaku plynu.
vzhledem k tomu, že jedním z produktů je kyslíkový plyn, zvýšení tlaku v systému se používá k měření zvýšení kyslíku. Nastavte tlakové čidlo k získání dat na 2 body za s, pak spustit experiment pro 120 s. Bubliny by měly být viditelné jako peroxid vodíku se rozkládá na kyslík, plynu a vody.,
po skončení reakční doby uvolněte tlak a likvidujte roztok peroxidu. Opláchněte trubici a poté naplňte trubici dalším roztokem peroxidu vodíku. Opakujte měření tlaku plynu pro všechna řešení.
vykreslete údaje o tlaku versus čase pro každé řešení. Tlak vyvíjeného kyslíku je přímo úměrný molům kyslíku vytvořeným podle ideálního plynového zákona. Po chemické reakci mohou být vytvořené krtky kyslíku použity k výpočtu molů rozloženého peroxidu vodíku., Za prvé, předpokládejme, že koncentrace peroxidu vodíku se během krátkého trvání experimentu významně nezměnila. Vynesená data tedy představují pouze počáteční oblast experimentu kinetiky.
Určete sklon každé datové sady pomocí lineární regrese. Sklon se rovná počáteční reakční rychlosti v jednotkách tlaku kyslíku za sekundu.
další, děj přirozeného logu počáteční reakční rychlosti vs přirozený log počáteční koncentrace peroxidu. Sklon se rovná reakčnímu řádu m a je přibližně roven jednomu., Proto je reakce první.
rychlost pro každou studii je v jednotkách tlaku v Torr za sekundu. Chcete-li určit konstantní rychlost, nejprve převeďte rychlost na jednotky atmosfér za sekundu. Protože se bubliny vyvinuly ve vodném roztoku, odečtěte tlak páry vody ze systémového tlaku pro každou studii. Nová rychlost pak odráží pouze tlak způsobený vývojem kyslíku.
použijte ideální zákon o plynu pro převod rychlosti z atmosféry na mol na S pro každou zkoušku., Dvakrát vytvořené krtky kyslíku se rovnají molům peroxidu vodíku rozloženým podle chemické reakce stechiometrie. Poté pomocí reakčního objemu převeďte jednotky rychlosti na molaritu za sekundu.
Určete konstanty rychlosti pro každou studii vydělením rychlosti molarity na s počáteční koncentrací. V tomto experimentu je průměrná rychlost konstantní, k, je přibližně 1,48 x 10-4 za s. reakce je první pořadí, známý z přirozeného log-přírodní log plot je uvedeno výše. Proto může být zákon o sazbách napsán tak, jak je znázorněno.,
Nyní, když jste se podívali na to, jak určit zákon rychlosti pro chemickou reakci, podívejme se na některé oblasti, kde je tento koncept aplikován.
chemické reakce se používají při syntéze sloučenin a materiálů používaných v široké škále vědeckých aplikací. Je důležité pochopit rychlost reakce v těchto krocích syntézy, aby bylo možné řídit průběh reakce.
například syntéza nanokrystalů a nanorodů kadmia selenidu probíhá prostřednictvím řady chemických reakcí., Každá reakce má svou vlastní diskrétní reakční rychlost, a proto je krok syntézy pečlivě řízen na základě rychlosti poznání reakce; některé pomalé a některé velmi rychlé.
zákon rychlosti reakce může být také použit k popisu radioaktivního rozpadu a stanovení poločasu radioaktivního materiálu. Poločas rozpadu se týká množství času potřebného k tomu, aby koncentrace materiálu klesla na polovinu počáteční koncentrace.,
Radioaktivity dodržuje kinetiku prvního řádu, což znamená, že čas potřebný pro radioaktivní materiál k rozpadu na bezpečnou úroveň lze velmi dobře charakterizovat, umožňující řádnou přepravu a skladování radioaktivních látek a radioaktivního odpadu.
podobně jako radioaktivní materiály mají léky také poločas rozpadu a degradují se v těle. Například některé léky mají vysoké konstanty rychlosti, což znamená, že se rychle zhoršují a musí být užívány často. Znalost této rychlosti degradace umožňuje stanovení vhodné metody dávkování, použití a dodávání.,
právě jste sledovali Úvod Joveho do reakčních rychlostí. Nyní byste měli pochopit různé řády chemických reakcí, jak se vztahují k rychlosti chemické reakce a jak určit zákon o rychlosti pro danou chemickou reakci v laboratoři.
Díky za sledování!