Bestimmung der Ratengleichung und der Reaktionsreihenfolge

Alle chemischen Reaktionen haben eine bestimmte Rate, die definiert, wie schnell die Reaktanten in Produkte umgewandelt werden.

Chemische Reaktionen werden von zwei Faktoren bestimmt: Kinetik und Thermodynamik. Thermodynamische Faktoren berücksichtigen, ob eine Reaktion stattfindet oder nicht und ob sie während des Prozesses Energie absorbiert oder abgibt.

Die Kinetik bezieht sich auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion und darauf, wie schnell das System das Gleichgewicht erreicht. Die Kinetik einer Reaktion wird durch das kinetische Geschwindigkeitsgesetz beschrieben, das die Geschwindigkeit basierend auf einer Reaktionsgeschwindigkeitskonstante, der Konzentration der Komponenten und der Reihenfolge der Reaktion definiert.

In diesem Video wird die Reaktionskinetik mit Hilfe der Geschwindigkeitsgesetzgleichung vorgestellt und gezeigt, wie das Geschwindigkeitsgesetz für eine bestimmte Reaktion im Labor bestimmt werden kann.

Für eine allgemeine Reaktion entspricht die Reaktionsgeschwindigkeit der Geschwindigkeitskonstante multipliziert mit den Konzentrationen der Reaktanten, die jeweils auf eine Reaktionsordnung angehoben werden. Die Geschwindigkeitskonstante k ist für eine Reaktion bei einer gegebenen Temperatur festgelegt.

Die Reaktionsordnungen sind unabhängig von den stöchiometrischen Koeffizienten. Stattdessen sind sie vom Reaktionsmechanismus abhängig und veranschaulichen, wie die Geschwindigkeit mit der Konzentration der Reaktanten zusammenhängt. Wenn z. B. die Reaktionsgeschwindigkeit unverändert ist, wenn sich die Konzentration von "A" verdoppelt, hängt die Reaktion nicht von der Konzentration ab, und die Ordnung ist Null.

Wenn sich die Geschwindigkeit verdoppelt, wenn sich die Konzentration des Reaktanten "A" verdoppelt, dann ist die Reaktion erster Ordnung in Bezug auf "A". Das gleiche Verhalten gilt für den Reaktanten "B". Die Gesamtordnung einer Reaktion ist die Summe der einzelnen Reaktionsordnungen für jeden Reaktanten.

Während einer Reaktion ändert sich die Konzentration der Reaktanten mit der Zeit. Beachten Sie, dass die grundlegende Geschwindigkeitsgleichung die Zeit nicht als Variable enthält und nur Geschwindigkeit und Konzentration zu einem bestimmten Zeitpunkt in Beziehung setzen kann. Die Geschwindigkeit ändert sich jedoch, wenn die Reaktion fortschreitet und die Reaktanten erschöpft sind. Die Verwendung eines Differentialgeschwindigkeitsgesetzes kann die Änderung der Konzentration mit der Zeit in Beziehung setzen.

Das Geschwindigkeitsgesetz für eine Reaktion muss experimentell bestimmt werden, wobei eine chemische Reaktion bei einer konstanten Temperatur sorgfältig kontrolliert und die Konzentration der Reaktanten oder Produkte in bestimmten Zeitintervallen gemessen wird. Da Konzentrationsmessungen zu diskreten Zeitpunkten durchgeführt werden, ist es schwierig, das Differentialgeschwindigkeitsgesetz mit experimentellen Daten zu korrelieren.

Die Integration des Differentialgeschwindigkeitsgesetzes führt zu einer einfacheren Gleichung, die als integriertes Tarifgesetz bezeichnet wird. Das integrierte Geschwindigkeitsgesetz vergleicht die Reaktantenkonzentrationen zu Beginn der Reaktion und zu einem bestimmten Zeitpunkt.

Die integrierte Geschwindigkeitsgesetzgleichung variiert in Abhängigkeit von der Reihenfolge der Reaktion. Diese Gleichungen können die lineare Form y=mx+b annehmen. So ergibt ein Diagramm der Konzentration über die Zeit ein lineares Diagramm für eine Gleichung nullter Ordnung, ein Diagramm des natürlichen Logarithmus der Konzentration über die Zeit ergibt ein lineares Diagramm für eine Gleichung erster Ordnung und so weiter. Durch die Anpassung experimenteller Daten an diese Gleichungen kann die Reihenfolge einer Reaktion leicht bestimmt werden. Die Kurskonstante k kann dann anhand der Steigung der Geraden bestimmt werden. Schließlich variieren die Einheiten von k in Abhängigkeit von der Reihenfolge der Reaktion. Für eine Reaktion nullter Ordnung sind die Einheiten Mol pro Liter pro Sekunde, für eine Reaktion erster Ordnung sind die Einheiten inverse Sekunden und für eine Reaktion zweiter Ordnung sind die Einheiten Liter pro Mol pro Sekunde.

Nachdem nun die Grundlagen der kinetischen Geschwindigkeitsgesetze erläutert wurden, werfen wir einen Blick darauf, wie das Geschwindigkeitsgesetz für die Zersetzung von Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff experimentell bestimmt werden kann.

In diesem Experiment wird die katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid über einem Platinkatalysator untersucht.

Bereiten Sie zunächst 5 Verdünnungen Wasserstoffperoxid vor, wie in der Tabelle gezeigt. In diesem Fall liegen die Konzentrationen zwischen 0,882 ? 0,176 M unter Verwendung einer 3%igen oder 0,882 M Stammlösung. Lassen Sie die Lösungen auf Raumtemperatur ausgleichen.

Bereiten Sie anschließend das Reaktionsgefäß mit einem Reagenzglas vor. Bestimmen Sie zunächst das Volumen, indem Sie ein großes Reagenzglas bis zum Rand mit Wasser füllen. Setzen Sie dann einen 1-Loch-Gummistopfen ein, bis er fest sitzt und Wasser durch die Oberseite aus dem Loch drückt.

Entfernen Sie den Stopfen und gießen Sie das Wasser in einen Messzylinder, um das genaue Volumen zu messen. Dies ist das Volumen des Reaktionsgefäßes.

Gießen Sie anschließend 50 mL der ersten Wasserstoffperoxidlösung in das Reagenzglas und stellen Sie das Röhrchen dann in das 25?? C Wasserbad. Nach dem Äquilibrieren fügen Sie eine platinbeschichtete Reaktionsscheibe hinzu und versiegeln Sie das System mit einem Stopfen, der mit einem Gasdrucksensor verbunden ist.

Da es sich bei einem der Produkte um Sauerstoffgas handelt, wird der Druckanstieg im System zur Messung des Sauerstoffanstiegs verwendet. Richten Sie den Drucksensor so ein, dass er Daten an 2 Punkten pro s erfasst, und führen Sie dann das Experiment 120 s lang durch. Blasen sollten sichtbar sein, wenn sich das Peroxid in Sauerstoff, Gas und Wasser zersetzt.

Wenn die Reaktionszeit abgelaufen ist, den Druck ablassen und die Peroxidlösung entsorgen. Spülen Sie das Röhrchen aus und füllen Sie das Röhrchen mit der nächsten Wasserstoffperoxidlösung. Wiederholen Sie die Gasdruckmessung für alle Lösungen.

Stellen Sie die Druck-Zeit-Daten für jede Lösung grafisch dar. Der Druck des entwickelten Sauerstoffs ist direkt proportional zu den Molen Sauerstoff, die nach dem idealen Gasgesetz gebildet werden. Nach der chemischen Reaktion können die gebildeten Mol Sauerstoff verwendet werden, um die Mol des zersetzten Wasserstoffperoxids zu berechnen. Nehmen wir zunächst an, dass sich die Konzentration von Wasserstoffperoxid während der kurzen Dauer des Experiments nicht signifikant verändert hat. Daher stellen die aufgetragenen Daten nur den Anfangsbereich des Kinetik-Experiments dar.

Bestimmen Sie die Steigung jedes Datensatzes mithilfe einer linearen Regression. Die Steigung ist gleich der anfänglichen Reaktionsgeschwindigkeit in Einheiten des Sauerstoffdrucks pro Sekunde.

Als nächstes stellen Sie das Diagramm des natürlichen Logarithmus der anfänglichen Reaktionsgeschwindigkeit im Vergleich zum natürlichen Logarithmus der anfänglichen Peroxidkonzentration dar. Die Steigung ist gleich der Reaktionsordnung m und entspricht ungefähr eins. Daher ist die Reaktion erster Ordnung.

Die Rate für jeden Versuch wird in Druckeinheiten in Torr pro Sekunde angegeben. Um die Geschwindigkeitskonstante zu bestimmen, rechnen Sie zunächst die Geschwindigkeit in Einheiten von Atmosphären pro Sekunde um. Da sich die Blasen in der wässrigen Lösung gebildet haben, ziehen Sie bei jedem Versuch den Dampfdruck des Wassers vom Systemdruck ab. Die neue Rate spiegelt dann nur noch den Druck wider, der durch die Sauerstoffentwicklung entsteht.

Wenden Sie das ideale Gasgesetz an, um die Rate von Atmosphären an sich in Mol pro s für jeden Versuch umzurechnen. Das Doppelte der erzeugten Mol Sauerstoff entspricht den Mol des zersetzten Wasserstoffperoxids gemäß der Stöchiometrie der chemischen Reaktion. Verwenden Sie dann das Reaktionsvolumen, um die Einheiten der Rate in Molarität pro Sekunde umzurechnen.

Bestimmen Sie die Geschwindigkeitskonstanten für jeden Versuch, indem Sie die Rate in Molarität pro s durch die Anfangskonzentration dividieren. In diesem Experiment beträgt die durchschnittliche Geschwindigkeitskonstante k ungefähr 1,48 x 10-4 Prozent. Die Reaktion ist erster Ordnung, bekannt aus dem zuvor gezeigten natürlichen Logarithmus-Diagramm. Daher kann das Tarifgesetz wie gezeigt geschrieben werden.

Nachdem Sie sich nun angesehen haben, wie das Geschwindigkeitsgesetz für eine chemische Reaktion bestimmt wird, schauen wir uns einige Bereiche an, in denen dieses Konzept angewendet wird.

Chemische Reaktionen werden bei der Synthese von Verbindungen und Materialien eingesetzt, die in einer Vielzahl von wissenschaftlichen Anwendungen eingesetzt werden. Es ist wichtig, die Reaktionsgeschwindigkeit in diesen Syntheseschritten zu verstehen, um den Fortschritt einer Reaktion zu kontrollieren.

Zum Beispiel durchläuft die Synthese von Cadmiumselenid-Nanokristallen und Nanostäbchen eine Reihe chemischer Reaktionen. Jede Reaktion hat ihre eigene diskrete Reaktionsgeschwindigkeit, und daher wird der Syntheseschritt sorgfältig auf der Grundlage der Kenntnisgeschwindigkeit der Reaktion gesteuert. einige langsam und andere sehr schnell.

Das Gesetz der Reaktionsgeschwindigkeit kann auch verwendet werden, um den radioaktiven Zerfall zu beschreiben und die Halbwertszeit von radioaktivem Material zu bestimmen. Die Halbwertszeit bezieht sich auf die Zeit, die benötigt wird, bis die Konzentration eines Materials auf die Hälfte seiner ursprünglichen Konzentration abfällt.

Die Radioaktivität folgt der Kinetik erster Ordnung, was bedeutet, dass die Zeit, die für den Zerfall des radioaktiven Materials auf ein sicheres Niveau benötigt wird, sehr gut charakterisiert werden kann, was einen ordnungsgemäßen Transport und eine ordnungsgemäße Lagerung von radioaktivem Material und radioaktivem Abfall ermöglicht.

Ähnlich wie radioaktive Stoffe haben auch Medikamente eine Halbwertszeit und werden im Körper abgebaut. Einige Medikamente haben zum Beispiel hohe Geschwindigkeitskonstanten, was bedeutet, dass sie schnell abgebaut werden und häufig eingenommen werden müssen. Die Kenntnis dieser Abbaurate ermöglicht die Bestimmung der geeigneten Dosierung, Verwendung und Verabreichungsmethode.

Sie haben gerade die Einführung von JoVE in die Reaktionsgeschwindigkeit gesehen. Sie sollten nun die verschiedenen Ordnungen chemischer Reaktionen verstehen, wie sie mit den chemischen Reaktionsgeschwindigkeiten zusammenhängen und wie man das Geschwindigkeitsgesetz für eine bestimmte chemische Reaktion im Labor bestimmt.

Danke fürs Zuschauen!