Sıcaklık Bağımlılığı

Kimyasal Kinetik

Reaksiyon hızı, bir kimyasal reaksiyonun meydana gelme hızıdır. Reaksiyon hızı, reaksiyondaki bir bileşenin konsantrasyonunun zamanla değişmesi olarak tanımlanır. Bir reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonu ve reaksiyonun gerçekleştirildiği sıcaklık dahil olmak üzere çeşitli faktörlere bağlıdır. Her reaktan, reaksiyonun hızına belirli bir faktörle katkıda bulunur. Bu ilişki reaksiyon hızı yasası ile tanımlanır.

Oran Yasası

Hız yasası, A ve B reaktanların konsantrasyonu ile bunların reaksiyon sıraları, m ve n arasındaki ilişkiyi tanımlayan bir denklemdir. Hız sabiti, k, reaktanların konsantrasyonlarını ve sıralarını reaksiyon hızıyla ilişkilendirir. Reaksiyonun gerçekleştirildiği sıcaklık olarak reaksiyona bağlıdır.

r = aA + bB → cC için k [A]^m[B]ⁿ

Arrhenius Denklemi

Arrhenius denklemi, reaksiyon hızı sabitini bir kimyasal reaksiyonun aktivasyon enerjisi ile ilişkilendirir. Aktivasyon enerjisi, bir kimyasal reaksiyonun ilerlemek için ihtiyaç duyduğu enerji miktarı olarak tanımlanır. Bir reaksiyon bu aktivasyon enerjisi gereksinimini karşılamıyorsa, reaksiyon devam etmeyecektir.

K ile sıcaklık arasındaki negatif üstel ilişki, sıcaklık arttıkça k değerinin de arttığını gösterir. Hız sabiti bir sıcaklık aralığında deneysel olarak belirlenebildiğinden, aktivasyon enerjisi Arrhenius denklemi kullanılarak hesaplanabilir. Her iki tarafın doğal logaritmasını alarak, Arrhenius denklemi doğrusal bir denklem olarak yeniden yazılır.

ln k'ye karşı 1/T'lik bir çizim, -E_a/R'ye eşit bir eğime ve ln A'nın y-kesişimine sahip düz bir çizgi verir. İdeal gaz sabiti olan R bilindiğinden, E_a, farklı sıcaklıklarda bir dizi k değeri kullanılarak grafiksel olarak belirlenebilir.

Katalizörler ve Aktivasyon Enerjisi

Bazı kimyasal reaksiyonlar, reaksiyonun yavaş ilerlemesini sağlayan yeterince büyük bir aktivasyon enerjisine sahiptir. Hidrojen peroksitin oksijen ve suya ayrışma reaksiyonu kendiliğinden gerçekleşir, ancak inanılmaz derecede yavaş bir oranda gerçekleşir. Bu ilk engeli aşmanın bir yolu, enerjiyi ısı şeklinde sağlamaktır. Bununla birlikte, aşırı ısı ürünlerin veya reaktanların stabilitesini etkileyebileceğinden veya yan reaksiyonları kolaylaştırabileceğinden, bu her zaman ideal değildir.

Kimyasal reaksiyonlar için aktivasyon enerjisi, katalizörler kullanılarak değiştirilebilir. Bir katalizör, bir kimyasal reaksiyonun aktivasyon enerjisini düşürür, ancak reaksiyon tarafından tüketilmez. Başka bir deyişle, bir katalizör, kritik aktivasyon enerjisi gereksiniminin üstesinden gelmeyi kolaylaştırarak kimyasal reaksiyonu kolaylaştırır. Hidrojen peroksitin ayrışmasında, demir nitrat ilavesi aktivasyon enerjisini düşürür ve reaksiyonun daha hızlı ilerlemesini sağlar. Bununla birlikte, bir katalizör bir reaksiyonun hızını etkileyebilse de, bir katalizörün reaksiyon tarafından üretilen ürün miktarını DEĞİŞTİRMEDİĞİNİ not etmek önemlidir.

Başvuru

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Kimya ve Kimyasal Reaktivite. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Öğrenme.
2. Silberberg, M.S. (2009). Kimya: Maddenin ve Değişimin Moleküler Doğası. Boston, MA: McGraw Tepesi.

Bir reaksiyonun ne kadar hızlı ilerlediğinin ölçüsüne reaksiyon hızı denir. Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyonun hızı ile reaktan konsantrasyonları arasındaki ilişkiyi tanımlayan hız yasası ile tanımlanır. Bu denklemde, k hız sabitidir, A ve B iki reaktandır ve m ve n ilgili reaksiyon sıralarıdır.

Hız sabiti, ilişkiyi uygun hız birimlerine, saniyede litre başına mol birimine dönüştürür. Bu nedenle, hız sabiti, reaksiyonun genel sırasına bağlı olarak farklı birimlere sahiptir. Bununla birlikte, oran sabiti, basit bir birim dönüştürmeden daha fazla öneme sahiptir. Hız sabiti, aktivasyon enerjisi olarak adlandırılan bir kimyasal reaksiyonun meydana gelmesi için gereken minimum enerji miktarı ile ilgilidir.

Bir reaksiyonda, reaktanlar başlangıç potansiyel enerji durumundadır. Reaksiyon ilerledikçe, son durumuna ulaşmadan önce belirli bir potansiyel enerjinin, aktivasyon enerjisinin üstesinden gelmelidir. Reaksiyonun net enerjisi, başlangıç ve son durumlar arasındaki farktır. Bu fark negatif olabilir, yani reaksiyon enerji açığa çıkarır veya pozitif olabilir, yani enerjiyi emdiği anlamına gelir.

Aktivasyon enerjisinin üstesinden gelmek için yeterli enerji yoksa, reaksiyon devam etmeyecektir. Bazı durumlarda, enerji ısı şeklinde sağlanabilir. Bu, aktivasyon engelini aşmak için ek enerji sağlar ve reaksiyon devam edebilir. Reaktanlar ve ürünler arasında alternatif bir düşük aktivasyon enerjisi yolu sağlayan bir katalizör de eklenebilir.

Katalizörler reaksiyonda tüketilmez ve bu nedenle reaksiyonun net enerjisini etkilemez. Aktivasyon enerjisi deneysel olarak belirlenir ve A'nın üstel öncesi veya frekans faktörü olduğu, R'nin evrensel gaz sabiti olduğu ve T'nin reaksiyonun meydana geldiği mutlak sıcaklık olduğu Arrhenius denklemi ile reaksiyon sabiti k ile ilişkilidir.

Bu denklemden, reaksiyon sıcaklığının arttırılmasının veya aktivasyon enerjisinin azaltılmasının hız sabitini arttırdığını biliyoruz. Hız yasası denklemine geri dönersek, daha yüksek bir hız sabitinin daha yüksek bir reaksiyon hızı ile sonuçlandığı sonucu çıkar. Bu mantıklıdır, çünkü sıcaklık arttıkça moleküller daha hızlı hareket eder ve daha sık çarpışır, bu da aktivasyon enerjisinden daha yüksek enerjiye sahip moleküllerin artan bir fraksiyonuna neden olur.

Bu laboratuvarda, model reaksiyon olarak hidrojen peroksitin ayrışmasını kullanarak bir reaksiyonun aktivasyon enerjisini deneysel olarak nasıl ölçeceğinizi öğreneceksiniz.