Naukowców Dwóch Blog Kinetyka chemiczna – wszystko co powinieneś wiedzieć! (cz2.)

Kinetyka chemiczna – wszystko co powinieneś wiedzieć! (cz2.)

Ikony przedstawiające nauki ścisłe: DNA, kolba chemiczna, symbole matematyczne i atom na tle biurka

Chemia fizyczna – to proste hasło potrafi wzbudzić prawdziwe ciarki u uczniów, którzy usłyszeli ten termin. Dzieje się tak dlatego, że myślimy, iż na chemii pojawi się druga fizyka, której wielu z nas nie lubi. W pewnym stopniu jest to prawda, aczkolwiek cała ta fizyka, z którą spotkamy się na chemii jest przyjemna i łatwa! Kinetyka chemiczna jest tego przykładem, w tym artykule postaram się Ciebie  do tego przekonać!

Natalia Kasprzyk

Warto podkreślić, że ten tekst stanowi drugą część serii artykułów poświęconych kinetyce reakcji chemicznych. Oba teksty oferują unikalne podejście do tego samego tematu, tworząc kompletne i wszechstronne źródło wiedzy. Napisane w przystępny sposób, zostały starannie zredagowane przez ekspertów z zespołu Naukowców Dwóch. Niniejszy artykuł Natalii Kasprzyk przedstawia bardziej zaawansowane aspekty kinetyki, idealne dla tych, którzy już mają pewne podstawy w tej dziedzinie. Zachęcamy również do zapoznania się z pierwszą częścią autorstwa Mai Będkowskiej, by uzyskać pełny obraz tematu. Oba artykuły są unikalne i warto zapoznać się z dwoma tekstami

Stoper na tle kolby laboratoryjnej z kolorową cieczą oraz kulek modelujących molekuły, symbolizujący przebieg reakcji chemicznej w czasie.

Czym zajmuje się kinetyka chemiczna?

Być może kojarzysz z tej strasznej fizyki taki dział jak kinematyka, który (w uproszczeniu) zajmował się aspektem ruchu ciał. Pewnie kojarzysz z podstawówki poniższy wzór na prędkość, który wyrażał ile drogi przebyliśmy w wybranej jednostce czasu:

𝑣=Δ𝑠/Δ𝑡       [m/s]=[m]/[s] 

Gdzie:

𝑣 – prędkość, zazwyczaj podawana w metrach na sekundę

Δ𝑠 – zmiana drogi, zazwyczaj podawana w metrach

Δ𝑡 – zmiana czasu, zazwyczaj podawany w sekundach

Jeszcze zanim odpowiemy sobie na pytanie zadane w tytule tej sekcji, musimy sobie sklarować, co to za trójkącik w tych wzorach? Jest to tak zwana delta, i oznacza po prostu zmianę, czyli będzie to zawsze “koniec – początek”. Aby zrozumieć lepiej jej działanie przygotowałam parę przykładów! 

Czas [min]:0 min10 min30 min50 min60 min
Przebyta droga [km]:0 km1 km4 km6 km9 km

Policzmy teraz prędkość dla różnych przedziałów czasowych:

  1. Dla przedziału od 0 min do 10 min droga miała odcinek 1 km, a więc prędkość wynosiła wtedy:
  1. Dla przedziału od 0 min do 30 min droga miała odcinek 4 km, a więc prędkość wynosiła wtedy:
  1. Dla przedziału od 30 min do 60 min droga miała odcinek 5 km, a więc prędkość wynosiła wtedy:

Warto tu zauważyć, że to co liczymy to średnia prędkość w danym odcinku czasu!

Wracając! W Chemii mamy swój odpowiednik tego działu, jest to właśnie kinetyka chemiczna. Tutaj zajmujemy się jednak aspektem prędkości zachodzenia reakcji chemicznych oraz w jaki sposób one zachodzą. Zachodzi tu jednak piękna korelacja między naszym jednym z ważniejszych wzorów z tego działu a wzorem, który przedstawiłam powyżej. Jedyne co się zmienia, to jest fakt, że nie interesuje nas sama droga, a zmiana ilości naszych reagentów w czasie. Zazwyczaj będą to stężenia, jednak nic nie stoi za przeszkodą aby były to np. ciśnienia! Zobaczymy więc jak będzie wyglądać nasz “nowy” wzór:

Jaka pułapka czeka nas we wzorze na średnią szybkość reakcji? 

Wzór sam w sobie jest dość przyjemny jednak muszę się przyznać, że powyższa forma ma jedno, bardzo niebezpieczne uproszczenie. Powyższy wzór sprawdza się jedynie w liczeniu średniej szybkości przybywania produktów. Z substratami ten wzór nie zadziała. Dlaczego? Spójrzmy sobie na kolejny przykład: 

Mamy taką reakcję:

H2(g)+I2(g) 2HI(g)

Czas [s]:Stężenie H2 [M]:Stężenie I2 [M]:Stężenie HI [M]:
0 s50
7 s1,604,600,80
13 s1,314,311,38

Policzmy teraz średnią szybkość reakcji dla naszych reagentów w przedziale czasowym od 7 s do 13 s:

Zauważmy, co stało się z wynikiem obliczonym dla cząsteczkowego jodu i wodoru –  prędkości wyszły ujemne! Czy to w ogóle ma sens fizyczny? Oczywiście, że nie. Co w takim razie jest nie tak w tym wzorze? Skoro delta to “koniec – początek” to substratów zawsze na koniec będzie mniej niż na początku, dlatego wynik wychodzi ujemny. Jak zaradzić temu problemowi, aby dalej delta pozostała w naszym wzorze, a wynik nie wyszedł ujemny? Trzeba postawić minusa! Dopiero teraz możemy podziwiać w pełnej okazałości wzór na średnią szybkość reakcji zarówno dla substratów jak i produktów:

Ogólny wzór na średnią prędkość reakcji chemicznej

Trzeba więc uważać czy liczymy średnią szybkość reakcji dla substratów czy produktów, gdyż od tego zależy znak ,,+’’ lub ,,-’’ przed wzorem na prędkość. . 

Szybko ≠ Wydajnie

Na reakcję chemiczną można spojrzeć z dwóch perspektyw: kinetycznej lub termodynamicznej. Jeśli jesteś po przerobieniu tematów takich jak równowaga chemiczna i termochemia, to zapewne wiesz, że w zależności od tego czy reakcja jest egzo- czy endotermiczna będzie różnie reagować na zmianę temperatury, a jej wydajność może ulec zmianie. 

Musimy sobie jednak zdać sprawę, że podnoszenie temperatury układu zawsze generuje ekstremalne warunki dla cząsteczek. Sprawia to, że molekuły poruszają się coraz szybciej, przez co istnieje większe prawdopodobieństwo, że w układzie dojdzie do zderzenia aktywnego, co za tym idzie powstanie nowego związku. ie zawsze będzie to jednak związek, którego oczekujemy w reakcji, ale produkty uboczne. Więc niezależnie od efektu energetycznego reakcji, szybkość reakcji zawsze wzrasta, gdy podniesiemy temperaturę.

Katalizator, energia aktywacji i produkty pośrednie

Zanim odpowiemy sobie o roli katalizatora, trzeba koniecznie sobie przypomnieć, czym była energia aktywacji. Jest to dość logiczne pojęcie, bo jest to minimalna energia potrzebna do zajścia danej reakcji. W “Chemii Ogólnej” Atkinsa możemy napotkać się na bardzo trafne porównanie: 

Gdy staramy się odbić piłkę tak aby przeleciała nad siatką, musimy dostarczyć jej wystarczająco dużo energii kinetycznej. Piłka może mieć więcej energii kinetycznej niż potrzeba, lecz pewne minimum energii jest niezbędne do przerzucenia piłki przez siatkę. 
(Jones, Loretta. Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje. Translated by Jerzy Zenon Kuryłowicz, Wydawnictwo Naukowe PWN, 2014)

Na poniższym wykresie przedstawiłam na pomarańczowo energię aktywacji:

Skoro już wiemy czym jest energia aktywacji, to w końcu możemy powiedzieć sobie jaka jest rola i przeznaczenie używanych katalizatorów! Często gdy chcemy zwiększyć szybkość reakcji bez zwiększenia temperatury lub chcemy uniknąć niepożądanych produktów, używamy tak zwanego katalizatora. bniża on energię aktywacji reakcji, przez co do zajścia reakcji potrzeba mniej energii, co kolejno przekłada się na to, że reakcja po prostu przebiega szybciej. Na wykresach jest to przedstawione w następujący sposób:??????

Ważną cechą katalizatora jest to, że nie zużywa się podczas przebiegu reakcji. To znaczy, że bierze udział w jakimś etapie reakcji, ale następnie “odtwarza się” w późniejszym etapie. Powoduje to, że w wielu przypadkach wystarczy niewielka ilość katalizatora, ponieważ reaguje on wielokrotnie. Na maturze może pojawić się zadanie, w którym zostanie podany wam schemat reakcji, która przebiega w kilku etapach gdzie będzie trzeba wskazać katalizator. Przeanalizujmy taki przykład:

Z definicji katalizatora wiemy, że bierze on udział w reakcji jednak zostaje on końcowo odtworzony. W pierwszym etapie w reakcji bierze udział ozon oraz tlenek azotu(II), które reagują ze sobą dając tlenek azotu(IV) oraz tlen cząsteczkowy. W drugim etapie tlenek azotu(IV) reaguje z atomem tlenu dając PONOWNIE tlenek azotu(II) i tlen cząsteczkowy. Oznacza to, że katalizatorem będzie owy tlenek azotu(II), gdyż wziął on udział w reakcji, jednak ostatecznie zostaje w ostatnim etapie odtworzony – nie zużywa się!

Warto także wspomnieć czym jest produkt pośredni w reakcji i jak go zidentyfikować. Pierwszym krokiem jest tutaj zapisanie powyższej reakcji sumarycznie, sprawdźmy co się skraca w tych reakcjach elementarnych

Daje nam to sumarycznie równanie reakcji:

Tak jak sama nazwa wskazuje, szukamy produktu, który powstał w dowolnym etapie reakcji, ale bierze następnie udział w kolejnym etapie jako substrat (stąd “pośredni’’). To oznacza, że musi się w reakcjach “skrócić” i nie ma go w sumarycznym zapisie reakcji. Skracając powyższe reakcje na fioletowo skróciłam katalizator, a na pomarańczowo NO, który powstaje w I etapie (produkt), a zostaje wykorzystany w II etapie (substrat), czyli zgodnie z tym co napisałam powyżej, będzie naszym produktem pośrednim!

Równanie kinetyczne, rząd reakcji i jednostki stałej szybkości.

Teraz przejdziemy do jednej z ważniejszych kwestii odnośnie matury, czyli do równania kinetycznego. Samo równanie kinetyczne to nic innego jak zapis zależności chwilowej szybkości reakcji od stężenia substratów, które jest wyznaczane doświadczalnie. Schematycznie dla poniższego równania możemy je zapisać w poniższy sposób:

Zrobiło się teraz wiele literek i definicji, ale nie ma co panikować! Już tłumaczę o co z tym wszystkim chodzi.

Rząd cząstkowy jest potęgą dla stężenia naszego substratu i mówi nam jak zmiana jego stężenia wpłynie na szybkość reakcji. Co ważne, jest on wyznaczany doświadczalnie poprzez badanie mechanizmu całej reakcji. Najczęściej w zadaniach spotkamy się z rzędami cząstkowymi 0,1 i 2. Zróbmy krótki przykład, aby na pewno wszystko było zrozumiałe!

Tutaj te wyliczenia poniższe zrobiłbym bez ,,wymyślania’’ stężeń tylko na wzorach ogólnych

Jeśli chcemy sprawdzić jak zmieni się szybkość reakcji po przykładowym dwukrotnym zwiększeniu stężenia jonów wodorowym oraz trzykrotnym zmniejszeniu jonów bromkowych musimy:

1) Wymyślić dowolne stęzenia początkowe dla wszystkich substratów i napisać równanie kinetyczne dla szybkości v1.

2) Napisać równanie kinetyczne dla szybkości v2 (z zmanipulowanymi stężeniami).

3) Porównać (równania kinetyczne) v2 do v1

Zobaczmy to teraz w praktyce:

  1. v1=k[1][1][1]2, co daje nam w uproszczeniu: v1=1k

teraz zmieniamy nasze stężenia zgodnie z powyższą treścią:

  1. v2=k[1][0,33][2]2, co daje nam w uproszczeniu v2=1,32k

ostatecznie porównujemy  v2 do v1:

  1. co po skróceniu k daje wynik 1,32 oznaczający po prostu, że szybkość reakcji zwiększyła się o 1,32 raza.

Na sam koniec tego szybkiego omówienia rzędów reakcji musimy poznać jeszcze jedną definicję, chodzi mianowicie o całkowity rząd reakcji. Jest to po prostu suma rzędów cząstkowych danego równania kinetycznego, dla poprzedniego przykładu będzie to 1 + 1 + 3 =  4.

Stała szybkości reakcji k jest wyznaczana doświadczalnie i jest zależna jedynie(zależy też od zmiany energii aktywacji czy zmiany ciśnienia jeśli zachodzi w środowisku gazowym) od temperatury (niczym przykładowa stała stężeniowa Kc). Jej jednostka jest zależna od rzędu całkowitego reakcji, co sprawia, że jest to potężna dana do wykorzystania w zadaniach! Autor w teorii nie musi nam podawać równania kinetycznego, abyśmy mogli określić rząd całkowity reakcji, gdyż stała k dla danej reakcji już nam o tym mówi. 

Nie musimy się uczyć jednostek stałej szybkości reakcji dla danego rzędu reakcji, gdyż można to sobie łatwo wyprowadzić, oczywiście mamy na to ponownie schemat:

  1. Napisać równanie kinetyczne, a następnie przepisać go za pomocą jednostek.
  2. Przekształcić wzór. 
  3. Wyprowadzić tym samym jednostkę stałej szybkości reakcji.

Teraz wykorzystajmy go na poniższym przykładzie;

Dla reakcji

równanie kinetyczne wygląda następująco: v=k[H2][I2].

  1. Wyprowadzamy wzór: k=[dm3mols]

Polecam poćwiczyć sobie to wyprowadzenia na różnych przykładach (np. z książek czy internetu), tutaj zdecydowanie trzeba mieć choć odrobinkę matematematyczych umiejętności.

Przy okazji zauważmy, że niezależnie od całkowitego rzędu reakcji, czas zawsze pojawi się w mianowniku w jednostce stałej szybkości reakcji! Tę obserwację wykorzystało CKE na grudniowej maturze 2022 w formule 2023, zobacz sam*!

Matura Chemia Grudzień 2022 (Formuła 2023) Zadanie 16.1.

Wykresy

Przed nami ostatnia kwestia – wykresy. Jak już wcześniej wspomniałam rząd reakcji mówi nam jaka jest wykładnicza zależność między stężeniem substratu, a chwilową szybkością reakcji. Te zależności można przedstawić w postaci wykresów, które są charakterystyczne dla danych rzędów reakcji. Omówmy sobie po kolei wykresy dla reakcji 0,1 i 2 rzędowych.

Reakcja zerowego rzędu

Na początku przyjrzyjmy się przykładowemu równaniu kinetyczemu dla reakcji zerowego rzędu:

v=k[A]0

ak zapewne wiesz, gdy podnosimy coś do potęgi zerowej to niezależnie od podstawy potęgi daje nam to 1. Czyli w tym przypadku równanie kinetyczne można zapisać następująco:

v=k

Oznacza to, że stężenie substratu dla reakcji zerowego rzędu nie wpływa na chwilową szybkość reakcji. Co pokazuje nam poniższy wykres:

W reakcjach zerowego rzędu możemy narysować jeszcze jeden, dość ciekawy, wykres, który obrazuje zależność szybkości reakcji od czasu. Reakcje te przebiegają ze stałą szybkością niezależnie od czasu aż do momentu wyczerpania substratów. Wtedy reakcja zatrzymuje się gwałtownie, stąd obserwujemy gwałtowny spadek na poniższym wykresie:

Reakcja pierwszego rzędu

Na początku przyjrzyjmy się przykładowemu równaniu kinetyczemu dla reakcji pierwszego rzędu:

v=k[A]1

Oznacza to, że stężenie substratu dla reakcji pierwszego rzędu jest wprost proporcjonalna do szybkość reakcji. Jeśli stężenie substratu wzrośnie dwukrotnie to chwilowa szybkość reakcji również wzrośnie dwukrotnie (21=2), co pokazuje nam poniższy wykres (który jest swoją drogą funkcją liniową):

Skoro jesteśmy już przy reakcjach pierwszego rzędu, to warto wspomnieć, że wszystkie reakcje rozpadu promieniotwórczego są reakcjami pierwszego rzędu!

Poniższy wykres powinien Tobie się skojarzyć z zadaniami z czasem półtrwania (czyli z czasem, w którym połowa promieniotwórczych atomów ulega rozpadowi):

Reakcja drugiego rzędu

Na początku przyjrzyjmy się przykładowemu równaniu kinetyczemu dla reakcji pierwszego rzędu:

v=k[A]2

Oznacza to, że szybkość reakcji drugiego rzędu jest wprost proporcjonalna do drugiej potęgi stężenia substratu. Jeśli stężenie substratu wzrośnie dwukrotnie to chwilowa szybkość reakcji wzrośnie czterokrotnie (22=4), co pokazuje nam poniższy wykres (który jest swoją drogą funkcją wykładniczą):

Chemia “fizyczna” ale jednak trochę “matematyczna”

Kinetyka chemiczna to dział, w którym umiejętności matematyczne to must have! Zauważ, że pojawia się tu między innymi: potęgowanie, rysowanie wykresów czy wyprowadzanie jednostek – bez tej wiedzy możesz mieć poważny problem z zadaniami. Mam nadzieję jednak, że po tym artykule kinetyka nie wydaje ci się taka straszna jak ją malują!

Darmowy ebook "Najczęściej popełniane błędy na maturze z biologii" autorstwa Filipa Matusiaka, idealny dla maturzystów.
Pobierz darmowego ebooka

Biologia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Darmowy e-book Naukowców Dwóch – Najczęściej popełniane błędy na maturze z chemii
Pobierz darmowego ebooka

Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Darmowy e-book Naukowców Dwóch – Najczęściej popełniane błędy na maturze z matematyki podstawowe
Pobierz darmowego ebooka

Matematyka PP – najczęściej popełniane błędy na maturze

Literatura oraz grafika:

[1] Jones, Loretta. Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje. Translated by Jerzy Zenon Kuryłowicz, Wydawnictwo Naukowe PWN, 2014 

[2]https://pixabay.com/pl/photos/siatk%C3%B3wka-kobiet-sporty-zawody-s%C4%85d-90896/

Autor posta

Natalia Kasprzyk
Na instagramie i tiktoku znana jako @biolchemica. Autorka artykułów, współautorka ebooka dotyczącego doświadczeń chemicznych na maturze oraz korepetytorka z zespołu Naukowców Dwóch. Studentka chemii i analityki przemysłowej na Politechnice Wrocławskiej oraz stypendystka programu „Wybitnie uzdolnieni na Politechnice Wrocławskiej”. Była również wieloletnią uczestniczką Olimpiady Chemicznej.
Zapisz się do newslettera

Otrzymuj powiadomienia o artykułach naukowców.



    Wysyłając formularz oświadczasz, że zapoznałeś się z naszą polityką prywatności i ją akceptujesz.

    Zapisz się do newslettera