Kinetyka chemiczna – wszystko co powinieneś wiedzieć! (cz1.)

Kinetyka jest jednym z działów chemii fizycznej, który skupia się na badaniu przebiegu procesów chemicznych w czasie. Jednym z ważniejszych pojęć w tym dziale jest szybkość reakcji. O tym czym dokładnie jest oraz jakie czynniki mają  na nią wpływ dowiesz się w poniższym artykule. 

Co ciekawe, ten tekst to pierwsza z dwóch części na temat kinetyki. Oba artykuły dają różne spojrzenia na ten sam temat i świetnie się uzupełniają. Napisane są prostym językiem, zrozumiałym językiem. Całość została sprawdzona przez speców z zespołu Naukowców Dwóch. Zapraszamy do lektury pierwszej części napisanej przez Maję Będkowską, idealnej dla osób, które dopiero uczą się kinetyki. W drugiej części, poznasz zupełnie inne spojrzenie na dany temat – autorstwa Natalii Kasprzyk. Uwaga! Informacje się nie powielają, sugerujemy aby każdy z czytelników zapoznał się z dwiema częściami.

Średnia szybkość reakcji

Najprościej mówiąc średnia szybkość reakcji jest to zmiana stężenia substratu,bądź produktu w  danym przedziale czasowym. Co to oznacza w praktyce? Pozostawiając na chwilę chemiczne rozważania, wyobraźmy  sobie samochód. Pokonujący drogę 280 km w ciągu 2 godzin. W celu obliczenia prędkości z jaką porusza się pojazd wystarczy  podzielić drogę na czas. Otrzymamy, wówczas wynik równy 140km/h. Można zatem powiedzieć, że samochód w czasie 1 godziny średnio pokonał trasę o długości 140 km. Średnia szybkość w odniesieniu do reakcji chemicznych jest analogiczna, jednakże przy jej obliczaniu zamiast długości drogi będziemy używać różnicy stężeń molowych oraz jednostki : mol/(dm³∙s) .

V=| ΔC/ Δt |

gdzie – ΔC -delta stężeń dla substratów lub produktów, Δt – czas reakcji 

Aby lepiej zrozumieć wprowadzone pojęcie średniej szybkości reakcji, rozwiążmy zadanie o następującej treści:

Stężenie produktu A w czasie 60-cio sekundowej reakcji chemicznej zwiększyło się z 0,02 mol/dm³ do 0,05 mol/dm³. Oblicz średnią szybkość reakcji powstawania produktu.

W pierwszej kolejności zacznijmy od wypisania danych :

Stężenie początkowe  = 0,02 mol/dm³                                        zatem  ΔC =0,05-0,02=0,03 mol/dm³

Stężenie końcowe = 0,05 mol/dm³ 

Δt = 60s ( gdyby w zadaniu podany był czas w innej jednostce należałoby dokonać zamiany na sekundy lub minuty w zależności od polecenia). 

Następnie dane podstawiamy pod wzór w celu obliczenia szybkości ,,v”.

v=0,03/60=0,005 mol/(dm³∙s)

Uwaga ! Gdyby zadanie dotyczyło średniej szybkości ubytku substratu, wówczas otrzymana różnica stężeń byłaby wartością ujemną. Aby uniknąć wyniku na minusie we wzorze należy uwzględnić znak ,,-’’ : 

ΔC =0,02-0,05=-0,03mol/dm³

Δt = 60s

v=-(-0,03)/60=0,005 mol/(dm³∙s)

Podział reakcji chemicznych

Aby zrozumieć czym jest rzędowość reakcji najpierw przypomnijmy podstawy ich podział.

Procesy chemiczne możemy podzielić na: 

–proste do, których zajścia wymagane jest zderzenie efektywne cząsteczek jonów lub atomów. Ale może to być również przekształcenie jednych drobin w drugie . W przebiegu reakcji prostych można wyróżnić tylko jeden etap. Takie przemiany zwane są inaczej elementarnymi.

–złożone czyli takie, które zachodzą w paru etapach, a w trakcie ich przebiegu dochodzi do powstania produktów pośrednich. Wśród nich można wyróżnić reakcje następcze, czyli zachodzące po sobie oraz współbieżne inaczej konkurencyjne. Które zachodzą w tym samym czasie konkurując o substrat. 

Przykładem reakcji następczej może być przemiana promieniotwórcza rozpoczynająca się od  atomu uranu, w wyniku której etapy kolejnych rozpadów zachodzą jeden po drugim:

Do reakcji współbieżnych, natomiast można zaliczyć reakcję nitrowania fenolu, w wyniku której powstają izomeryczne produkty z różną wydajnością:

Polecane

Zobacz jak możemy Ci pomóc

Maturalny obóz wakacyjny Zajęcia indywidualne (MAT/CHEM/BIOL) Roczne Kursy Maturalne (MAT/CHEM/BIOL) Platforma Naukowców

Rzędowość i cząsteczkowość reakcji chemicznych

Reakcja drugorzędowa

Po ustaleniu równania stechiometrycznego danej reakcji prostej możemy określić jej cząsteczkowość oraz rzędowość. W tym celu rozważmy przebieg reakcji prostej, syntezy związku C:

D +B→C

Zgodnie z definicją, cząsteczkowość jest to liczba cząsteczek, atomów lub jonów, które biorą udział w danej reakcji chemicznej. Aby ją określić należy zsumować wszystkie współczynniki stojące przed substratami w równaniu. Zatem w powyższym przykładzie będzie ona równa 2. A więc mamy do czynienia z reakcją dwucząsteczkową.

Pozostała jeszcze do określenia rzędowość ! Jest ona sumą wykładników potęg, do których podniesione są stężenia substratów w równaniu kinetycznym. Jego postać  dla rozważanego przykładu zapiszemy w sposób następujący :

 v=k∙C_D∙ C_B

gdzie:

v- szybkość reakcji 

C_B, C_D- stężenia substratów, które biorą udział w reakcji 

k- stała szybkość reakcji, inaczej współczynnik proporcjonalności zależny od temperatury

Zgodnie z powyższą definicją, rzędowość reakcji syntezy związku D jest równa 2. 

Możemy, zatem powiedzieć, że jest ona przemianą drugorzędową. Wykres dla reakcji 

II-rzędowej przedstawiający zależność szybkości reakcji od stężenia substratu D przedstawia poniższy fragment paraboli:

Reakcja pierwszorzędowa

Przeanalizujmy teraz przemianę, której szybkość zależy jedynie od stężenia substratu A:

A→B+C

 Przy założeniu, że jest to reakcja prosta jej równanie kinetyczne przyjmuje postać:

v=k∙C_A

Zależność stężenia substratu od szybkości jest wprost proporcjonalna i  przedstawia ją linia prostą, inaczej fragment funkcji liniowej: 

Reakcja zerowego rzędu

W reakcjach zerowego rzędu szybkość reakcji jest stała w czasie i nie zależy od stężenia substratu. Równanie kinetyczne takiej przemiany możemy zapisać jako równość:

v=k

Wykres ilustrujący zależność stężenia od czasu jest linią prostą, której wartości na osi Y nie ulegają zmianie, gdyż zmiana stężenia substratu nie ma wpływu na szybkość reakcji zerowego rzędu :

 Uwaga! 

Wszystkie rozważane dotąd przemiany były reakcjami prostymi. Dlatego też postać równania stechiometrycznego przekładała się na równanie kinetyczne. Jeżeli jednak będziemy mieć do czynienia z reakcją złożoną, wówczas równanie kinetyczne może się zupełnie różnić od równania reakcji. Współczynniki stechiometryczne wcale nie muszą być równe rzędom, do których podniesione są stężenia odpowiednich substratów !

W przypadku reakcji złożonych postać równania kinetycznego uzależniona jest od najwolniejszego etapu i wyznacza się ją doświadczalnie . 

Wyznaczanie równania kinetycznego 

Czyli w jaki sposób wyznaczyć równanie kinetyczne danej reakcji dysponując danymi doświadczalnymi przedstawionymi w tabeli? 

Przeanalizujmy poniższe zadanie :

W celu wyznaczenia równania kinetycznego opisanej w zadaniu przemiany zacznijmy na  początek od wyznaczenia rzędu względem substratu A. W tym celu znajdźmy dwa wiersze, w których szybkość reakcji zależy jedynie od stężenia A. Będzie to pomiar 1 oraz 2:

2:1 =2 oraz 0,2:0,1=2 

Widzimy, że dwukrotny wzrost stężenia substratu A przy niezmienionym stężeniu  B spowodował dwukrotny wzrost szybkości reakcji. Zatem to oznacza, że mamy do czynienia z rzędem pierwszym względem substratu A.  

Aby wyznaczyć rząd reakcji względem reagenta B należy powtórzyć czynności wykonane w pierwszej części zadania. Szukamy dwóch wierszy, w których szybkość reakcji zależy jedynie od zmiany stężenia substratu B, a następnie wykonujemy dzielenie wartości stężeń oraz szybkości: 

2:1=2 oraz 0,4:0,1=4

Widzimy, że dwukrotny wzrost stężenia reagenta B przy niezmienionym stężeniu substratu A powoduje czterokrotny wzrost szybkości reakcji. Zatem rząd względem B jest równy 2.

Wskazówka 

Aby dojść do wyniku można również zapisać otrzymaną wartość ilorazu szybkości w postaci potęgi o tej samej podstawie co liczba otrzymana z dzielenia stężeń:

4=2²

Wykładnik potęgi równy 2 jest rzędem względem substratu B.

Ostateczną postać równania kinetycznego przemiany możemy zapisać jako:

v=k∙C_A ∙C_B²

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych 

Po zapoznaniu się z pojęciem szybkości reakcji chemicznej, wzorami za pomocą, których możemy ją obliczyć. Przychodzi pora na omówienie najważniejszych czynników mających wpływ na szybkości jej przebiegu. Należą do nich:

– stężenie substratu im jest ono większe tym zachodzi więcej zderzeń drobin w jednostce czasu lub aktów reakcyjnych, zatem szybkość reakcji wzrasta. 

– stopień rozdrobnienia substratu( dotyczy ciał stałych) oprócz stężenia kluczową rolę odgrywa również powierzchnia reakcyjna. Co to oznacza? Wyobraźmy sobie dwa naczynia, w których znajduje się roztwór kwasu solnego. Do jednego z nich dodajemy pył magnezowy do drugiego zaś wstążkę z magnezu. W której probówce reakcja zajdzie szybciej? Oczywiście w pierwszej! Ponieważ tam powierzchnia kontaktu magnezu z kwasem solnym jest większa niż w naczyniu drugim. Pył magnezowy ma zatem większą powierzchnię reakcyjną niż wstążka z uwagi na większe rozdrobnienie.

–katalizator jego obecność powoduje przyspieszenie reakcji chemicznych poprzez obniżenie energii aktywacji( najmniejszej porcji energii potrzebnej do zajścia reakcji) . Warto jednak pamiętać, że nie wpływa on na wydajność reakcji, a jedynie na jej kinetykę.  

– obecność inhibitora spowalnia reakcje chemiczne.

–temperatura jej wzrost powoduje wzrost energii drobin w danym układzie, przyspiesza to ich ruch  i przekłada się na większą liczbę zderzeń lub aktów reakcyjnych w jednostce czasu. Podwyższenie temperatury zwiększa  również liczbę drobin o energii większej lub równej energii aktywacji(niezbędnej do zajścia reakcji) w związku z czym większa ich ilość ulega przemianie. 

Uwaga! 

Podwyższenie temperatury powoduje wzrost szybkości reakcji chemicznej niezależnie od jej efektu energetycznego!

– ciśnienie ( dotyczy gazów) wzrost  ciśnienia powoduje zwiększenie szybkości reakcji, wtedy kiedy razem z nim rośnie stężenie substratu( warunki izotermiczne) lub jest on efektem podniesienia temperatury. 

Warto wiedzieć

Jeżeli do układu zostałby wprowadzony gaz niebiorący udziału w reakcji chemicznej, wówczas zwiększyłoby się jedynie ciśnienie sumaryczne w naczyniu, a ciśnienie parcjalne(stężenie) substratu pozostałoby stałe, a co za tym idzie szybkość reakcji również nie uległaby zmianie.

Powszechny błąd spotykany w zadaniach z kinetyki

W niektórych zbiorach można spotkać dość powszechny typ zadań, który wymaga obliczenia stężenia substratu na podstawie równania kinetycznego. Takie zadanie pojawiło się również w zbiorze zadań Pazdro z roku 2019. 

Ze wskazówki podanej przez autora zamieszczonej pod treścią polecenia wynika, że aby obliczyć stężenie substratu po upływie 3 sekund należy skorzystać z równania kinetycznego danej przemiany. Czy na pewno jest to prawidłowy sposób ? Absolutnie NIE !

Żeby sprawdzić ile moli substancji A pozostało po danym czasie nie możemy skorzystać z równania kinetycznego. Dlaczego? Ponieważ nie pojawia się w nim czas, stąd podane wnioski w poleceniu są zupełnie błędne. Aby jednak lepiej zrozumieć ten problem wróćmy raz jeszcze do reakcji pierwszorzędowej i przypomnijmy sobie od czego zależy jej szybkość. Po przeanalizowaniu pierwszej części artykułu powiemy, że zależy ona od stężenia substratu A. 

Stężenia, substratu które przecież spada w czasie trwania reakcji, co z kolei pociąga za sobą jej spadek .  Po czasie 0,1 s szybkość będzie mniejsza niż 0,1 mol/dm³∙s, zatem stężenie przereagowanego substratu A, również.

 Aby policzyć ilość substancji A po 1 s, potrzebujemy odpowiedniego wzoru, w którym czas się pojawia. Dla reakcji I rzędu wygląda on następująco :

gdzie:

C_{o –} stężenie początkowe substratu 

C- stężenie końcowe substratu

k-stała szybkości reakcji

t-czas

e- podstawa logarytmu naturalnego równa w przybliżeniu 2,72

Dysponując odpowiednim wzorem możemy już obliczyć ilość substancji po 1 s. Zacznijmy od wypisania danych:

C_{o =} 1 mol/dm³ 

C=?

e=2,71828

t=1s

k=0,1 1/s

Podstawmy powyższe wartości pod wzór:

C=1∙ 2,71828^-0,1∙1

C=0,90484 mol/dm³

Mając stężenie końcowe możemy obliczyć jak dużo substancji A przereagowało po czasie 1s. 

1-0,90484=0,09516mol/dm³

Jak widzimy stężenie substratu A różni się od wartości podanej przez autora, ponieważ opiera się  na błędnym założeniu. Brak wzoru niezbędnego do obliczeń uniemożliwia prawidłowe rozwiązanie zadania.  

Zapamiętaj !

Równania kinetyczne dla reakcji I i II przedstawiają zależność szybkości od stężenie, a nie stężenia od czasu. Zatem w tego typu przemianach NIE wolno liczyć ubytku stężenia za pomocą równania kinetycznego. 

Jak należałoby obliczyć zadanie jeśli podana reakcja byłaby II rzędu? 

Jeśli zamiast pierwszorzędowej przemiany zostałaby podana reakcja drugorzędowa, wówczas sposób rozwiązania  byłby analogiczny. Musielibyśmy skorzystać z odpowiedniego  wzoru( a nie równania kinetycznego!) o następującej postaci :

Uwaga!

Jedynie wtedy, kiedy podana reakcja miałaby rząd zerowy moglibyśmy użyć postaci równania kinetycznego w celu obliczenia stężenia substratu A po czasie trwania reakcji i zapisać, że 0,1 mol/dm³ substratu ulega reakcji w ciągu 1s. Ponieważ w przemianie zerowego rzędu mimo spadku stężenia, szybkość reakcji pozostaje stała. Zatem po 3s stężenie substancji A byłoby równe 0,7 mol/dm³ .

Znajomość powyższych wzorów nie jest wymagana na egzaminie maturalnym. Jeżeli zadanie będzie wymagało ich użycia, wówczas zostaną podane w treści polecenia !

Kinetyka w zadaniach maturalnych

W celu utrwalenia poznanego tematu oraz nowo wprowadzonych pojęć przeanalizujmy parę zadań maturalnych, które w ostatnich latach pojawiły się w arkuszach egzaminacyjnych.

Matura Czerwiec 2023, poziom rozszerzony (Formuła 2023)- zadanie 6

W roztworze alkoholowo-wodnym zawierającym bromometan oraz wodorotlenek sodu przebiega reakcja opisana równaniem:

CH₃Br + OH^– → CH₃OH + Br^–

Zależność szybkości tej reakcji od stężeń reagentów przedstawia równanie kinetyczne: 

v = k∙c_CH3Br ∙c_OH−

W temperaturze 55 °C wartość k jest równa 2,14·10^-2 mol/ dm³·s 

Na podstawie: R.T. Morrison, R.N Boyd, Chemia organiczna Warszawa1996.

Reakcja CH₃Br z NaOH prowadzono w temperaturze  55 °C. Po pewnym czasie stężenie jonów OH^– – wskutek przebiegu reakcji chemicznej zmalało z 0,06 mol/dm³ do wartości  0,05mol/dm^3, a szybkość reakcji wynosiła  1,07·10^-5 mol/dm³ ·s. Oblicz początkowe stężenie molowe brometanu. 

Wyjaśnienie:

1. Jeżeli stężenie OH^– zalało z 0,05 mol/dm³ do 0,06mol/dm³ to oznacza, że reakcji uległo 0,01mol/dm³ .

Z równania reakcji wynika, że substraty reagują w stosunku molowym 1:1, zatem ilość bromometanu, który przereagował, także musi być równa 0,01 mol/dm³ .

2. Jako, że stężenia: początkowe i końcowe bromometanu nie są podane w zadaniu oznaczmy je jako x oraz y.

3. Wiemy ile wynosiła szybkość reakcji po czasie, kiedy zalało stężenie OH^– do wartości 0,05mol/dm³ . Na tej podstawie możemy obliczyć końcowe  stężenie bromometanu. Używając do tego równania kinetycznego podanego w treści zadania:

v = k∙c_CH3Br ∙c_OH−

1,07·10^-5= 2,14·10^-2· y ·0,05

1,07·10^-5=0,00107·y

0,01mol/dm³=y=c_CH3Br  

Teraz jeżeli znamy już stężenie końcowe brometanu możemy policzyć x jego stężenie początkowe, dodając do powyższego wyniku stężenie, które uległo reakcji:

0,01+0,01=x= 0,02 mol/dm³

Odpowiedź: Stężenie początkowe bromometanu wynosiło 0,02 mol/dm³

Matura Maj 2023, poziom rozszerzony (Formuła 2023)- zadanie 6 

Pewna reakcja chemiczna:

2A_(g)+ B_(g) ⇄ 2C_(g)

przebiega w temperaturze 298 K według równania kinetycznego: 

v = 𝑘 ∙ c²_A∙c_B 

Stała szybkości k opisanej przemiany w temperaturze 298 K jest równa 6,7 ∙ 10³ dm⁶ /mol²∙s. Początkowe stężenie substancji A wynosiło 4 mol/dm³, a początkowe stężenie substancji B było równe 3 mol/dm³. Oblicz szybkość opisanej reakcji w momencie, w którym przereagowało 50 % początkowej ilości substancji B.

Wyjaśnienie:

1. W zadaniu podane mamy jedynie stężenia substratów oraz stałą szybkość reakcji, która wynosi  6,7∙10³ dm⁶ /mol²∙s. Wiemy też jak dużo  substancji B uległo reakcji- 50 %.

Zgodnie z tą informacją nietrudno obliczyć, że połowa z 3 mol/dm³ to 1,5 mol/dm³. Jeżeli substraty A i B reagują ze sobą w stosunku molowym 2:1 to oznacza, że dokładnie dwa razy więcej moli substancji A uległo reakcji, zatem  3 mol/dm³. Podsumujmy te wnioski za pomocą tabeli :

2. Teraz już możemy przejść do obliczenia szybkości reakcji korzystając z końcowych stężeń substratów oraz podanego równania kinetycznego:

v = 𝑘 ∙ c²_A∙ c_B 

v= 6,7∙10³∙1²∙1,5=10050 mol/dm³∙s

Odpowiedź: Szybkość reakcji w momencie przereagowania 50% początkowej ilości substancji B wynosi 10050 mol/dm³∙s .

Warto wiedzieć

O wpływie temperatury na szybkość reakcji chemicznej, czyli parę słów na temat reguły van’t Hoffa.

Jedną z ważniejszych reguł w kinetyce, o której należy pamiętać jest reguła 

van’t Hoffa. Informuje nas ona, że reakcja chemiczna przyśpiesza lub spowalnia od 2- 4 razy w momencie spadku lub wzrostu temperatury o 10°C lub K. Z reguła tą nierozerwalnie łączy się współczynnik van’t Hoffa, który zazwyczaj przyjmuje wartość od 2 do 4. Wzór łączący wspomnianą regułę wraz z współczynnikiem wyrażony jest zależnością:

v_{2 /}v₁= γ   ^{( T2-T1):10}

gdzie:

v_{1 –} szybkość reakcji chemicznej w temperaturze początkowej

v_{2 –} szybkość reakcji chemicznej w temperaturze końcowej

T_{1 –} temperatura początkowa 

T_{2 –} temperatura końcowa

γ -temperaturowy współczynnik van’t Hoffa

Reguła van’t Hoffa w praktyce

Wiadomo, że wzrost temperatury o 10°C powoduje mniej więcej dwukrotne zwiększenie szybkości reakcji. Określ w jakiej temperaturze, reakcja która w temperaturze 100K trwa 100 minut, mogła być przeprowadzona w czasie 25 minut. 

Źródło:  Zbiór zadań maturalnych,,Chemia ” tom 2, pod redakcją: Dariusz Witowski, Jan  Sylwester Witowski, rok :2002-2021

Wyjaśnienie: 

1. Zacznijmy od wypisania danych:

T₁ -100K

T₂ -x

t₁ – 100 minut 

t₂ – 25 minut

2. Jeżeli pierwsza reakcja reakcja  po podwyższeniu temperatury przebiega na przykład dwa razy szybciej niż druga reakcja, wówczas czas trwania reakcji I będzie dwa razy mniejszy niż drugiej. Stosunek szybkości możemy, więc wyznaczyć ze stosunku czasów trwania obydwu przemian:

v₁  : v₂ =2 to oznacza, że t₂ : t₁ =2 

 Zatem w podanym powyżej wzorze szybkości możemy zastąpić czasem:

t₁ = t₂ ∙ γ   ^{( T2-T1):10}

3. Podstawmy teraz dane pod wzór i obliczmy niewiadomą T₂:

100 = 25 ∙ 2  ^{( T2-100):10}

4=2∙  ^{( T2-100):10}

2²=2∙  ^{( T2-100):10}

2=(T₂-100):10

20=T₂-100

120K=T₂

Odpowiedź: W temperaturze równej 120 K reakcja, która w temperaturze 100K trwa 100 minut, mogła być przeprowadzona w czasie 25 minut. 

Pobierz darmowego ebooka

Biologia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook

Pobierz darmowego ebooka

Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook

Pobierz darmowego ebooka

Matematyka PP – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook