Константа скорости реакции

редактировать

В химическая кинетика a константа скорости реакции или коэффициент скорости реакции, k, количественно определяет скорость и направление химической реакции.

Для реакции между реагентами A и B с образованием продукта C

a A + b B → c C

скорость реакции часто имеет вид:

r = k (T) [A] m [B] n {\ displaystyle r = k (T) [\ mathrm {A}] ^ {m } [\ mathrm {B}] ^ {n}}

{\ displaystyle r = k (T) [\ mathrm {A} ] ^ {m} [\ mathrm {B}] ^ {n}}

Здесь k (T) - константа скорости реакции, которая зависит от температуры, а [A] и [B] - молярные концентрации вещества А и В в молях на единицу объема раствора , предполагая, что реакция протекает во всем объеме раствора. (Для реакции, происходящей на границе, вместо этого можно использовать моль A или B на единицу площади.)

Показатели m и n называются частичными порядками реакции и обычно не являются равны стехиометрическим коэффициентам a и b. Вместо этого они зависят от механизма реакции и могут быть определены экспериментально.

Содержание

1 Элементарные шаги
2 Связь с другими параметрами
3 Температурная зависимость
- 3.1 Сравнение моделей
4 Единицы
5 Плазма и газы
6 Расчет константы скорости
7 Теория разделенного седла
8 См. Также
9 Ссылки

Элементарные шаги

Для элементарного шага существует связь между стехиометрией и законом скорости, как определено законом действия масс. Почти все элементарные стадии являются мономолекулярными или бимолекулярными. Для мономолекулярной стадии

A → P

скорость реакции описывается как $r = k 1 [A] {\ displaystyle r = k_ {1} [\ mathrm {A}]}$ ${\ displaystyle r = k_ {1} [\ mathrm {A}]}$ , где $k 1 {\ displaystyle k_ {1}}$ $k_{1}$ - мономолекулярная константа скорости. Поскольку реакция требует изменения геометрии молекулы, константы скорости мономолекулярной реакции не могут превышать частоту молекулярного колебания. Таким образом, в общем случае мономолекулярная константа скорости имеет верхний предел k 1 ≤ ~ 10 с.

Для бимолекулярной стадии

A + B → P

скорость реакции описывается как $r = k 2 [A] [B] {\ displaystyle r = k_ {2} [ \ mathrm {A}] [\ mathrm {B}]}$ ${\ displaystyle r = k_ {2} [\ mathrm {A}] [\ mathrm {B}]}$ , где $k 2 {\ displaystyle k_ {2}}$ $k_ {2}$ - бимолекулярная константа скорости. Бимолекулярные константы скорости имеют верхний предел, который определяется тем, как часто молекулы могут сталкиваться, а самые быстрые такие процессы ограничиваются диффузией. Таким образом, в общем случае бимолекулярная константа скорости имеет верхний предел k 2 ≤ ~ 10 Ms.

Для термолекулярной стадии

A + B + C → P

скорость реакции описывается как $r = k 3 [A] [B] [C] {\ displaystyle r = k_ {3} [\ mathrm {A}] [\ mathrm {B}] [\ mathrm {C }]}$ ${\ displaystyle r = k_ {3} [\ mathrm {A}] [\ mathrm {B}] [ \ mathrm {C}]}$ , где $k 3 {\ displaystyle k_ {3}}$ $k_ {3}$ - термолекулярная константа скорости.

Есть несколько примеров элементарных стадий, которые являются термолекулярными или более высокого порядка, из-за низкой вероятности столкновения трех или более молекул в их реактивных конформациях и в правильной ориентации относительно друг друга для достижения определенного переходного состояния.. Однако есть несколько примеров термолекулярных соединений в газовой фазе. Большинство из них связаны с рекомбинацией двух атомов или небольших радикалов или молекул в присутствии инертного третьего тела, уносящего избыточную энергию, например O + O 2 + N 2 → O 3 + N 2. Одним из хорошо известных примеров является термолекулярная стадия 2 I + H 2 → 2 HI в реакции водород-йод. В случаях, когда можно предположить термолекулярную стадию, один из реагентов обычно присутствует в высокой концентрации (например, в виде растворителя или газа-разбавителя).

Связь с другими параметрами

Для реакция первого порядка (включая мономолекулярный одностадийный процесс), существует прямая зависимость между мономолекулярной константой скорости и периодом полураспада реакции: $t 1/2 = ln ⁡ 2 k {\ displaystyle t_ { 1/2} = {\ frac {\ ln 2} {k}}}$ ${\ displaystyle t_ {1/2} = {\ frac {\ ln 2 } {k}}}$ . Теория переходного состояния дает связь между константой скорости $k (T) {\ displaystyle k (T)}$ $k (T)$ и свободная энергия активации Гиббса $Δ G ‡ = Δ H ‡ - T Δ S ‡ {\ displaystyle {\ Delta G ^ {\ ddagger} = \ Delta H ^ {\ ddagger} -T \ Delta S ^ {\ ddagger}}}$ ${\ displaystyle {\ Delta G ^ {\ ddagger} = \ Delta H ^ {\ ddagger} -T \ Delta S ^ {\ ddagger}}}$ , величина, которую можно рассматривать как изменение свободной энергии, необходимое для достижения переходного состояния. В частности, этот энергетический барьер включает как энтальпийный ( $Δ H ‡ {\ displaystyle {\ Delta H ^ {\ ddagger}}}$ ${\ displaystyle {\ Delta H ^ {\ ddagger}}}$ ), так и энтропийный ( $Δ S ‡ {\ displaystyle { \ Delta S ^ {\ ddagger}}}$ ${\ displaystyle {\ Delta S ^ {\ ddagger}}}$ ) изменения, которые должны быть достигнуты для того, чтобы реакция имела место: Результат, найденный из теории переходных состояний, равен $k (T) = К BT он - Δ G ‡ / RT {\ displaystyle k (T) = {\ frac {k _ {\ mathrm {B}} T} {h}} e ^ {- \ Delta G ^ {\ ddagger} / RT}}$ ${\ displaystyle k (T) = {\ frac {к _ {\ mathrm {B}} T} {h}} e ^ {- \ Delta G ^ {\ ddagger} / RT}}$ , где h - постоянная Планка, а R - молярная газовая постоянная. В качестве полезных практических правил, реакция первого порядка с константой скорости 10 с будет иметь период полураспада (t 1/2) примерно 2 часа. Для одностадийного процесса, протекающего при комнатной температуре, соответствующая свободная энергия активации Гиббса (ΔG) составляет приблизительно 23 ккал / моль.

Температурная зависимость

Уравнение Аррениуса представляет собой элементарную обработку, которая дает количественную основу взаимосвязи между энергией активации и скорость реакции, с которой протекает реакция. Константа скорости как функция термодинамической температуры тогда определяется как

k (T) = A e - E a / RT {\ displaystyle k (T) = Ae ^ {- E _ {\ mathrm {a}} / RT }}

{\ displaystyle k (T) = Ae ^ {- E _ {\ mathrm {a}} / RT}}

и скорость реакции на

r = A e - E a / RT [A] m [B] n, {\ displaystyle r = Ae ^ {- E _ {\ mathrm {a}} / RT } [\ mathrm {A}] ^ {m} [\ mathrm {B}] ^ {n},}

{\ displaystyle r = Ae ^ {- E _ {\ mathrm {a}} / RT} [\ mathrm {A}] ^ {m} [\ mathrm {B}] ^ {n},}

где E a - энергия активации, а R - газовая постоянная, а m и n - экспериментально определенные частичные порядки в [A] и [B], соответственно. Поскольку при температуре T молекулы имеют энергии в соответствии с распределением Больцмана, можно ожидать, что доля столкновений с энергией больше, чем E a, будет изменяться с e. Константа пропорциональности A - это предэкспоненциальный фактор, или частотный коэффициент (не путать здесь с реагентом A), учитывающий частоту, с которой молекулы реагента сталкиваются, и вероятность того, что столкновение приводит к к успешной реакции. Здесь A имеет те же размеры, что и константа скорости порядка (m + n) (см. Единицы измерения ниже).

Другой популярной моделью, которая выводится с использованием более сложных статистико-механических соображений, является уравнение Эйринга из теории переходных состояний :

k (T) = κ к BT час (с ⊖) 1 - M e - Δ G ‡ / RT = (κ k BT h (c ⊖) 1 - M) e Δ S ‡ / R e - Δ H ‡ / RT {\ displaystyle k (T) = \ kappa {\ frac {k _ {\ mathrm {B}} T} {h}} (c ^ {\ ominus}) ^ {1-M} e ^ {- \ Delta G ^ {\ ddagger} / RT } = \ left (\ kappa {\ frac {k _ {\ mathrm {B}} T} {h}} (c ^ {\ ominus}) ^ {1-M} \ right) e ^ {\ Delta S ^ { \ ddagger} / R} e ^ {- \ Delta H ^ {\ ddagger} / RT}}

{\ displaystyle k (T) = \ каппа {\ frac {k _ {\ mathrm {B}} T} {h}} ( c ^ {\ ominus}) ^ {1-M} e ^ {- \ Delta G ^ {\ ddagger} / RT} = \ left (\ kappa {\ frac {k _ {\ mathrm {B}} T} {h }} (c ^ {\ ominus}) ^ {1-M} \ right) e ^ {\ Delta S ^ {\ ddagger} / R} e ^ {- \ Delta H ^ {\ ddagger} / RT}}

где ΔG - это свободная энергия активации, параметр, который включает изменение энтальпии и энтропии необходимо для достижения переходного состояния. Температурная зависимость ΔG используется для вычисления этих параметров, энтальпии активации ΔH и энтропии активации ΔS, на основании определяющей формулы ΔG = ΔH - TΔS. Фактически, свободная энергия активации учитывает как энергию активации, так и вероятность успешного столкновения, а коэффициент k B T / h дает частоту столкновения молекул.

Коэффициент (c) обеспечивает размерную корректность константы скорости, когда рассматриваемое переходное состояние является бимолекулярным или выше. Здесь c - стандартная концентрация, обычно выбираемая на основе используемой единицы концентрации (обычно c = 1 моль L = 1 M), а M - молекулярность переходного состояния. Наконец, κ, обычно равный единице, известен как коэффициент передачи, параметр, который, по существу, служит «ложным коэффициентом » для теории переходного состояния.

Самая большая разница между двумя теориями состоит в том, что теория Аррениуса пытается моделировать реакцию (одно- или многоступенчатую) в целом, в то время как теория переходного состояния моделирует отдельные участвующие элементарные шаги. Таким образом, их нельзя напрямую сравнивать, если рассматриваемая реакция не включает только одну элементарную стадию.

Наконец, в прошлом теория столкновений, в которой реагенты рассматривались как твердые сферы с определенным поперечным сечением, предоставляла еще один общий способ рационализировать и моделировать температурную зависимость константа скорости, хотя этот подход постепенно вышел из употребления. Уравнение для константы скорости аналогично по функциональной форме уравнениям Аррениуса и Эйринга:

k (T) = PZ e - Δ E / RT {\ displaystyle k (T) = PZe ^ {- \ Delta E / RT}}

{\ displaystyle k (T) = PZe ^ {- \ Delta E / RT}}

где P - стерический (или вероятностный) фактор, Z - частота столкновений, а ΔE - энергия, необходимая для преодоления активационного барьера. Следует отметить, что $Z ∝ T 1/2 {\ displaystyle Z \ propto T ^ {1/2}}$ ${\ displaystyle Z \ propto T ^ {1/2}}$ , что делает температурную зависимость k отличной от моделей Аррениуса и Эйринга.

Сравнение моделей

Все три теории моделируют температурную зависимость k с использованием уравнения вида

k (T) = CT α e - Δ E / RT {\ displaystyle k (T) = CT ^ {\ alpha} e ^ {- \ Delta E / RT}}

{\ displaystyle k (T) = CT ^ {\ alpha} e ^ {- \ Delta E / RT}}

для некоторой константы C, где α = 0, ½ и 1 дают теорию Аррениуса, теорию столкновений и теорию переходного состояния, соответственно, хотя неточное понятие ΔE, энергии, необходимой для преодоления активационного барьера, имеет несколько разное значение в каждой теории. На практике экспериментальные данные, как правило, не позволяют определить, что является «правильным» с точки зрения наилучшего соответствия. Следовательно, необходимо помнить, что все три являются концептуальными рамками, которые делают многочисленные предположения, как реалистичные, так и нереалистичные, в своих выводах. В результате они могут предоставить различное представление о системе.

Единицы

Единицы константы скорости зависят от глобального порядка реакции : Если концентрация измеряется в единицах моль · л (иногда сокращенно M), затем

Для порядка (m + n) константа скорости имеет единицы моль · л · с
Для нулевого порядка константа скорости имеет единицы моль · л · с (или М · с)
Для первого порядка константа скорости имеет единицы с
Для второго порядка скорость Константа имеет единицы измерения л · моль · с (или М · с)
А для третьего порядка константа скорости имеет единицы л · моль · с (или М · с)

Плазма и газы

Расчет констант скорости процессов генерации и релаксации электронно и колебательно возбужденных частиц имеет большое значение. Он используется, например, при компьютерном моделировании процессов в плазмохимии или микроэлектронике. Для таких расчетов следует использовать модели, основанные на первых принципах. Это можно сделать с помощью программы компьютерного моделирования .

Расчет константы скорости

Константа скорости может быть рассчитана для элементарных реакций с помощью моделирования молекулярной динамики. Один из возможных подходов - рассчитать среднее время пребывания молекулы в состоянии реагента. Хотя это возможно для небольших систем с коротким временем пребывания, этот подход не имеет широкого применения, поскольку реакции часто являются редкими событиями в молекулярном масштабе. Одним из простых способов решения этой проблемы является теория разделенного седла. Такие другие методы, как процедура Беннета Чендлера и Milestoning, также разработаны для расчета констант скорости.

Теория разделенного седла

Теория основана на предположении, что реакцию можно описать координатой реакции, и что мы можем применить распределение Больцмана, по крайней мере, в состоянии реагента. Вводится новый, особенно реактивный сегмент реагента, называемый седловой областью, и константа скорости учитывается:

k = k SD ⋅ α RSSD {\ displaystyle k = k _ {\ mathrm {SD}} \ cdot \ alpha _ {\ mathrm {RS}} ^ {\ mathrm {SD}}}

{\ displaystyle k = k _ {\ mathrm {SD}} \ cdot \ alpha _ {\ mathrm {RS}} ^ { \ mathrm {SD}}}

где α. RS- коэффициент преобразования между состоянием реагента и седловым доменом, а k SD - это константа скорости из седловой области. Первый может быть просто рассчитан по поверхности свободной энергии, второй легко доступен из коротких моделей молекулярной динамики

См. Также

Ссылки