Παράγοντες Χημικής Κινητικής, Τάξη Αντίδρασης, Εφαρμογές

Το χημική κινητική Είναι η μελέτη των ταχυτήτων μιας αντίδρασης. Εξάγει πειραματικά ή θεωρητικά δεδομένα για τον μοριακό μηχανισμό, μέσω νόμων που εκφράζονται από μαθηματικές εξισώσεις. Οι μηχανισμοί αποτελούνται από μια σειρά βημάτων, μερικά από τα οποία είναι γρήγορα και άλλα αργά.

Το πιο αργό από αυτά ονομάζεται βήμα προσδιορισμού της ταχύτητας. Επομένως, η γνώση των ενδιάμεσων ειδών και του μηχανισμού λειτουργίας αυτού του βήματος είναι πολύ σημαντική από την άποψη της κινητικής. Μια οπτικοποίηση των παραπάνω είναι να υποθέσουμε ότι τα αντιδραστήρια περικλείονται σε μια φιάλη και ότι, όταν αντιδρούν, τα προϊόντα διαφεύγουν προς τα έξω.

Τέλος, τα προϊόντα αναδύονται ελεύθερα μέσω του στόματος της φιάλης χωρίς περαιτέρω κινητικά εμπόδια. Από αυτή την προοπτική, υπάρχουν φιάλες πολλών μεγεθών και σχεδίων. Ωστόσο, όλα έχουν ένα κοινό στοιχείο: ένα στενό λαιμό, δείκτη του καθοριστικού βήματος της αντίδρασης.

Ευρετήριο

• 1 Τι είναι η μελέτη της χημικής κινητικής?
• 2 Ρυθμός αντίδρασης
  • 2.1 Ορισμός
  • 2.2 Γενική εξίσωση
  • 2.3 Παράδειγμα επιδόρπιο
  • 2.4 Πώς να το προσδιορίσετε
• 3 Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό αντίδρασης
  • 3.1 Φύση των χημικών ειδών
  • 3.2 Συγκέντρωση των αντιδραστηρίων
  • 3.3 Θερμοκρασία
• 4 Σειρά αντίδρασης στη χημική κινητική
  • 4.1 Αντιδράσεις μηδενικής τάξης
  • 4.2 Αντίδραση πρώτης τάξης
  • 4.3 Αντίδραση δεύτερης τάξης
  • 4.4 Σειρά αντίδρασης έναντι μοριακής
• 5 Εφαρμογές
• 6 Αναφορές

Τι μελετά τη χημική κινητική?

Πειραματικά, αυτός ο κλάδος της χημείας μελετά τις μεταβολές συγκέντρωσης που ενέχονται σε μια χημική αντίδραση, από τη μέτρηση μιας συγκεκριμένης ιδιότητας.

Η χημική κινητική είναι ο κλάδος της χημείας που είναι υπεύθυνος για τη μελέτη όλων των πληροφοριών που μπορούν να αντληθούν από την ταχύτητα μιας αντίδρασης. Το όνομά του σάς προσκαλεί να φανταστείτε ένα ρολόι τσέπης που σηματοδοτεί τον χρόνο μιας διαδικασίας, ανεξάρτητα από το πού συμβαίνει: σε έναν αντιδραστήρα, σε ένα σύννεφο, σε έναν ποταμό, στο ανθρώπινο σώμα κ.λπ..

Όλες οι χημικές αντιδράσεις, και επομένως όλοι οι μετασχηματισμοί, έχουν θερμοδυναμικές, ισορροπικές και κινητικές πτυχές. Η θερμοδυναμική υποδεικνύει εάν μια αντίδραση είναι αυθόρμητη ή όχι. η ισορροπία του ποσοστού ποσοτικοποίησής του, και τις κινητικές συνθήκες που ευνοούν την ταχύτητά του καθώς και τα δεδομένα σχετικά με τον μηχανισμό του.

Πολλές από τις βασικές πτυχές της χημικής κινητικής μπορούν να παρατηρηθούν στην καθημερινή ζωή: στο ψυγείο, το οποίο καταψύχει τα τρόφιμα για να μειώσει την αποσύνθεσή του με κατάψυξη του νερού που αποτελεί μέρος αυτών. Επίσης, στην ωρίμανση των κρασιών, των οποίων η γήρανση τους δίνει τις ευχάριστες γεύσεις τους.

Ωστόσο, ο "χρόνος των μορίων" είναι πολύ διαφορετικός στις μικρές κλίμακες του και ποικίλλει σε μεγάλο βαθμό σύμφωνα με πολλούς παράγοντες (αριθμός και τύποι συνδέσμων, μεγέθη, καταστάσεις ύλης κ.λπ.).

Επειδή ο χρόνος είναι ζωή, και είναι επίσης χρήματα, είναι πολύ σημαντικό να γνωρίζουμε ποιες μεταβλητές επιτρέπουν τη διεξαγωγή χημικής αντίδρασης όσο το δυνατόν γρηγορότερα. Ωστόσο, μερικές φορές το αντίθετο είναι επιθυμητό: ότι η αντίδραση συμβαίνει πολύ αργά, ειδικά εάν είναι εξώθερμη και υπάρχουν κίνδυνοι έκρηξης.

Ποιες είναι αυτές οι μεταβλητές; Ορισμένοι είναι φυσικοί, όπως σε ποια πίεση ή θερμοκρασία πρέπει να έχει ένας αντιδραστήρας ή σύστημα. και άλλα είναι χημικά, όπως ο τύπος του διαλύτη, το ρΗ, η αλατότητα, η μοριακή δομή κλπ..

Ωστόσο, προτού καταλήξουμε σε αυτές τις μεταβλητές, πρώτα πρέπει να μελετήσουμε την κινητική της παρούσας αντίδρασης.

Πώς; Μέσω της διακύμανσης της συγκέντρωσης, η οποία μπορεί να ακολουθηθεί εάν μια συγκεκριμένη ιδιότητα προσδιοριστεί ποσοτικά και είναι ανάλογη με την πρώτη. Καθ 'όλη την ιστορία οι μέθοδοι έχουν γίνει πιο εξελιγμένες, επιτρέποντας ακριβέστερες και ακριβείς μετρήσεις και με όλο και μικρότερα διαστήματα.

Ποσοστό αντίδρασης

Για να προσδιοριστεί η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε πώς η συγκέντρωση μεταβάλλεται με την πάροδο του χρόνου σε οποιοδήποτε από τα είδη που εμπλέκονται. Αυτή η ταχύτητα εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από πολλούς παράγοντες, αλλά το πιο σημαντικό είναι ότι είναι μετρήσιμο για εκείνες τις αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα "αργά".

Εδώ η λέξη "αργά" είναι σχετική και ορίζεται για όλα όσα μπορούν να μετρηθούν με τις διαθέσιμες τεχνικές. Εάν, για παράδειγμα, η αντίδραση είναι πολύ πιο γρήγορη από την ικανότητα μέτρησης του εξοπλισμού, τότε δεν θα είναι ποσοτική ούτε μπορεί να μελετηθεί η κινητική της..

Στη συνέχεια, ο ρυθμός αντίδρασης προσδιορίζεται στο κατώφλι οποιασδήποτε διεργασίας πριν φτάσει σε ισορροπία. Γιατί; Επειδή σε ισορροπία η ταχύτητα της άμεσης αντίδρασης (σχηματισμός των προϊόντων) και της αντίστροφης αντίδρασης (σχηματισμός αντιδραστηρίων) είναι ίσες.

Ο έλεγχος των μεταβλητών που δρουν στο σύστημα και συνεπώς η κινητική του ή η ταχύτητα της αντίδρασης, οι ιδανικές συνθήκες μπορούν να επιλεγούν για να δημιουργήσουν μια ορισμένη ποσότητα προϊόντος στον πιο επιθυμητό και ασφαλή χρόνο.

Από την άλλη πλευρά, αυτή η γνώση αποκαλύπτει τον μοριακό μηχανισμό, ο οποίος είναι πολύτιμος όταν αυξάνει την απόδοση μιας αντίδρασης.

Ορισμός

Η ταχύτητα είναι η αλλαγή μεγέθους ως συνάρτηση του χρόνου. Για τις μελέτες αυτές, το ενδιαφέρον έγκειται στον προσδιορισμό της μεταβολής της συγκέντρωσης ως ώρες, το νανο, το μέγιστο ή ακόμα και το femtosecond (10^-15s).

Μπορεί να έχει πολλές μονάδες, αλλά το απλούστερο και ευκολότερο από όλα είναι ο Μ^-1, ή τι ισοδυναμεί με mol / L · s. Ανεξάρτητα από τις μονάδες του, πρέπει πάντα να έχει μια θετική τιμή, δεδομένου ότι είναι μια φυσική ποσότητα (όπως διαστάσεις ή μάζα).

Ωστόσο, με συμφωνία, τα ποσοστά εξαφάνισης ενός αντιδραστηρίου έχουν αρνητικό σημάδι και τα ποσοστά εμφάνισης ενός προϊόντος, θετικό πρόσημο.

Αλλά αν τα αντιδραστήρια και τα προϊόντα έχουν τις δικές τους ταχύτητες, πώς να καθορίσουμε τότε την ταχύτητα της συνολικής αντίδρασης; Η απάντηση βρίσκεται στους στοιχειομετρικούς συντελεστές.

Γενική εξίσωση

Η ακόλουθη χημική εξίσωση εκφράζει την αντίδραση των Α και Β στη μορφή C και D:

αΑ + βΒ => γΓ + δΔ

Οι μοριακές συγκεντρώσεις εκφράζονται συνήθως σε παρενθέσεις, έτσι ώστε, για παράδειγμα, η συγκέντρωση του είδους Α γράφεται ως [Α]. Έτσι, ο ρυθμός αντίδρασης για κάθε ένα από τα χημικά είδη που εμπλέκονται είναι:

Σύμφωνα με τη μαθηματική εξίσωση, υπάρχουν τέσσερις οδοί για την επίτευξη της ταχύτητας της αντίδρασης: μετριέται η μεταβολή της συγκέντρωσης οποιουδήποτε από τα αντιδραστήρια (Α ή Β) ή των προϊόντων (C ή D).

Στη συνέχεια, με μία από αυτές τις τιμές και τον σωστό στοιχειομετρικό συντελεστή, διαιρείται από τον τελευταίο και για να ληφθεί η ταχύτητα αντίδρασης rxn.

Δεδομένου ότι ο ρυθμός αντίδρασης είναι μια θετική ποσότητα, το αρνητικό σήμα πολλαπλασιάζει τις αρνητικές τιμές ταχύτητας των αντιδραστηρίων. για το λόγο αυτό οι συντελεστές α και β πολλαπλασιάστε με (-1).

Για παράδειγμα, εάν η ταχύτητα εξαφάνισης του Α είναι - (5M / s) και ο στοιχειομετρικός συντελεστής α είναι 2, τότε η ταχύτητα rxn ισούται με 2,5M / s ((-1/2) x 5).

Παράδειγμα επιδόρπιο

Αν το προϊόν ήταν επιδόρπιο, τα συστατικά θα ήταν κατ 'αναλογία τα αντιδραστήρια. και η χημική εξίσωση, η συνταγή:

7Μπισκότα + 3Μπράγια + 1Σαλάδα => 1Πρώμα

Και οι ταχύτητες για κάθε γλυκό συστατικό και το ίδιο επιδόρπιο είναι:

Έτσι, η ταχύτητα με την οποία γίνεται το επιδόρπιο μπορεί να προσδιοριστεί με τη διακύμανση των cookies, brownies, παγωτού ή ολόκληρου του συνόλου. διαιρώντας το μεταξύ των στοιχειομετρικών συντελεστών (7, 3, 1 και 1). Ωστόσο, μία από τις διαδρομές μπορεί να είναι ευκολότερη από την άλλη.

Για παράδειγμα, αν μετρήσετε το πώς αυξάνεται το [Επιδόρπιο] σε διαφορετικά χρονικά διαστήματα, αυτές οι μετρήσεις μπορεί να είναι περίπλοκες.

Από την άλλη πλευρά, μπορεί να είναι πιο βολικό και πρακτικό να μετρηθούν τα μπισκότα λόγω του αριθμού τους ή μερικών από τις ιδιότητές τους που καθιστούν ευκολότερη τον προσδιορισμό της συγκέντρωσής τους από εκείνη των brownies ή του παγωτού.

Πώς να το προσδιορίσετε

Δεδομένης της απλής αντίδρασης Α => Β, εάν το Α, για παράδειγμα, σε υδατικό διάλυμα, παρουσιάζει πράσινο χρώμα, τότε αυτό εξαρτάται από τη συγκέντρωσή του. Επομένως, καθώς το Α γίνεται Β, το πράσινο χρώμα εξαφανίζεται και αν εξαφανιστεί αυτή η εξαφάνιση, τότε μπορεί να ληφθεί καμπύλη [Α] έναντι t.

Από την άλλη πλευρά, εάν το Β είναι όξινο είδος, το pH του διαλύματος θα πέσει σε τιμές κάτω από 7. Έτσι, από τη μείωση του pH λαμβάνουμε [Β], και διαδοχικά, το γράφημα [Β] έναντι t. Η επικάλυψη και των δύο γραφημάτων αξιολογείται ως εξής:

Στο γράφημα μπορείτε να δείτε πώς [A] μειώνεται με το χρόνο, επειδή καταναλώνεται και πώς η καμπύλη [B] αυξάνεται με θετική κλίση επειδή είναι το προϊόν.

Δείχνει επίσης ότι το [Α] τείνει στο μηδέν (αν δεν υπάρχει ισορροπία) και ότι το [Β] φθάνει μια μέγιστη τιμή που ελέγχεται από τη στοιχειομετρία και αν η αντίδραση είναι πλήρης (καταναλώνεται όλο το Α).

Η ταχύτητα αντίδρασης αμφότερων των Α και Β είναι η εφαπτόμενη γραμμή σε οποιαδήποτε από αυτές τις καμπύλες. με άλλα λόγια, το παράγωγο.

Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό αντίδρασης

Φύση των χημικών ειδών

Εάν όλες οι χημικές αντιδράσεις ήταν στιγμιαίες, οι κινητικές τους μελέτες δεν θα υπήρχαν. Πολλοί έχουν ταχύτητες τόσο μεγάλες που δεν μπορούν να μετρηθούν. δηλαδή, δεν είναι μετρήσιμα.

Έτσι, οι αντιδράσεις μεταξύ των ιόντων είναι συνήθως πολύ γρήγορες και πλήρεις (με απόδοση περίπου 100%). Από την άλλη πλευρά, αυτές που αφορούν οργανικές ενώσεις απαιτούν κάποιο χρόνο. Μια αντίδραση του πρώτου τύπου είναι:

H₂Έτσι₄ + 2ΝaΟΗ => Na₂Έτσι₄ + 2Η₂Ο

Οι ισχυρές ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις μεταξύ των ιόντων ευνοούν τον ταχύ σχηματισμό νερού και θειικού νατρίου. Αντίθετα, μία αντίδραση του δεύτερου τύπου είναι, για παράδειγμα, η εστεροποίηση του οξικού οξέος:

CH₃COOH + CH₃CH₂ΟΗ => CH₃COOCH₂CH₃ + H₂Ο

Αν και σχηματίζεται επίσης νερό, η αντίδραση δεν είναι στιγμιαία. ακόμη και υπό ευνοϊκές συνθήκες, αρκετές ώρες για να ολοκληρωθούν.

Ωστόσο, άλλες μεταβλητές έχουν μεγαλύτερη επίδραση στην ταχύτητα της αντίδρασης: συγκέντρωση αντιδραστηρίων, θερμοκρασία, πίεση και παρουσία καταλυτών.

Συγκέντρωση των αντιδραστηρίων

Στη χημική κινητική ο χώρος υπό μελέτη, διαχωρισμένος από το άπειρο, ονομάζεται σύστημα. Για παράδειγμα, ένας αντιδραστήρας, ένα ποτήρι, μια φιάλη, ένα σύννεφο, ένα αστέρι κ.λπ. μπορεί να θεωρηθεί ως το υπό μελέτη σύστημα.

Έτσι, μέσα στο σύστημα τα μόρια δεν είναι στατικά αλλά "ταξιδεύουν" σε όλες τις γωνίες. Σε μερικές από αυτές τις μετατοπίσεις συγκρούονται με άλλο μόριο για να αναπηδήσουν ή να προέλθουν από προϊόντα.

Στη συνέχεια, ο αριθμός των συγκρούσεων είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων. Η επάνω εικόνα απεικονίζει τον τρόπο αλλαγής του συστήματος από χαμηλές σε υψηλές συγκεντρώσεις.

Επίσης, εφ 'όσον υπάρχουν περισσότερες συγκρούσεις, η ταχύτητα αντίδρασης θα είναι υψηλότερη, αφού οι πιθανότητες δύο αντιδράσεων να αντιδράσουν αυξάνονται.

Εάν τα αντιδραστήρια είναι αέρια, τότε μεταβάλλεται η μεταβλητή πίεση και σχετίζεται με τη συγκέντρωση αερίου, υποθέτοντας οποιαδήποτε από τις πολλές υπάρχουσες εξισώσεις (όπως το ιδανικό αέριο). ή επίσης, ο όγκος του συστήματος μειώνεται για να αυξήσει την πιθανότητα σύγκρουσης των μορίων του αερίου.

Θερμοκρασία

Αν και ο αριθμός των συγκρούσεων αυξάνεται, δεν έχουν όλα τα μόρια την απαιτούμενη ενέργεια για να ξεπεράσουν την ενέργεια ενεργοποίησης της διαδικασίας.

Αυτό είναι όπου η θερμοκρασία παίζει σημαντικό ρόλο: εκπληρώνει τη λειτουργία της θερμικής επιτάχυνσης των μορίων έτσι ώστε να συγκρούονται με περισσότερη ενέργεια.

Έτσι, γενικά ο ρυθμός αντίδρασης διπλασιάζεται για κάθε 10 ° C αύξησης της θερμοκρασίας του συστήματος. Ωστόσο, για όλες τις αντιδράσεις δεν είναι πάντα έτσι. Πώς να προβλέψετε αυτή την αύξηση; Η εξίσωση Arrhenius απαντά στην ερώτηση:

d (lnK) / dT = Ε / (RT²)

K είναι η σταθερά της ταχύτητας στη θερμοκρασία T, R είναι η σταθερά των αερίων και το E είναι η ενέργεια ενεργοποίησης. Αυτή η ενέργεια είναι ενδεικτική του ενεργειακού φραγμού που πρέπει να αντιδράσουν τα αντιδραστήρια.

Για να γίνει μια κινητική μελέτη είναι απαραίτητο να διατηρηθεί η θερμοκρασία σταθερή και χωρίς καταλύτες. Ποιοι είναι οι καταλύτες; Είναι εξωτερικά είδη που παρεμβαίνουν στην αντίδραση αλλά δεν καταναλώνονται και μειώνουν την ενέργεια ενεργοποίησης.

Η έννοια της κατάλυσης για την αντίδραση της γλυκόζης με το οξυγόνο απεικονίζεται στην παραπάνω εικόνα. Η κόκκινη γραμμή αντιπροσωπεύει την ενέργεια ενεργοποίησης χωρίς το ένζυμο (βιολογικός καταλύτης), ενώ με αυτό, η μπλε γραμμή δείχνει μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης.

Σειρά αντίδρασης στη χημική κινητική

Σε μια χημική εξίσωση οι στοιχειομετρικοί δείκτες που σχετίζονται με τον μηχανισμό της αντίδρασης δεν είναι ίσοι με τους δείκτες της τάξης του. Οι χημικές αντιδράσεις συνήθως έχουν πρώτες ή δεύτερες παραγγελίες, σπάνια τρίτης τάξης ή υψηλότερες.

Γιατί είναι; Ότι οι συγκρούσεις τριών ενεργώς διεγερμένων μορίων είναι απίθανες, και μάλιστα είναι τετραπλή ή πενταπλή σύγκρουση, όπου η πιθανότητα είναι απειροελάχιστη. Είναι επίσης δυνατές οι κλασματικές εντολές αντίδρασης. Για παράδειγμα:

NH₄Cl <=>NH₃ + ΗΟΙ

Η αντίδραση είναι η πρώτη τάξη προς μία κατεύθυνση (από αριστερά προς δεξιά) και η δεύτερη για την άλλη (δεξιά προς τα αριστερά) αν θεωρείται ισορροπία. Ενώ η ακόλουθη ισορροπία είναι δεύτερης τάξης και στις δύο κατευθύνσεις:

2ΗΙ <=> H₂ + Εγώ₂

Η μοριακή και η σειρά αντίδρασης είναι οι ίδιες; Όχι. Η μοριακότητα είναι ο αριθμός των μορίων που αντιδρούν για να δημιουργήσουν προϊόντα και η σειρά της παγκόσμιας αντίδρασης είναι η ίδια σειρά των αντιδραστηρίων που εμπλέκονται στο βήμα που καθορίζει την ταχύτητα.

2KMnO₄ + 10KI + 8Η₂Έτσι₄ => 2MnSO₄ + 5Ι₂ + 6Κ₂Έτσι₄ + 8Η₂Ο

Αυτή η αντίδραση, παρά το γεγονός ότι έχει υψηλούς στοιχειομετρικούς δείκτες (μοριακότητα), είναι στην πραγματικότητα μια αντίδραση δεύτερης τάξης. Με άλλα λόγια, το αποφασιστικό βήμα της ταχύτητας είναι δεύτερης τάξης.

Αντιδράσεις μηδενικής τάξης

Εμφανίζονται στην περίπτωση ετερογενών αντιδράσεων. Για παράδειγμα: μεταξύ ενός υγρού και ενός στερεού. Έτσι, η ταχύτητα είναι ανεξάρτητη από τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων.

Ομοίως, εάν ένα αντιδραστήριο έχει τάξη αντίδρασης μηδέν σημαίνει ότι δεν συμμετέχει στο καθοριστικό βήμα της ταχύτητας, αλλά στις γρήγορες.

Απόκριση πρώτης τάξης

Α => Β

Μια αντίδραση πρώτης τάξης διέπεται από τον ακόλουθο νόμο ταχύτητας:

V = k [Α]

Εάν η συγκέντρωση του Α διπλασιάζεται, ο ρυθμός αντίδρασης V επίσης το κάνει. Συνεπώς, η ταχύτητα είναι ανάλογη προς τη συγκέντρωση του αντιδραστηρίου στο βήμα που καθορίζει την αντίδραση.

Δεύτερη αντίδραση

2Α => Β

Α + Β => C

Σε αυτόν τον τύπο αντίδρασης, παρεμβαίνουν δύο είδη, όπως και στις δύο χημικές εξισώσεις που μόλις γράψαμε. Οι νόμοι ταχύτητας για αντιδράσεις είναι:

V = k [Α]²

V = k [Α] [Β]

Στην πρώτη, ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος με το τετράγωνο της συγκέντρωσης του Α, ενώ στο δεύτερο το ίδιο συμβαίνει και με τις αντιδράσεις πρώτης τάξης: η ταχύτητα είναι άμεσα ανάλογη προς τις συγκεντρώσεις αμφότερων των Α και Β.

Σειρά αντίδρασης ενάντια στη μοριακότητα

Σύμφωνα με το προηγούμενο παράδειγμα, οι στοιχειομετρικοί συντελεστές μπορεί να συμπίπτουν ή να μην συμπίπτουν με τις σειρές της αντίδρασης.

Ωστόσο, αυτό συμβαίνει για στοιχειώδεις αντιδράσεις, οι οποίες καθορίζουν τον μοριακό μηχανισμό οποιουδήποτε σταδίου μιας αντίδρασης. Σε αυτές τις αντιδράσεις οι συντελεστές είναι ίσοι με τον αριθμό των συμμετεχόντων μορίων.

Για παράδειγμα, ένα μόριο του Α αντιδρά με ένα από τα Β για να σχηματίσει ένα μόριο του C. Εδώ η μοριακότητα είναι 1 για τα αντιδραστήρια και στη συνέχεια στην έκφραση του νόμου ταχύτητας συμπίπτουν με τις εντολές αντίδρασης.

Επομένως, η μοριακότητα πρέπει πάντα να είναι ένας ακέραιος αριθμός, και πιθανότατα, μικρότερος από τέσσερα.

Γιατί; Επειδή στο πέρασμα ενός μηχανισμού είναι πολύ απίθανο να συμμετέχουν ταυτόχρονα τέσσερα μόρια. θα μπορούσε να αντιδράσει δύο πρώτα, και τότε οι άλλοι δύο θα αντιδρούσαν με αυτό το προϊόν.

Μαθηματικά, αυτή είναι μία από τις κύριες διαφορές μεταξύ των τάξεων αντίδρασης και της μοριακότητας: μια σειρά αντίδρασης μπορεί να πάρει κλασματικές τιμές (1/2, 5/2 κ.λπ.).

Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ο πρώτος μόνο αντανακλά πώς η συγκέντρωση του είδους επηρεάζει την ταχύτητα, αλλά όχι πώς τα μόρια τους παρεμβαίνουν στη διαδικασία.

Εφαρμογές

- Επιτρέπει τον προσδιορισμό του χρόνου που ένα φάρμακο παραμένει στον οργανισμό πριν από τον πλήρη μεταβολισμό του. Επίσης, χάρη στις κινητικές μελέτες, η ενζυματική κατάλυση μπορεί να ακολουθηθεί ως πράσινες μέθοδοι έναντι άλλων καταλυτών με αρνητικές περιβαλλοντικές επιπτώσεις. ή επίσης να χρησιμοποιηθεί σε αναρίθμητες βιομηχανικές διεργασίες.

- Στην αυτοκινητοβιομηχανία, ειδικά στους κινητήρες, όπου οι ηλεκτροχημικές αντιδράσεις πρέπει να γίνονται γρήγορα για να ξεκινήσει το όχημα. Επίσης στους σωλήνες εξάτμισης, οι οποίοι έχουν καταλυτικούς μετατροπείς για να μετατρέψουν τα επιβλαβή αέρια CO, NO και NO_x στο CO₂, H₂Ο, Ν₂ και Ο₂ κατά τη διάρκεια του βέλτιστου χρόνου.

2NaN₃(s) = 2Na + 3Ν₂(ζ)

-Είναι η αντίδραση πίσω γιατί οι αερόσακοι είναι φουσκωμένοι, όταν τα οχήματα συγκρούονται. Όταν τα ελαστικά φρενάρουν απότομα, ένας ανιχνευτής εκρήγνυται ηλεκτρικά αζίδιο του νατρίου, NaN₃. Αυτό το αντιδραστήριο "εκρήγνυται" απελευθερώνοντας το Ν₂, η οποία καταλαμβάνει γρήγορα ολόκληρο τον όγκο της τσάντας.

Το μεταλλικό νάτριο αντιδρά με άλλα συστατικά για να το εξουδετερώσει, επειδή στην καθαρή του κατάσταση είναι δηλητηριώδες.

Αναφορές

1. Walter J. Moore. (1963). Φυσική Χημεία Στο Χημική κινητική. Τέταρτη έκδοση, Longmans.
2. Ηρά Ν. Λεβέν. (2009). Αρχές φυσικοχημείας. Έκτη έκδοση, σελ. 479-540. Mc Graw Hill.
3. UAwiki (23 Δεκεμβρίου 2011). Μοριακές συγκρούσεις-en [Figua] Ανακτήθηκε στις 30 Απριλίου 2018, από: en.m.wikipedia.org
4. Glasstone. (1970). Εγχειρίδιο φυσικής χημείας. Στο Χημική κινητική. Δεύτερη έκδοση. D. Van Nostrand, Company, Inc.
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (8 Μαρτίου 2017). Ορισμός χημικής κινητικής. Ανακτήθηκε στις 30 Απριλίου 2018, από: thoughtco.com
6. Khan Academy. (2018). Οι συντελεστές αντίδρασης και οι νόμοι επιτοκίων. Ανακτήθηκε στις 30 Απριλίου 2018, από: khanacademy.org
7. Germán Fernández. (26 Ιουλίου 2010). Χημική κινητική Ανακτήθηκε στις 30 Απριλίου 2018, από: quimicafisica.com