Wikipedia

Ero sivun ”Reaktiokinetiikka” versioiden välillä

Selaa historiaa interaktiivisesti
[katsottu versio][katsottu versio]
← Vanhempi muutosUudempi muutos →
Poistettu sisältö Lisätty sisältö
VisuaalinenWikiteksti
Johdannon parannus
VPaarma (keskustelu | muokkaukset)
563 muokkausta
pEi muokkausyhteenvetoa
Rivi 5:
 
==Kinetiikkaa==
Kemiallinen kinetiikka (so. [[chemical kinetics|reaktiokinetiikka]]) empiirisenä tieteenä osana [[Fysikaalinen kemia|fysikaalista kemiaa]] tutkii kemiallisten reaktioiden nopeuksia ja reaktiotuotteiden saantoja, ja kuinka nämä reaktionopeudet riippuvat reaktion lähtöaineiden konsentraatioista ja reaktio-olosuhteista kuten [[lämpötila]] ja [[paine]]. Tieto reaktionopeuksista on keskeistä määritettäessä [[reaktiomekanismi|reaktion mekanismi]]a ja kemiallista reaktiivisuutta. Reaktiomekanismilla selvitetään kaikkien reaktion tapahtumisen kannalta osaaottavien mikroskoopisten partikkelien asemat reaktion aikana. Tällöin kun kyse on näiden reaktiopartikkelien liikkeestä ja keskenäisistä vuorovaikuttavista voimista, voidaan kemiallista kinetiikkaa kutsua kemialliseksi dynamiikaksi.<ref>Keith J. Laidler, Chemical Kinetics, 3. painos, (1987), HarperCollinsPublisher, ISBN 0-06-043862-2</ref>
 
Yleisesti kemialliselle reaktiolle (suljettu systeemi, vakiotilavuus, homogeeninen reaktio) ja sen reaktionopeudelle voidaan kirjoittaa:
Rivi 13:
::<math>R = \frac {1}{p} \frac{\mathrm{d}[P]}{\mathrm{d}t} =\frac {1}{q} \frac{\mathrm{d}[Q]}{\mathrm{d}t} =...-\frac {1}{a} \frac{\mathrm{d}[A]}{\mathrm{d}t} = -\frac {1}{b} \frac{\mathrm{d}[B]}{\mathrm{d}t} = k[A]^{\alpha}[B]^{\beta}...</math>
 
Tässä <math>R</math> on reaktionopeus, reaktioyhtälössä esim. <math>a</math> on lähtöaine A:n [[stoikiometria|stökiometrinen kerroin]], ja esim. <math>[A]</math> on lähtöaine A:n [[konsentraatio]], ja <math>t</math> on reaktioon kuluva aika. Yhtälössä lähtöaineen A vähenemistä merkitään <math>-</math>-etumerkillä ja sen konsentraation muuttumista ajan suhteen differentiaaliyhtälöllä. Yhtälön loppuosa ilmaisee, että reaktionopeus on esitettävissä myös reaktio[[nopeusvakio]]n <math>k</math> ja reaktion ainesosien konsentraatioiden avulla. Siinä eksponentit <math>\alpha</math> ja <math>\beta</math> ovat laaduttomia, kokeellisesti määritettäviä positiivisia, negatiivisia tai murtolukuja, ja ne ovat [[reaktion kertaluku|reaktion kertaluvut]] A:n ja B:n suhteen. Reaktion kokonaiskertaluku on näiden lukujen summa. Yleisesti reaktionopeus <math>R</math> riippuu ulkoisista muuttujista kuten lämpötila ja paine (kaasutiheys) ja reaktion ainesosien konsentraatiot.<ref>Frank Wilkinson, Chemical Kinetics and Reaction Mechanisms, (1980), van Nostrand Reinhold Company, ISBN 0-442-30248-7</ref>
 
Kemiallista kinetiikkaa dynaamisena tieteenä voidaan pitää vastakohtana kemialliselle [[termodynamiikka|termodynamiikalle]], joka on staattinen tieteenala ja tutkii reaktion tasapainotilaa [[energia]]n kannalta katsoen. Kemiallinen termodynamiikka tutkii reaktion alku- ja lopputilaa, ei näiden tilojen välistä muutosta ajan suhteen. Kemiallisen termodynamiikan avulla saadaan selvyys siitä kuinka pitkälle reaktio etenee kun taas reaktiokinetiikan avulla saadaan selville kuinka nopeasti reaktio tapahtuu. Reaktion tasapainotilaa voidaan tarkastella myös kineettisestä näkökulmasta olosuhteissa, joissa reaktion lopputuotteiden muodostumisnopeus on yhtä suuri kuin lähtöaineiden häviämisnopeus. Toisaalta tasapainotilan termodynamiikan avulla ei voida määrittää reaktionopeuden suuruutta. Tätä reaktion tasapainotilaa voidaan ilmaista kemiallisen termodynamiikan mukaan tasapainovakiolla <math>K</math>, joka riippuu reaktion molempien reaktionsuuntien (1 ja -1) nopeusvakioista (<math>k_1</math> ja <math>k_{-1}</math>, vrt. yhtälö edellä):
<math>K = \frac {k_1}{k_{-1}}</math><ref>Sidney W. Benson, Thermochemical Kinetics, 2. painos, (1976), John Wiley & Sons, ISBN 0-471-06781-4</ref>
 
Monille kemiallisille reaktioille, jotka tapahtuvat kaasu[[faasi]]ssa matalissa reaktiopaineissa tai laimeissa [[poolisuus|poolittomissa]] liuoksissa on pääteltävissä suoraan reaktion stökiometrisesta yhtälöstä reaktionopeudelle yhtälö (so. nopeuslaki) ilmaistuna nopeusvakion ja ainesosien konsentraatioiden avulla. Näitä reaktioita kutsutaan [[alkeisreaktio]]iksi ja niiden kinetiikalle voidaan kirjoittaa kineettinen matemaattinen yhtälö, jota kuvaava [[differentiaaliyhtälö]] on ratkaistavissa reaktion [[integroitu nopeuslaki|integroiduksi nopeuslaiksi]]. Tämän integroidun nopeuslain nopeusvakio on ratkaistavissa ja reaktion kinetiikka eri olosuhteissa on laskettavissa. On kuitenkin reaktioita, joissa osaaottavan ainesosan vaikutus reaktionopeuteen <math>R</math> ei ole pääteltävissä reaktioyhtälöstä. Tällaisen reaktion nopeusyhtälö on monimutkainen eikä sillä ole mitään yksinkertaista suhdetta stökiometriseen yhtälöön ja reaktion kertaluku on murtoluku. Esimerkkinä tästä on asetaldehydin hajoaminen korkeissa lämpötiloissa (pyrolysoituminen):
 
::<chem>CH3CHO -> CH4 + CO</chem>
Rivi 24:
Reaktion kokonaiskertaluku on 3/2 ja reaktionopeus on ilmaistavissa:
 
::<math>R = -+ \frac{d[CH_4]}{dt} = k[CH_3CHO]^{\frac{3}{2}}</math>
 
 
Rivi 30:
 
On keskeistä ymmärtää, että reaktiokinetiikan määritys perustuu ennen kaikkea kokeellisiin mittausmenetelmiin, joita käyttäen reaktiolle kirjoitettu nopeuslaki on aluksi eri tavoin toteennäytetty kuvaamaan reaktion kinetiikkaa. Reaktiokinetiikkaa voidaan luotettavalla tarkkuudella arvioida myös kineettisten teorioiden kuten [[siirtymätilateoria]]n avulla ja termokemiallisen kinetiikan menetelmin tai käyttäen laskennollisia menetelmiä (esim. '''''ab initio''''') yhdessä kineettisten teorioiden kanssa.
 
 
==Katso myös==
* [[alkeisreaktio]]
* [[Arrheniuksen yhtälö]]
* [[Autokatalyyttinen reaktio]]
 
==Lähteet==
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/wiki/Reaktiokinetiikka”