Reakcijos greičio konstanta: apibrėžimas ir lygtis

kurso konstanta yra proporcingumo koeficientas cheminė kinetika kad santykinė molinė reagentų koncentracija susiejama su reakcijos greičiu. Jis taip pat žinomas kaip reakcijos greičio konstanta arba reakcijos greičio koeficientas ir yra nurodytas lygtyje raide k.

Pagrindiniai išpardavimai: Įvertinkite nuolat

Bendrai cheminei reakcijai:

aA + bB → cC + dD

cheminės reakcijos greitis gali būti apskaičiuojamas taip:

Įvertinimas = k [A]^a[B]^b

Pertvarkius terminus, normos konstanta yra:

greičio konstanta (k) = sparta / ([A]^a[B]^a)

Čia k yra greičio konstanta, o [A] ir [B] yra reagentų A ir B molinės koncentracijos.

Raidės a ir b žymi reakcijos tvarka A atžvilgiu ir reakcijos tvarka b atžvilgiu. Jų vertės nustatomos eksperimentiniu būdu. Kartu jie pateikia reakcijos tvarką, n:

a + b = n

Pvz., Jei dvigubinant A koncentraciją dvigubai padidėja reakcijos greitis arba keturis kartus padidėja A koncentracija, dvigubai padidėja reakcijos greitis, tada pirmoji reakcija yra A laipsnio atžvilgiu. Spartos konstanta yra:

k = norma / [A]

Jei dvigubai padidinsite A koncentraciją ir reakcijos greitis padidės keturis kartus, reakcijos greitis bus proporcingas A koncentracijos kvadratui. Reakcija yra antros eilės A atžvilgiu.

k = norma / [A]²

Spartos konstantą taip pat galima išreikšti naudojant: Arrhenijaus lygtis:

k = Ae^{-Ea / RT}

Čia A yra dalelių susidūrimo dažnio konstanta, Ea yra aktyvacijos energija reakcijos, R yra universali dujų konstanta, o T yra absoliuti temperatūra. Iš Arrhenijaus lygties matyti, kad temperatūra yra pagrindinis veiksnys, turintis įtakos cheminės reakcijos greičiui. Idealiu atveju greičio konstanta atspindi visus kintamuosius, darančius įtaką reakcijos greičiui.

Greičio konstantos vienetai priklauso nuo reakcijos tvarkos. Paprastai reakcijai su tvarka a + b greičio konstantos vienetai yra mol^1−(m+n)· L^(m+n)−1· S⁻¹

• Jei reakcija yra nulinė, greičio konstanta turi molinius per sekundę (M / s) arba molius per litrą per sekundę (mol·L).⁻¹· S⁻¹)
• Pirmos eilės reakcijai greičio konstantą sudaro s per sekundę^-1
• Antrosios eilės reakcijai greičio konstanta turi litro vienetų vienam moliui per sekundę (L · mol⁻¹· S⁻¹) arba (M⁻¹· S⁻¹)
• Trečiosios eilės reakcijai greičio konstanta turi litrų kvadratų vienetus kvadratiniams moliams per sekundę (L²· Mol⁻²· S⁻¹) arba (M⁻²· S⁻¹)

Chemikai, naudodamiesi aukštesnės eilės reakcijomis ar dinaminėmis cheminėmis reakcijomis, taiko įvairius molekulinės dinamikos modeliavimus, naudodamiesi kompiuterių programine įranga. Šie metodai apima padalytą balno teoriją, Bennetto Chandlerio procedūrą ir gaires.

Nepaisant savo pavadinimo, greičio konstanta iš tikrųjų nėra konstanta. Tai galioja tik esant pastoviai temperatūrai. Tai daro įtaką pridedant arba keičiant katalizatorių, keičiant slėgį ar net maišant chemines medžiagas. Jis netaikomas, jei reakcijoje keičiasi kas nors, išskyrus reagentų koncentraciją. Taip pat nelabai gerai, jei reakcijoje yra didelės molekulės, turinčios didelę koncentraciją, nes pagal Arrhenijaus lygtį daroma prielaida, kad reagentai yra tobulos sferos, atliekančios idealius susidūrimus.

• Connorsas, Kennethas (1990). Cheminė kinetika: tirpalo reakcijos greičio tyrimas. Johnas Wiley ir sūnūs. ISBN 978-0-471-72020-1.
• Daru, János; Stirling, András (2014). „Padalintos balno teorija: nauja idėja nuolatiniam normos apskaičiavimui“. Dž. Chem. Teorijos skaičiavimas. 10 (3): 1121–1127. doi:10.1021 / ct400970y
• Izaokas, Neilas S. (1995). „2.8.3 skirsnis“. Fizinė organinė chemija (2-asis leidimas). Harlow: Adisonas Wesley Longmanas. ISBN 9780582218635.
• IUPAC (1997) Cheminės terminijos rinkinys, 2-asis leidimas („Auksinė knyga“).
• Laidleris, K. J., Meiser, J.H. (1982). Fizikinė chemija. Benjaminas / Cummingsas. ISBN 0-8053-5682-7.