Cinètica química: diferència entre les revisions

 

== Velocitat de la reacció ==

Sempre s'ha de tenir en compte que la velocitat d'aparició d'un producte és proporcional a la velocitat de desaparició d'un reactiu.

Experimentalment, es pot determinar la velocitat mitjana d'una reacció mitjançant l'expressió següent:

 

== Equació de velocitat ==

L'equació de velocitat és una fórmula que expressa la relació d'una reacció i les concentracions de reactius a una temperatura determinada. Es parteix d'una reacció qualsevol:

 

 

== Ordre de reacció ==

La fórmula de la reacció, i les unitats de la <math>k</math>, depenen de l'ordre total de la reacció. I per exemple, fins a l'ordre 3:

 

 

=== Determinació dels ordres de reacció no donats ===

'''Segons unitats'''

 

 

== Anàlisi de dades i resultats cinètics ==

Les lleis i fórmules que s'usen a cinètica sempre són referides als reactius, per això mai no es pot aplicar l'equació de velocitats als productes.

I a partir de les velocitats, es vol aconseguir arribar a l'expressió que ens diu la concentració d'un element al llarg del temps.

 

== Fórmules ==

Depenent de l'ordre total de la reacció, s'usen unes fórmules o altres per a determinar la concentració, el temps de vida mitjana o la velocitat. La taula per les fórmules fins a l'ordre de reacció 2 és:

 

 

=== L'equació d'Arrhenius i l'energia d'activació ===

Al [[1889]], [[Svante Arrhenius]] pensà que les reaccions devien necessitar algun tipus d'energia per començar a reaccionar, la que denominà l'[[energia d'activació]] d'una reacció. Aquesta energia, energia que prové de l'[[energia cinètica]] de les molècules que col·lideixen, és l'energia necessària perquè comenci la reacció, sempre és positiva. L'energia cinètica serveix per originar les reaccions, però si les molècules es mouen molt a poc a poc, les molècules només rebotaran en xocar amb altres molècules i la reacció no s'esdevindrà. I així Arrhenius formulà l'expressió:

 

 

== Models teòrics de la cinètica química ==

Hi ha dos grans models teòrics sobre la cinètica química, el primer és l'anomenada [[teoria de les col·lisions]] i la segona és la [[teoria de l'estat de transició]].

 

=== Teoria de les col·lisions ===

Si per exemple es té una reacció de tipus <math>\rm A_{2(g)} + B_{2(g)} \longrightarrow C</math>, si la reacció és elemental (és a dir, s'esdevé tal com està escrita sense etapes), els valors d'alfa i beta han de ser els coeficients estequiomètrics i la seva llei de velocitat forçosament ha de ser:

 

 

=== Teoria de l'estat de transició ===

Aquest model explica la cinètica química mitjançant un estat entre els reactius i els productes. Aquest estat s'anomena estat de transició o complex activat. L'energia potencial de l'estat de transició és sempre superior a l'energia de reactius i productes, representada en les gràfiques com un petit turó, i representa la barrera energètica que han de superar els reactius perquè es produeixi la reacció i en resultin uns productes que poden tenir més o menys energia que els reactius però sempre amb menys energia que el complex activat.

Aquesta energia necessària perquè es produeixi la reacció, el turó que ha de sobrepassar la reacció per donar-se, s'anomena energia d'activació de la reacció, i com més petita és l'energia d'activació, més ràpida és la reacció.