Reaktion kertaluku

Kohteesta Wikipedia
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Kemiallisessa kinetiikassa reaktion kertaluku kuvaa kemiallisen reaktion reaktionopeuden riippuvuutta lähtöaineiden alkukonsentraatioista.[1][2] Kertaluku saadaan kaavasta[2]

  • r on reaktionopeus, jonka yksikkö on usein molaarisuutta per sekunti eli M/s.
  • k on reaktionopeusvakio, jonka yksikkö riippuu reaktion kertaluokasta. k saadaan Arrheniuksen yhtälöllä. k pätee vain tietylle reaktiolle tietyssä lämpötilassa,[3] mutta muutkin tekijät voivat vaikuttaa.
  • [A] on lähtöaineen A pitoisuus molaarisuutena M. [B] on B:n pitoisuus jne.
  • a on A:n kertaluku. b on B:n kertaluku jne.

Koko reaktion kertaluku on eksponenttien summa a+b+c... Summa on usein positiivinen kokonaisluku, mutta voi olla nolla, negatiivinen tai murtoluku. Summan ollessa 1, reaktion sanotaan olevan 1. kertaluvun reaktio.[2] Nolla-kertaluku tarkoittaa etteivät lähtöainepitoisuudet vaikuta reaktionopeuteen, positiivinen arvo että pitoisuuksien lisäys nopeuttaa reaktiota, ja negatiivinen arvo että pitoisuuksien lisäys hidastaa reaktiota.

Jos yksivaiheisen reaktion koko reaktioyhtälö on

A + 2 B → tuotteet

on reaktionopeus

Kertaluku on eksponenttien summa eli 1+2 = 3. Reaktio on siis 3. kertaluvun reaktio. Tuotteiden lukumäärällä tai laadulla ei ole tässä esimerkissä mitään merkitystä.

Kertaluku voidaan määrittää luotettavasti vain edeltävän esimerkin kaltaisille alkeisreaktioille ja vaiheittaisten reaktioiden kertaluku on perättäisten alkeisreaktioiden kertalukujen summa. Reaktioiden kertaluvut voidaan määrittää vain kokeellisesti.[4][5]

Reaktionopeusvakion k yksikkö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Reaktionopeusvakion yksikkö on kertaluvun

  • 0. reaktioissa M/s eli M s-1
  • 1. reaktioissa 1/s eli s-1
  • 2. reaktioissa 1/(MS) eli M-1 s-1
  • n reaktioissa

0. kertaluvun reaktio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

0. kertaluvun reaktion reaktionopeus on[3]

Reaktionopeus on vakio eli lähtöaineen tai -aineiden pitoisuus ei vaikuta nopeuteen. Tilanne on usein tämä muun muassa entsyymien kohdalla, joilla on liuoksessaan lähtöainetta (substraattia) paljon enemmän kuin itse entsyymiä. Tällöin entsyymi toimii maksimi- ja vakionopeudella.[6][4][5] Sama tilanne voi olla muun muassa myös jonkin metallin pintakatalyysissä jos lähtöainetta on paljon – lähtöaine kyllästää katalyytin rajallisen pinta-alan, jolloin lähtöaineen lisääminen ei enää nopeuta reaktiota.[7]

1. kertaluvun reaktio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

1. kertaluvun reaktion reaktionopeus on[3]

Lähtöaineen A pitoisuus vaikuttaa reaktionopeuteen. Reaktio voi olla esimerkiksi molekyylin sisäinen reaktio,[3] radioaktiivisen isotoopin puoliintuminen jne.[7]

2. kertaluvun reaktio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

2. kertaluvun reaktion reaktionopeus voi lähtöaineiden lukumäärästä riippuen olla[3]

tai

A ja B tai kaksi A:ta reagoi keskenään ja näiden pitoisuudet vaikuttavat reaktionopeuteen. 2. kertaluvun reaktioissa lähtöainemolekyylit törmäävät toisiinsa sopivissa kulmissa ja sopivilla nopeuksilla reagoiden tuotteiksi.[3]

3. kertaluvun reaktio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

3. kertaluvun reaktion reaktionopeus voi lähtöaineiden lukumäärästä riippuen olla[3]

, tai

Lähtöaineiden A, B ja/tai C pitoisuudet vaikuttavat reaktionopeuteen. Näissä reaktioissa on harvoin kyse reaktioista, jossa 3 molekyyliä törmää toisiinsa yhtäaikaisesti sopivin nopeuksin ja törmäyskulmin, sillä tällainen tapahtuma epätodennäköinen. 3. kertaluokan reaktiot tapahtuvat siksi usein perättäisinä alkeisreaktioina (katso esimerkki).[3]

Esimerkkejä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Perättäiset alkeisreaktiot[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Alla on esimerkki kolmivaiheisesta asetamidin aminoryhmän hydrolyysistä emäksellä (OH-), joista vaihe 3 on 3. kertaluvun reaktio[3]

  1. HO- + CH3-CO-NH2 ⇌ CH3-(CO-)OH-NH2
  2. HO- + CH3-(CO-)OH-NH2 ⇌ CH3-CO22--NH2 + H2O
  3. CH3-CO22--NH2 → CH3-CO2 + H2N-

Symboleina nämä alkeisreaktiot ovat[3]

  1. HO- + asetamidi ⇌ monoanioni
  2. HO- + monoanioni ⇌ dianioni + H2O
  3. dianioni → karboksylaatti + H2N-

Reaktioiden 1 ja 2 tasapainovakiot ovat K1 ja K2 vastaavasti. Reaktiot tapahtuvat vesiliuoksessa. Siksi vesimäärän kasvu reaktiossa 2 ole merkittävää suhteessa koko reaktioliuoksen vesimäärään. Vesipitoisuuden voidaan olettaa olevan muuttumaton ja vaikuttamatta reaktion 2 reaktiotasapainoon. Eli [H2O] voidaan jättää pois reaktion 2 tasapainoyhtälöstä.[3]

eli
eli

Reaktio 3 yksivaiheinen, joten sen nopeus on[3]

Kaikki reaktioiden 1 ja 2 pitoisuudet kuitenkin vaikuttavat dianionipitoisuuteen[3]

Reaktion 3 reaktionopeusvakio k3 voidaan sijoittaa edelliseen yhtälöön. k3 on[3]

Lopullinen yhtälö on[3]

Eksponenttien summa on 2+1 = 3, eli koko reaktio 3 on 3. kertaluvun reaktio.[3]

Koemääritys[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Reaktio on[7]

NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g)

Reaktion mittausarvot 25°C lämpötilassa ja vakiopaineessa ovat[7]

Koe Pitoisuus Reaktionopeus
[NO]

(M)

[O3]

(M)

Δ[NO2]/[Δt]

(M/s)

1 1*10-6 3*10-6 6.6*10-5
2 1*10-6 6*10-6 1.32*10-4
3 1*10-6 9*10-6 1.98*10-4
4 2*10-6 9*10-6 3.96*10-4
5 3*10-6 9*10-6 5.94*10-4

Lähtöaineita on kaksi – reaktionopeuden täytyy olla muotoa[7]

Reaktion kertaluokka ja reaktionopeusvakiot voidaan selvittää edeltävien tietojen avulla. Kokeen 3 ja 4 välillä [NO] kaksinkertaistuu ja reaktionopeus kaksinkertaistuu. Kokeen 3 ja 5 välillä [NO] kolminkertaistuu ja reaktionopeus kolminkertaistuu. a on siis 1. Verrattaessa samoin kokeita 1 ja 2, sitten kokeita 1 ja 3, nähdään, että b on 1. a+b = 1+1 = 2, eli reaktion kertaluokka on 2. Reaktio on 2. kertaluokan reaktio.[7]

eli

Reaktionopeusvakio k saadaan uudelleenjärjestämällä edeltävä yhtälö ja sijoittamalla siihen vaikkapa kokeen 1 mittausarvot, eli[7]

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Leila Kotama, Antti Kivinen: Suomalaisten Kemistien Seuran sanastotoimikunnan julkaisuja nro 5: Fysikaalisen orgaanisen kemian sanasto, s. 97–99. Suomen Kemian Seura, 1983. ISBN 9519223207.
  2. a b c International Union of Pure and Applied Chemistry: order of reaction IUPAC. doi:10.1351/goldbook.O04322.
  3. a b c d e f g h i j k l m n o p J Clayden, N Greeves, S Warren: Organic chemistry, s. 257-262. 2. painos. Oxford: University Press, 2001. OCLC: 867050415. ISBN 9780199270293.
  4. a b P Atkins & J De Paula: Physical Chemistry, s. 796. Oxford University Press, 2006. ISBN 9780198700722.
  5. a b RH Petrucci, WS Harwood, FG Herring: General Chemistry, s. 585–586. Prentice Hall, 2002. ISBN 9780130143297.
  6. FA Carey, RJ Sundberg: Advanced Organic Chemistry A: Structure and Mechanisms, s. 280. Springer, 2007. ISBN 9780387448978.
  7. a b c d e f g 12.4 Integrated Rate Laws – Chemistry opentextbc.ca. Arkistoitu 30.9.2018. Viitattu 30.9.2018.