Molekülerlik - Molecularity

Kimyada molekülerlik , bir temel (tek adımlı) reaksiyonda reaksiyona girmek üzere bir araya gelen moleküllerin sayısıdır ve etkili çarpışma (yeterli enerji) ve doğru yönelim ile temel reaksiyondaki reaktanların stokiyometrik katsayılarının toplamına eşittir . Kaç molekülün bir araya geldiğine bağlı olarak, bir reaksiyon unimoleküler, bimoleküler ve hatta trimoleküler olabilir.

Herhangi bir temel reaksiyonun veya reaksiyon adımının kinetik sırası , molekülerliğine eşittir ve bu nedenle, bir temel reaksiyonun hız denklemi , molekülerlikten inceleme ile belirlenebilir.

Bununla birlikte, karmaşık (çok aşamalı) bir reaksiyonun kinetik sırası, ilgili moleküllerin sayısına mutlaka eşit değildir. Molekülerlik kavramı yalnızca temel reaksiyonları veya adımları tanımlamak için yararlıdır.

tek moleküllü reaksiyonlar

Tek moleküllü bir reaksiyonda, tek bir molekül, farklı moleküller oluşturan atomları yeniden düzenler. Bu denklemle gösterilir

${\displaystyle {\ce {A -> P}}}$,

burada P, Ürün(ler) anlamına gelir. Reaksiyon veya reaksiyon adımı, yalnızca bir ürün molekülü varsa bir izomerizasyon veya birden fazla ürün molekülü varsa bir ayrışmadır .

Her iki durumda da, reaksiyonun veya adımın hızı , birinci dereceden hız yasası ile tanımlanır.

${\displaystyle {\frac {d\sol[{\ce {A}}\sağ]}{dt}}=-k_{r}\sol[{\ce {A}}\sağ]\ ,}$

burada [A], A türünün konsantrasyonudur, t zamandır ve k _r , reaksiyon hızı sabitidir .

Hız yasası denkleminden çıkarılabileceği gibi, bozunan A moleküllerinin sayısı, mevcut A moleküllerinin sayısıyla orantılıdır. Bir tek moleküllü reaksiyonunun bir örneği, izomerizasyon bölgesinin siklopropan propene:

Unimoleküler reaksiyonlar Lindemann-Hinshelwood mekanizması ile açıklanabilir .

Bimoleküler reaksiyonlar

Bimoleküler bir reaksiyonda, iki molekül çarpışır ve enerji, atom veya atom grupları alışverişinde bulunur.

Bu denklemle açıklanabilir

${\displaystyle {\ce {A + B -> P}}}$

hangi ikinci dereceden oran yasasına karşılık gelir: . ${\displaystyle {\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=-k_{r}{\ce {[A][B]}}}$

Burada, reaksiyonun hızı, reaktanların bir araya gelme hızı ile orantılıdır. Bimoleküler reaksiyonun bir örneği SN2 -tipi nükleofilik ikame içinde metil bromür ile hidroksit iyonu :

${\displaystyle {\ce {CH3Br + OH^- -> CH3OH + Br^-}}}$

Termoleküler reaksiyonlar

Çözeltilerde veya gaz karışımlarında bir termoleküler (veya trimoleküler) reaksiyon , uygun yönelim ve yeterli enerji ile aynı anda çarpışan üç reaktan içerir . Bununla birlikte, trimoleküler terimi aynı zamanda tipteki üç vücut birlikteliği reaksiyonunu belirtmek için de kullanılır.

${\displaystyle {\ce {A + B ->[{\ce {M}}] C}}}$

Ok üzerindeki M, enerjiyi ve momentumu korumak için üçüncü bir cisimle ikinci bir reaksiyonun gerekli olduğunu gösterir. A ve B'nin ilk bimoleküler çarpışmasından sonra, enerjik olarak uyarılmış bir reaksiyon ara maddesi oluşur, daha sonra ikinci bir bimoleküler reaksiyonda bir M gövdesi ile çarpışır ve fazla enerjiyi ona aktarır.

Reaksiyon iki ardışık reaksiyon olarak açıklanabilir:

${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}^{*}}$

${\displaystyle {\ce {AB}}^{*}{\ce {+ M -> C + M}}}$

Bu reaksiyonlar sıklıkla ikinci ve üçüncü mertebe kinetikler arasında bir basınç ve sıcaklığa bağımlı geçiş bölgesine sahiptir.

Katalitik reaksiyonlar genellikle üç bileşenlidir, ancak pratikte ilk önce başlangıç ​​malzemelerinin bir kompleksi oluşturulur ve hız belirleyici adım, iki tür ve katalizör arasında tesadüfi bir çarpışma değil, bu kompleksin ürünlere reaksiyonudur. Örneğin, bir metal katalizör ile hidrojenasyonda, moleküler dihidrojen önce metal yüzey üzerinde, yüzeye bağlı hidrojen atomlarına ayrışır ve daha önce yüzeye adsorbe edilmiş olan başlangıç ​​materyali ile reaksiyona giren bu monatomik hidrojenlerdir.

4 veya daha fazla molekül arasında çok küçük eşzamanlı etkileşim olasılığı nedeniyle daha yüksek molekülerliğe sahip reaksiyonlar gözlenmez.

Molekülerlik ve reaksiyon sırası arasındaki fark

Molekülerliği reaksiyon sırasından ayırt etmek önemlidir . Reaksiyonun sırası, reaksiyonun hız yasasından deneyle belirlenen ampirik bir miktardır. Oran kanunu denklemindeki üslerin toplamıdır. Molekülerlik ise temel bir reaksiyonun mekanizmasından çıkarılır ve yalnızca temel bir reaksiyon bağlamında kullanılır. Bu reaksiyonda yer alan moleküllerin sayısıdır.

Bu fark, nitrik oksit ve hidrojen arasındaki reaksiyonda gösterilebilir :

${\displaystyle {\ce {2NA + 2H2 -> N2 + 2H2O}}}$.

Gözlenen hız kanunu, tepkime üçüncü dereceden olacak şekildedir . Sıra, reaktan stokiyometrik katsayılarının toplamına eşit olmadığından , reaksiyon birden fazla adım içermelidir. Önerilen iki aşamalı mekanizma, molekülerliği genel olarak 3 sırasına karşılık gelen hız sınırlayıcı bir ilk adıma sahiptir: ${\displaystyle v=k{\ce {[HAYIR]^2[H2]}}}$

${\displaystyle {\ce {2 HAYIR + H2 -> N2 + H2O2}}}$　　(yavaş)

${\displaystyle {\ce {H2O2 + H2 -> 2H2O}}}$　　(hızlı)

Öte yandan, bu reaksiyonun molekülerliği tanımsızdır, çünkü birden fazla adımlı bir mekanizma içerir. Bununla birlikte, bu mekanizmayı oluşturan bireysel temel reaksiyonların molekülerliğini göz önünde bulundurabiliriz: ilk adım termolekülerdir çünkü üç reaktan molekülü içerir, ikinci adım ise iki reaktan molekülü içerdiği için bimolekülerdir.

Ayrıca bakınız

• reaksiyon hızı

Referanslar