wyklad4.ppsx

Kinetyka i statyka

chemiczna

Kinetyka

Reakcja chemiczna

szybka wolna

Kinetyka zajmuje się badaniami szybkości przebiegu

reakcji chemicznych. Znajomość szybkości reakcji w określonych warunkach fizycznych ma podstawowe znaczenie zarówno teoretyczne jak i praktyczne. Teoretyczne – gdyż pozwala na wyciągnięcie wniosków dotyczących mechanizmu reakcji. Praktyczne – gdyż określa przebieg danej reakcji w warunkach laboratoryjnych lub przemysłowych.

Szybkość reakcji

Szybkośc reakcji chemicznej jest definiowana jako zmiana stężenia w czasie:

dt

dc

1

v





_i - współczynnik stechiometryczny reagentu „i”,

c_i - stężenie reagentu „i”,

bardziej szczegółowo:

dt

dc

dt

dc

v









Teoria zderzeń

Aby zaszła reakcja chemiczna cząsteczki substratów muszą się zderzyć. Zderzenia muszą być efektywne, tj. cząsteczki muszą mieć wystarczającą energię i muszą być odpowiednio zorientowane względem siebie.

X

I

CH

CH

I

X

CH

CH















Orientacja cząsteczek

H

H

X

C

C

H

H

H







I

I

Energia aktywacji

Minimalna energia potrzebna, aby reakcja zaszła nazywana jest energią aktywacji (inicjacji).

Rozkład prawdopodobieństwa istnienia cząstek o różnej energii, _A - energia aktywacji. ₁₀

Teoria kompleksu aktywnego

Równanie kinetyczne

dD

cC

bB

aA







Równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji ze stężeniami reagentów.

b B a A

c

c

k

v







k - stała szybkości reakcji,

c_A, c_B - stężenia substartów A i B,

a, b - zazwyczaj współczynniki stechiometryczne z reakcji,

Czynniki wpływające na szybkość

reakcji chemicznej

• stężenia reagentów, • temperatura,

• _{ciśnienie (jeśli reagenty są gazami)}

• promieniowanie elektromagnetyczne (dla reakcji fotochemicznych),

• rozwinięcie powierzchni (reakcje powierzchniowe), • dodatek katalizatora.

Wpływ stężenia

Szybkość reakcji rośnie ze wzrostem stężenia.

Reakcje I rzędu:

C

B

A





c

k

v





Przykład:

O

2

1

O

N

O

N





c

k

v





Wykłądniek potęgi stężenia = 1 (c_A1).

Reakcje II rzędu:

C

B

A





c

c

k

v







Przykład:

ZnS

S

Zn





c

c

k

v







lub:

C

B

A

2





c

k

v





Przykład:

Al

Cl

AlCl

2



c

k

v





Rząd reakcji zazwyczaj nie jest większy od 3, ponieważ prawdopodobieństwo zderzenia więcej niż trzech cząstek jest bardzo małe.

Wpływ temperatury

Każdy wpółczynnik szybkości reakcji jest związny z temperaturą zależności Arheniusa:

RT E_A

e

A

k





k - stała szybkości reakcji,

A - stała, charakterystyczna dla reakcji, E_A - energia aktywacji,

R - stała gazowa,

Mechanizm reakcji chemicznych

Reakcje chemiczne bardzo rzadko są procesami jednoetapowymi. Zazwyczają są to procesy wieloetapowe.

Przykład:

HI

2

I

H





Reakcja wieloetapowa:

HBr

2

Br

H





Br

2

Br



H

HBr

H

Br







Br

HBr

Br

H







Br

Br

2



Reakcja dwuetapowa:

O

H

HIO

O

H

HI







O

I

H

HI

HIO







O

H

2

I

O

H

HI

2







Całkowita szybkość reakcji zależy od etapu najwolniejszego

Jak zwiększyć szybkość reakcji?

• wzrost stężenia substratów, • _{wzrost temperatury,}

• wzrost ciśnienia reagentów gazowych, • mieszanie,

• dodanie katalizatora.

Kataliza

Katalizator jest to substancja zwiększająca szybkość reakcji, ale pozostająca po reakcji w niezmienionym stanie.

AB

B

A





AK

K

A





K

AB

B

AK







A

B

A





 





Wpływ katalizatora na energię aktywacji.

Katalizator wpływa na wielkość energii aktywacji.

Kataliza homogeniczna

Katalizator jest w tej samej fazie, co reagenty

Przykład:

NO

SO

NO

SO







O

SO

2

1

SO

_

_

_{ }

_

NO

O

2

1

NO





Utlenianie dwutlenku siarki.

Kataliza heterogeniczna

Katalizator jest w innej fazie niż, reagenty

Przykład:

Statyka chemiczna

D

C

B

A





 





B

A

D

C





 





v

v 

D

C

B

A







stan równowagi chemicznej

Reakcja odracalna może być wyrażona poprzez dwa równania:

Stała równowagi

dD

cC

bB

aA







k

c

c

v







k

c

c

v







v

v 

c

c

k

c

c

k











c

c

c

c

k

k







Prawo działania mas Guldberga - Waage’go: b B a A d D c C

c

c

c

c

K







W stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu stężeń produktów (podniesionych do odpowiednich potęg) do iloczynu stężeń substratów (podniesionych do odpowiednich potęg) jest wielkością stałą w danych warunkach temperatury i ciśnienia.

Przykład:

HI

2

I

H





c

c

c

K





3

H

2

NH

N





c

c

c

K





Reguła Le Châtelier’a - Brauna

Jeśli zmienimy jakiś parametr w układzie będącym w stanie równowagi chemicznej, układ będzie przeciwdziałał tym zmianom.

Przykład:

NO

2

O

N







c

_

0

H

NH

2

H

3

N













T

3

H

2

NH

N

Q











p

1 mol N₂ + 3 mole H₂  2 mole NH₃ 4 mole gazu  2 mole gazu