Chemia ogólna nieorganiczna Wykład XII Kinetyka i statyka chemiczna

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Chemia ogólna nieorganiczna Wykład XII Kinetyka i statyka chemiczna"

Daria Przybylska
6 lat temu
Przeglądów:

1 Chemia ogólna nieorganiczna Wykład XII 2016 Kinetyka i statyka chemiczna

2 Elementy kinetyki i statyki chemicznej bada drogi przemiany substratów w produkty szybkość(v) reakcji chem. i zależność od warunków przebiegu reakcji pomaga w wyjaśnianiu mechanizmu przemian chemicznych pozwala na optymalizację warunków przebiegu reakcji teoria zderzeń aktywnych (efektywnych) aby zaszła reakcja chem. atomy/cząsteczki muszą zderzyć się ze sobą, zderzające się drobiny muszą posiadać pewną minimalną energię Ea nie każde zderzenie prowadzi do reakcji decydujące znaczenie ma przestrzenna orientacja cząsteczki (Ea energia aktywacji) kj/mol <b.szybkie >b. wolne v szybkość reakcji zależy od częstości zderzeń efektywnych

3 zderzenia efektywne (aktywne) zderzenia nieefektywne (nieaktywne) zderzenie nieefektywne zderzenie efektywne

4 NOCl - chlorek nitrozylu

pośrednim między substratami i produktami końcowymi, w [ KA ]* słabną wiązania

5 teoria bezwzględnej szybkości reakcji chem. teoria aktywnego kompleksu [KA]* zakłada powstawanie [KA]*, który jest produktem pośrednim między substratami i produktami końcowymi, w [ KA ]* słabną wiązania pierwotne, wzmacniają się wiązania wtórne A2 + B2 = [ A2B2 ]* = AB + AB v reakcji ~ stężenia KA* w jednostce czasu i obj. reakcja egzo-

6 H 3 C N C N H 3 C C H 3 C C N

7 egzo -E (-H) +E (+H) układ endo

8 cząsteczkowość reakcji chemicznych liczba cząsteczek, które muszą się zderzyć, aby zaszła reakcja chem. rzędowość reakcji chemicznej liczba składników zmieniających stężenie (c) w czasie reakcji i uwzględnionych w kinetycznym równaniu reakcji v = dc/dt = c/ t

9 k stała szybkość reakcji chemicznej (tabele chemiczne) reakcje homogenne (w jednej fazie) heterogenne (w dwóch fazach) izolowane w układzie biegnie tylko jedna reakcja współbieżne (równoległe) w układzie w jednej chwili biegnie kilka reakcji chemicznych

10 = dc dt lub ubytek stężenia substratów v reakcji zależy od: rodzaju reakcji reagentów (trwałość wiązań chemicznych ) stężenia reagentów im C! tym ν! temperatury im T tym v reguła Van t Hoffa wzrost T o 10K powoduje 2-4 krotny wzrost v reakcji

11 równanie Arrheniusa Katalizatory obniżają E a uczestniczą w przestrzennym ustawianiu reagentów nie zużywają się podczas reakcji (+) katalizatory ( ) inhibitory zmniejszają

12 Kataliza hetereogenna C2H4(g) + H2 (g) = C2H6 (g)

13 przykładowy mechanizm działania katalizatora - enzymu

17 Statyka chemiczna 1 mol CH3COOH 60g 1 mol C2H5OH 46g CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O estryfikacja hydroliza po pewnym czasie stężenie reagentów = const. stan równowagi chemicznej

18 stałe szybkości reakcji K - stała równowagi chemicznej reakcji

20 stała równowagi chemicznej

21 prawo działania mas (Guldberg Waage)

23 wartość K wskazuje zakres reakcji czyli stopień przemiany substratów w produkty K >> 1 po reakcji dominują produkty K << 1 po reakcji dominują substraty

24 REGUŁA PRZEKORY Le`Chatelier`a Brauna Jeśli w układzie będącym w stanie równowagi chemicznej zmienimy któryś z parametrów (stężenie, ciśnienie, temperaturę) to układ zachowa się tak aby zmianie tej przeciwdziałać.

26 OGÓLNIE

33 P

34 Teorie kwasów i zasad:

35 teoria Arheniusa Dysocjacja jednostopniowa kation hydroniowy oksoniowy Ważne

36 Dysocjacja dwustopniowa Dysocjacja trójstopniowa

37 teoria Brönsteda-Lowry`ego KWAS = dawca protonów donor ZASADA = biorca protonów akceptor

38 wg. protonowej teorii kwasów i zasad

39 Rozpuszczalniki w protonowej teorii KW / ZAS: lub protonogenowe lub protonofilowe

40 wg. protonowej teorii kwasów i zasad

43 teoria Lewisa (elektronowa) obejmuje również rozpuszczalniki - aprotonowe np. CnHm tłumaczy mechanizmy reakcji wielu związków organicznych W reakcji kwas zasada zawsze powstaje wiązanie koordynacyjne. Produktem reakcji kwasu i zasady wg. Lewisa jest zawsze ADDUKT KWASOWO ZASADOWY

44 wg. elektronowej teorii kwasów i zasad

45 wg. elektronowej teorii kwasów i zasad

46 Według Lewisa nie ma pojęcia mocy kwasów / zasad. Moc kwasów / zasad zależy od drugiej substancji

47 Przykładowe twarde i miękkie kwasy i zasady wg. Pearsona

48 Ilościowe ujście teorii elektrolitów ph= lg10[h + ] poh= lg10[oh ] H + H3O + ph= lg10 [H3O + ] iloczyn jonowy wody [H + ] [OH ] = = Kw ph + poh = 14

49 Stopień dysocjacji elektrolitycznej HA H + + A [H + ]=[A ]= C cząst. zdysocjowanych na jony ważne

50 zależność od c dla kwasu octowego CH3COOH

51 Stała dysocjacji elektrolitycznej kwasów Ka HA H + + A im większa wartość K tym mocniejszy elektrolit K nie zależy od stężenia im mniejsza wartość pka tym mocniejszy elektrolit pka nie zależy od stężenia

52 pk a =-log 10 K a pk b =-log 10 K b mocne

53 Stała dysocjacji elektrolitycznej K

57 the end dziękuję za uwagę!

Podobne dokumenty

Wykład 21 XI 2018 Żywienie

Wykład 21 XI 2018 Żywienie Witold Bekas SGGW Elementy kinetyki i statyki chemicznej bada drogi przemiany substratów w produkty szybkość(v) reakcji chem. i zależność od warunków przebiegu reakcji pomaga