Kinetyka i statyka chemiczna Kinetyka Reakcja chemiczna szybka

Kinetyka i statyka chemiczna

Kinetyka Reakcja chemiczna szybka wolna 2

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. 3

Szybkość reakcji Szybkośc reakcji chemicznej jest definiowana jako zmiana stężenia w czasie: v - szybkość reakcji, i - współczynnik stechiometryczny reagentu „i”, ci - stężenie reagentu „i”, t - czas. 4

bardziej szczegółowo: Zamiana stężeń substratów i produktów w czasie. 5

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. 6

7

Orientacja cząsteczek efektywne nieefektywne 8

Energia aktywacji Minimalna energia potrzebna, aby reakcja zaszła nazywana jest energią aktywacji (inicjacji). Zmiana energii cząstek w czasie reakcji. 9

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

Teoria kompleksu aktywnego 11

Równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji ze stężeniami reagentów. k - stała szybkości reakcji, c. A, c. B - stężenia substartów A i B, a, b - zazwyczaj współczynniki stechiometryczne z reakcji, a+b = rząd reakcji. 12

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. 13

Wpływ stężenia Szybkość reakcji rośnie ze wzrostem stężenia. Reakcje I rzędu: Wykłądniek potęgi stężenia = 1 (c. A 1). Przykład: 14

Reakcje II rzędu: Suma wykładników: 1+1 =2 Przykład: 15

lub: Przykład: 16

Rząd reakcji zazwyczaj nie jest większy od 3, ponieważ prawdopodobieństwo zderzenia więcej niż trzech cząstek jest bardzo małe. Zderzenia cząstek. 17

Wpływ temperatury Każdy wpółczynnik szybkości reakcji jest związny z temperaturą zależności Arheniusa: k - stała szybkości reakcji, A - stała, charakterystyczna dla reakcji, EA - energia aktywacji, R - stała gazowa, T - temperatura. 18

Mechanizm reakcji chemicznych Reakcje chemiczne jednoetapowymi. bardzo rzadko Zazwyczają są są to procesami procesy wieloetapowe. Przykład: Reakcja jednoetapowa: 19

Reakcja wieloetapowa: etap 1: etap 2: etap 3: etap 4: sumarycznie: 20

Reakcja dwuetapowa: etap 1: wolny etap 2: szybki sumarycznie: wolno Całkowita szybkość reakcji zależy od etapu najwolniejszego 21

Jak zwiększyć szybkość reakcji? • wzrost stężenia substratów, • wzrost temperatury, • wzrost ciśnienia reagentów gazowych, • mieszanie, • dodanie katalizatora. 22

Katalizator jest to substancja zwiększająca szybkość reakcji, ale pozostająca po reakcji w niezmienionym stanie. Po dodaniu katalizatora: sumarycznie: 23

Katalizator wpływa na wielkość energii aktywacji. Wpływ katalizatora na energię aktywacji. 24

Kataliza homogeniczna Katalizator jest w tej samej fazie, co reagenty Przykład: Utlenianie dwutlenku siarki. 25

Kataliza heterogeniczna Katalizator jest w innej fazie niż, reagenty Przykład: Uwadarnianie etenu. 26

27

Statyka chemiczna Reakcja odracalna może być wyrażona poprzez dwa równania: kiedy: stan równowagi chemicznej 28

Zmiana szybkości reakcji w czasie. 29

Stała równowagi 30

Prawo działania mas Guldberga - Waage’go: 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. 31

Przykład: 32

Reguła Le Châtelier’a - Brauna Jeśli zmienimy jakiś parametr w układzie będącym w stanie równowagi chemicznej, układ będzie przeciwdziałał tym zmianom. Przykład: Powoduje przesunięcie równowagi 33

1 mol N 2 + 3 mole H 2 2 mole NH 3 4 mole gazu 2 mole gazu 34