Kinetyka chemiczna reakcje złożone, Ćwiczenia z Kinetyka chemiczna

Pobierz Kinetyka chemiczna reakcje złożone i więcej Ćwiczenia w PDF z Kinetyka chemiczna tylko na Docsity!

Kinetyka chemiczna

reakcje złożone

KINETYKA REAKCJI ZŁOŻONYCH Reakcje odwracalne

W najprostszym przypadku obie reakcje biegnące w przeciwnych kierunkach są reakcjami pierwszego rzędu, a cały proces daje się przedstawić schematem:

Przykładami mogą być różnorodne reakcje izomeryzacji i przegrupowań wewnątrz cząsteczkowych, np.:   (^) k  A  k  B  dt  d^ A   '

Szybkość reakcji A proporcjonalna do chwilowego - > B jest stężenia A

dxdt (^)  k  a  x   k  x

  (^) k  A  dt  d^ A  Szybkość reakcji B chwilowego stężenia B i jest równa - > A do różnicy szybkości obu reakcji:

Szybkość wyrażona jako zmiana stężenia produktu:

A

B

C

k 1 k 2 C

Jeśli rozmaite te (^) produkty,same substraty to mamy reagują do czynienia jednocześnie z reakcjami na (^) równoległymikilka sposobów. dając Zakładając, że w reakcji bierze udział tylko jeden substrat, który daje w jednokierunkowych reakcjach pierwszego rzędu rozmaite produkty:   (^)       (^)     (^) k  A  dt

d C

ddtB k A

ddtA k A k A





  

KINETYKA REAKCJI ZŁOŻONYCH REAKCJE RÓWNOLEGŁE

 dcdt^ A^   k 1  k 2  k 3  c A

cA

a k k k t ln 1 1  2  3 

 k k k  t c (^) A ae^1    

dtB^ k cA

dc  1

dtD^ k cA

dc  2

dtE^ k cA

dc  3

PRZYKŁAD: REAKCJE RÓWNOLEGŁE Przykład złożony Zagadnienie fakultatywne

REAKCJE NASTĘPCZE – przypadek reakcji I rzędu

A^ k^1 B k^2 C

stężenie

Przyjmijmy, że na początku reakcji (t = 0) mamy tylko substancję A o stężeniu a. Szybkość jej zaniku określa znane równanie reakcji pierwszego rzędu:  dcdt^ A^  k 1 cA c (^) A  ae  k^1 t

Substancja C tworzy się kosztem substancji B z szybkością: dcdt (^) C (^)  k 2 cB Wobec tego szybkość powstawania B wyrażona jest równaniem: dcdt (^) B (^)  k 1 c A  k 2 cB

Zmiany stężeń substratu A, produktu przejściowego B i produktu końcowego C w reakcjach następczych pierwszego rzędu

c wykładniczo,A maleje z czasem c przechodzi przez maksimum,B początkowo wzrasta, po czym stale maleje.

C wydłuża się ze wzrostem kC wzrasta powoli na samym początku reakcji; jest to tzw. okres indukcji 1 /k 2. Po okresie indukcji Cc wzrasta stosunkowo szybko. W momencie odpowiadającym maksimum krzywej cB krzywa cC ma punkt przegięcia, po przekroczeniu którego wartość Cc zbliża się coraz wolniej do a.

Przykład: Reakcja syntezy HBr

(I) inicjowanie łańcucha (II) rozwijanie łańcucha

(III) przerywanie łańcucha

Br (^) 2  M  k^^02 Br  M Br^ ^  H 2  k^1 HBr  H  H   Br 2  k^2 HBr  Br  H   HBr  k^3 H 2  Br  2 Br   M  k^^4 Br 2  M

         2 

2 2 1 2 1 k HBrBr

k H Br dt

d HBr ^ 

H Br 2 HBr   2  2 

INTERPRETACJA TEORETYCZNA KINETYKI REAKCJI

Wpływ temperatury na szybkość reakcji.

Arrhenius (1859^ Svante August-1927) Noblista z dziedziny chemii (1903)

Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznych uwarunkowany jest zmianą stałej szybkości reakcji, gdy zmienia się temperatura, w której reakcja zachodzi.

• rA  kA (T)  f(C A, CB,) Dla reakcji prostych, jak również dla większości reakcji złożonych sprawdza się ustalona empirycznie przez Arrheniusa zależność 2

ln RT

E dT

d k  d

k (^) A (T)  A e-E^ d/RT^ A^ jest stałą, nazywaną^ czynnikiem częstości Ed — (doświadczalną) energią aktywacji reakcji.

Teoria zderzeń aktywnych

Reakcje zachodzą w wyniku zderzeń cząsteczek.

Nie wszystkie zderzenia są skuteczne: A^2 + B^2 ^ 2 AB

zbyt mała energia sumaryczna (reagenty zbyt powolne) – brak reakcji

Efekt orientacji

Nieskuteczne zderzenia

Wzór Arrheniusa zyskał prostą interpretację w rozwiniętej przez Mc

C. Lewisa teorii zderzeń aktywnych.

Zderzenie skuteczne

Teoria zderzeń aktywnych

Teoria stanu przejściowego

Zmiany energii potencjalnej układu w trakcie reakcji

X  YZ  XY  Z

Typowa powierzchnia energii potencjalnej dla reakcji

Przykład: Dysocjacja cyklopentanonu

CH 2 CH 2 CH 2

CH 2

O

cyklopentanon