Download
1 / 34
540 likes | 1.19k Vues
Kinetyka i statyka chemiczna. Kinetyka. Reakcja chemiczna. wolna. szybka.
E N D
Kinetyka Reakcja chemiczna wolna szybka
Kinetykazajmuje 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: v - szybkość reakcji, i- współczynnik stechiometryczny reagentu „i”, ci - stężenie reagentu „i”, t - czas.
bardziej szczegółowo: Zamiana stężeń substratów i produktów w czasie.
Teoria zderzeń Aby zaszła reakcja chemiczna cząsteczki substratów muszą się zderzyć. Zderzenia muszą być efektywne, tj. cząsteczki muszą mieć wystarczającą energięi muszą być odpowiednio zorientowane względem siebie.
Orientacja cząsteczek efektywne nieefektywne
Energia aktywacji Minimalna energia potrzebna, aby reakcja zaszła nazywana jest energią aktywacji (inicjacji). Zmiana energii cząstek w czasie reakcji.
Rozkład prawdopodobieństwa istnienia cząstek o różnej energii, A - energia aktywacji.
Równanie kinetyczne Równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji ze stężeniami reagentów. k - stała szybkości reakcji, cA, cB - stężenia substartów A i B, a, b - zazwyczaj współczynniki stechiometryczne z reakcji, a+b = rząd 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: Wykłądniek potęgi stężenia = 1 (cA1). Przykład:
Reakcje II rzędu: Suma wykładników: 1+1 =2 Przykład:
lub: Przykład:
Rząd reakcji zazwyczaj nie jest większy od 3, ponieważ prawdopodobieństwo zderzenia więcej niż trzech cząstek jest bardzo małe. Zderzenia cząstek.
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.
Mechanizm reakcji chemicznych Reakcje chemiczne bardzo rzadko są procesami jednoetapowymi. Zazwyczają są to procesy wieloetapowe. Przykład: Reakcja jednoetapowa:
Reakcja wieloetapowa: etap 1: etap 2: etap 3: etap 4: sumarycznie:
Reakcja dwuetapowa: etap 1: wolny etap 2: szybki sumarycznie: wolno 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. Po dodaniu katalizatora: sumarycznie:
Katalizator wpływa na wielkość energii aktywacji. Wpływ katalizatora na energię aktywacji.
Kataliza homogeniczna Katalizator jest w tej samej fazie, co reagenty Przykład: Utlenianie dwutlenku siarki.
Kataliza heterogeniczna Katalizator jest w innej fazie niż, reagenty Przykład: Uwadarnianie etenu.
Statyka chemiczna Reakcja odracalna może być wyrażona poprzez dwa równania: kiedy: stan równowagi chemicznej
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.
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
1 mol N2 + 3 mole H2 2 mole NH3 4 mole gazu 2 mole gazu
