1 / 23

KEEMILINE SIDE (II) KEEMILISED REAKTSIOONID

KEEMILINE SIDE (II) KEEMILISED REAKTSIOONID. Loeng 7 Keskkonnakeemia alused 30. märts 2007. Molekulidevahelised jõud. Molekulidevahelised jõud on tingitud molekulide polaarsus est või polariseeritavus est ja neil on elektriline iseloom. Eristatakse 3 tüüpi molekulide vastasmõju :

cana
Télécharger la présentation

KEEMILINE SIDE (II) KEEMILISED REAKTSIOONID

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. KEEMILINE SIDE (II)KEEMILISED REAKTSIOONID Loeng 7 Keskkonnakeemia alused 30. märts 2007

  2. Molekulidevahelised jõud Molekulidevahelised jõud on tingitud molekulide polaarsusest või polariseeritavusest ja neil on elektriline iseloom. Eristatakse 3 tüüpi molekulide vastasmõju: • Orientatsiooniline (2 polaarset molekuli, ka ioonset) • Induktsioonne (polaarne ja mittepolaarne molekul) • Dispersioonne (kaks mittepolaarset molekuli)

  3. Orientatsioonijõud … on jõud püsiva dipoolmomendiga polaarsete molekulide vahel või ioon-dipool vastastoime(näiteks, HCl ja HCl) Eor = - 2μ2/r3 kus μ - dipoolmoment r - kaugus ioonide-dipoolide tsentrite vahel

  4. Induktsioonijõud …jõud polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel (polaarne molekul tekitab teises samuti dipoolmomendi; näiteks, HCl ja Ar) Eind = - 2αμ2/r6  kus α - polariseeritavus (näitab kui kergesti on elektronpilv deformeeritav) Reeglina - mida suurem on elektronide arv, seda kaugemal on nad tuumast, seda suurem polariseeritavus

  5. Dispersioonijõud … elektronide liikumisel tekkivate hetkdipoolide nõrk vastastikune mõju (näiteks, He ja He vahel) Edisp = - 3/4 Iα2/r6  kus I - ionisatsioonienergia (suureneb molaarmassi kasvuga) Van der Waalsi jõud kahanevad kaugusega väga kiiresti, eriti olulised on nad tugevasti kokkusurutud gaasides, vedelikes, aga ka molekulvõrega kristallides

  6. Erinevate vastasmõju energiate võrdlus Vastasmõju tüüpEnergia, kJ/mol Keemiline side~200-600 Vesinikside ~20-40  Orientatsioonijõud ~1-5  Induktsioonijõud~0.05-2  Dispersioonijõud ~0.05-2

  7. Keemilised reaktsioonid (I) Keemiline reaktsioon on aine muutus, millega kaasneb aatomitevaheliste keemiliste sidemete teke või katkemine Näiteks: 1) nitraadid nitoosamiinideks metabolismi käigus fermentide abil. Meie organism toodab nn toksiini. 2 NO3– + X →RR’N-N=O, mis mürgine 2) tsüaniidist, mis vähem mürgine tekib organismis tsüaanhape, mis väga mürgine RCN →HCN + RH 3) Vihmavee happesuse tekkimine CO2 + H2O →H2CO3 4) Äikese ajal reaktsioon õhus N2 + O2→NO2

  8. Keemilised reaktsioonid (II) Keemilised reaktsioonid alluvad teatud seadustele - massi,energia,elektrilaengu, aatomite hulgajäävusteseadustele. Keemiline reaktsiooni toimumiseks peavad molekulid põrkuma, olema kindlal viisil orienteeritud ja omama kindlat reaktsiooniks vajalikku energiat(kile). Valguskvandi neeldumisel võib muutuda molekuli pöörlemis-, võnkumisenergia, elektronide jaotus energiate kaupa, tuumaenergia. Molekuli energia suureneb ja molekul muutub reaktsiooni-võimelisemaks. Reaktsiooniks vajalik lisaenergia väheneb(kile).

  9. Keemilised reaktsioonid (III) • Termilised - molekulid (aatomid) põhiolekus - vajalik teatud temperatuur • Fotokeemilised - molekulid (aatomid) ergastatud olekus teatud kvantseisundis, etteantud energiaga

  10. Keemiline termodünaamika … käsitleb erinevate energiavormide vastastikust üleminekutkeemilises protsessis. Termodünaamika (t-d) üldisemas mõistes uurib soojuse ja töö, kahe energialiigi seost. Keemiline termodünaamika (t-d) vaatleb protsesse nende võimalikkuse, kulgemise suuna ja lõpptulemuste seisukohalt… …uurib süsteeme (paljudest molekulidest, aatomitest, ioonidest radikaalidest koosnevaid);uurib üldomadusi, laskumata süsteemi sisemise ehituse üksikasjadesse. Reaktsiooni keskkond kui süsteemon kas a) avatud, b) suletudvõi c) isoleeritud vastavalt energiavõi/ja massivahetuse olemasolule ümbritseva keskkonnaga. Kõigis neis süsteemides võib muutuda rõhk(p), ruumala(V) ja temperatuur(T).

  11. Olekuparameetrid (OP) ja olekufunktsioonid (OF) OPon tavaliselt mõõdetavad suurused:temperatuurT, rõhk P,ruumalaV, ainehulkn OF on funktsioon, mis sõltub ainult süsteemi olekust, olekuparameetritest, mitte aga selle oleku saavutamise teedest (Hessi seadus - reaktsiooni soojusefekt ei sõltu reaktsiooni teest) ΔU = ΣUprod – ΣUreag U - siseenergia, isokooriline reaktsiooni soojusefekt (V=const) H – entalpia,isobaariline soojusefekt(P=const) S – entroopiaSgaas > Svedel > Stahke G - Gibbsi energiaΔG = ΔH -TΔS

  12. Gibbsi energia Süsteemi vabaenergia muutus1 mooli aine tekkel elementidest standardtingimustel on tekke vabaenergiaΔG0298.standardväärtus(teatmikest leida) Keemilise reaktsiooni kulgemisel G väheneb, kuni saavutab minimaalse väärtuse Gmin. Püsivat tasakaalu konstantse T ja P korral iseloomustab Gibbsi energia miinimumΔG = 0 Iseeneslikud protsessid suletud süsteemis viivad paratamatult tasakaaluolekusse, energia miinimumi suunas , stGibbsi energia süsteemis väheneb ΔG < 0 μ - keemiline potentsiaal - so Gibbsi energia osatuletis üht liiki molekulide järgiμi = (ðG/ðni)P,T,n

  13. Gibbsivaba energia ΔG = ΔH –TΔS ΔG < 0 on reaktsiooni spontaansuse (iseenesest toimumise) mõõduks Neli (4) võimalust ΔH ja –TΔS kombinatsioonil ΔH ΔSTΔG • –+ mis iganes –spontaanne • ––madal – spontaanne –– kõrge +mittespontaanne • + –mis iganes +mittespontaanne • + + madal + mittespontaanne + +kõrge – spontaanne

  14. Molekulide tekke-entalpia ΔH0298.- soojushulk, mis vabaneb või neeldubliitaine tekkimisel lihtainetest konstantsel rõhulp = 1 atm ja temperatuuril 298K (standardtingimustel) on standardne molekuli tekkeentalpia Püsivate lihtaineteΔH0298.= 0 C + 2O2 = CO2 -393,5 kJ/mool (eksotermiline r-n) ΔH298 = ΔHCO2 - 2ΔHO2 -ΔHc = - 393,5 –0 –0 = - 393,5 kJ/mol C + 2H2 = C2H4 + 52,3 kJ/mool (endotermiline r-n)

  15. Endotermilised ja eksotermilised protsessid ΔH = ΣHprod - ΣHreag Kui entalpia muut on negatiivne -ΔH, siis eksotermiline protsess, reaktsiooni käigus eraldub energia Eksotermiline reaktsioon Kui entalpia muut on positiivne +ΔH, siis endotermiline protsess, reaktsiooni käigus neelatakse energiat

  16. TERMOKEEMIA - KÜLMAPAKENDID Esmaabis sportlastele, meditsiinis üldse Pakend:kuiv kemikaal NH4NO3+ tasku veega H2O. Löögiga tasku katki ja reaktsioonil veega neeldub soojus. NH4NO3 (t) + H2O  NH4+nH2O + NO3–mH2O(+ ΔH) ΔH=+26,2 kJ/mol ΔH > 0, soendotermiline reaktsioon, soojus neeldub Tavaliselt pakendis 30 g NH4NO3 + 100 ml H2O temperatuur langeb 20º 0 ºC

  17. KUUMAPAKEND (CaCl2võiMgSO4) + H2O on aluseks Vee ampulli katkitegemisel toimub reaktsioon CaCl2 + nH2O = Ca2+aq + 2Cl–aqΔH = - 82,8 kJ/mol ΔH < 0, eksotermiline reaktsioon, eraldub soojus Tavaliselt pakendis 40 g CaCl2 + 100 ml H2O temperatuur tõuseb20° 90 °C

  18. KEEMILINE KINEETIKA Gaasilises olekus molekuli kineetiline energia sõltub temperatuurist Ekin. = 3/2 kTkus k on Boltzmanni konstant Gaasikonstant arvestab 1 mooli ainega, milles 6,02.1023 molekuli R = kNA = 8,13 J/mol Reaktsioon toimumiseks peavad molekulid: • omama kindlat reaktsiooni barjääri ületavatenergiat, • olema orienteeritud sobivalt Reaktsiooni barjäär on kõrge endotermiliste reaktsioonide puhul, madalam (agaolemas) eksotermiliste reaktsioonide puhul.

  19. Reaktsiooni kiirus 2 NO + O2V↔V 2 NO2 V1 = k1[NO]2[O2] V2 = k2[NO2]2 Arrheniuse võrrandk = Aexp(-Ea/RT) ln k = A – Ea/RT Kiiruskonstantkon funktsioon reaktsiooni aktiveerimisenergiast Ea ja temperatuurist T(Aon konstant) Termodünaamiline tingimus reaktsiooni toimumiseks peab olema täidetud Gibbsi vabaenergia muut ΔG = ΔH – TΔS ΔG <0 (peab olema negatiivne)

  20. Katalüsaatorid ja inhibiitorid Katalüsaatorvähendab aktiveerimisenergiat, reaktsiooni kiirus kasvab. Katalüsaator muudab reaktsiooni kulgemise teed ja lõpuks taastub esialgses hulgas ja esialgsete keemiliste omadustega. Inhibiitor aeglustab reaktsiooni kulgu, tõstab aktiveerimisenergiat EA.

  21. Aktiveerimisenergia ja katalüsaator Katalüsaator vähendab Ea-d. Eksotermiline protsess.

  22. Homogeenne ja heterogeenne katalüüs Homogeenne katalüüs – kõik ained, nii reagendid kui ka katalüsaator, on samas faasis (kas gaasilises, vedelas või tahkes) 2SO2 + O2+ (NOx )-> 2SO3 2SO2  +  2NO2  =  2SO3  +  2NO   2NO + O2= 2NO2 Heterogeenne katalüüs – reagendid ja katalüsaator on erifaasides C2H4 + H2+ (Ni) = C2H6 eteeni C2H4 ja vesiniku H2 reaktsioon metalse Ni pinnal toimub mitmes järgus(kile!!! järgmine slaid) Gibbsi vabaenergia muut ΔG = ΔH -TΔS peab olema negatiivne (ΔG<0), et reaktsioon toimuks

  23. Eteeni reaktsioon nikli pinnal • difusioon pinnale, ained orienteeruvad pinnal • adsorptsioon (metalli pinnaomadused ja reagentide struktuur-omadused NiC2H4* ja NiH2*) , mille tulemusena algab • reaktsioon, katkeb kaksikside kahe C vahel eteenis ja nõrgeneb keemiline side kahe H aatomi vahel vesiniku molekulis ning tekib reaktsiooni produkt - etaan C2H6 • desorptsioon, so etaani eraldumine pinnalt. Tekkinud etaani adsorptsiooni-jõud on nõrgemad kui eteenil • difusioon Kokku see oli hüdreerimis-reaktsioon C2H4 + H2 = C2 H6

More Related