1 / 19

HOOFDSTUK VI: Organische reacties

HOOFDSTUK VI: Organische reacties. Mc Murry: pagina 135-160. VI.1 Soorten organische reacties. Sommige organische reacties worden gecatalogeerd naar de naam van de ontdekker of naar bepaalde experimentele omstandigheden. Voorbeeld: de Rosenmund reductie , een katalytische hydrogenatie

clara
Télécharger la présentation

HOOFDSTUK VI: Organische reacties

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. HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina 135-160

  2. VI.1 Soorten organische reacties • Sommige organische reacties worden gecatalogeerd naar de naam van de ontdekker of naar bepaalde experimentele omstandigheden. Voorbeeld: de Rosenmund reductie , een katalytische hydrogenatie • Meer systematische benadering: • * Addities A + B C • * Eliminaties A  B +C • * Substituties A-B +C-D A-C + B-D • * Omleggingen A B

  3. VI.2 Classificatie van reacties via mechanisme Radicalair: homolytische bindingssplitsing / -vorming Polair / Ionair: heterolytische bindingssplitsing /-vorming

  4. VI.3 Beschrijving van een reactie: thermodynamische en kinetische aspecten (Mc Murry: p 150-158) Beschouw een reactie: aA + bB cC + dD Thermodynamisch aspect: in welke mate grijpt de overgang A + B naar C + D plaats DG° Kinetisch aspect: hoe snel geschiedt de overgang DG‡

  5. spontane reactie: voor G DG < 0 na VI.3.1 Thermodynamisch aspect De positie van het chemisch evenwicht wordt uitgedrukt door volgende vergelijking met Keq = evenwichstconstante De waarde van de evenwichstconstante duidt aan welke zijde van de reactiepijl bevoordeligd is. Bepaald door G = Gibbs vrije energie

  6. bij evenwicht: DG = 0 DG = DG0 + R T lnK R = 0,0083144 kJ / (K mol) T = absolute temp in Kelvin K = [Prod] / [React] bij evenwicht DG0 = - R T lnK of K = e- DG0 RT • Verband leggen tussen K en verschillen in vrije energie: niet direct mogelijk want bij evenwicht DG = 0 • Vandaar: standaard vrije energie DG0 • standaardtoestand (bij een referentietemperatuur) = • meest stabiele toestand bij 1 atmosfeer druk • (en bij deze referentietemperatuur) • bv. Ideale oplossing met alle componenten in 1M concentratie • onder standaardcondities: K = 1, ln K = 0, DG = DG0

  7. na E DH > 0 voor exotherm endotherm voor E DH < 0 na DG = DH - T DS Oorsprong van de drijvende kracht ? DH H = enthalpie H = E + PV DH = DE + PV DH = reactiewarmte bij constante druk exotherm proces: DH < 0, vrijstelling van warmte endotherm proces: DH > 0, absorptie van warmte

  8. DS Maat voor de verandering in de hoeveelheid moleculaire wanorde of bewegingsvrijheid, die gepaard gaat met een reactie. A  B +C Meer bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, stijging in entropie, positieve DS A + B C Minder bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, daling in entropie, negatieve DS

  9. Bindingen gevormd in producten C-Cl D = 351 kJ/mol H-Cl D = 432 kJ/mol Totaal D = 783 kJ/mol Bindingen gebroken in reactantia C-H D = 438 kJ/mol Cl-Cl D = 243 kJ/mol Totaal D = 681 kJ/mol DH negatief: warmte komt vrij bij bindingsvorming DH positief: warmte wordt geabsorbeerd bij bindingsbreking De maat voor de warmteverandering bij het breken van een binding = bindingsdissociatie-energie = de hoeveelheid energie nodig voor het breken van een gegeven binding om twee radicalen te vormen wanneer de molecule zich bevindt in de gasfase bij 25°C DH° = 681 kJ/mol – 783 kJ/mol = -102 kJ/mol

  10. Evenwicht (equilibrium): In welke richting grijpt de reactie plaats ? Snelheid (Rate): Is de reactie snel of traag ?

  11. VI.3.2 Kinetisch aspect • In sommige gevallen: drijvende kracht zeer groot, maar evenwichtsligging zeer langzaam bereikt • Energiedrempel te groot: activatie-energie DG‡ • Hoe bereikt een molecule voldoende energie ?? • Gemiddelde energie: Boltzmann distributie • Bij hogere temperatuur: • hogere fractie moleculen met voldoende energie

  12. __ 1 k = ln ([R]t =0 / [R]) t Ea RT k = A e- • Snelheid van een proces: v = -d(R) / dt = + d(P) / dt v = k[R] (k in sec-1) irr R P of log k = log A – (Ea / 2,3 RT) A = botsingsfactor Ea = Arrhenius activeringsenergie t (1%) = 0,01/k t (50%) = 0,69/k t (99%) = 4.61/k

  13. Beschrijving van een reactie via een energiediagram

  14. maximum energie verschil tussen potentiële energie van TTS en de reactanten = activatie-energie DG‡: bepaalt snelheid waarmee evenwicht bereikt wordt verschil DG0 tussen reactanten en producten: bepalend voor de evenwichtssamenstelling !!!

  15. VI.4 Intermediairen in een reactie (Mc Murry: p 158-160)

More Related