Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Kémiai reakciók katalízis Egyszerű reakciók: az előbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H 2 + O 2 2H 2 O Pt felületén.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Kémiai reakciók katalízis Egyszerű reakciók: az előbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H 2 + O 2 2H 2 O Pt felületén."— Előadás másolata:

1 Kémiai reakciók katalízis Egyszerű reakciók: az előbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H 2 + O 2 2H 2 O Pt felületén megköti a H 2 és O 2 molekulákat, felbontja a H 2 és fellazítja az O 2 kötését, így kisebb energiát kell a reakcióhoz befektetni. Pt Összetett reakciók: az eredeti reakció mellett egy másik, gyorsabban lejátszódó reakcióút nyílik meg. Pl: NH 3 és HCl reakciója víz jelenlétében (katalizátor nélkül a két molekula megfelelő ütközése kellene) NH 3 + H 2 O = NH OH - NH HCl = NH 4 Cl + H + H + + OH - = H 2 O A H 2 O átmeneti vegyületet hoz létre NH 3 -al, mely könnyebben reagál a HCl- el. A katalizátor visszaalakul, s újabb reakcióra kész.

2 Katalizátorok fajtái: Aszerint, hogy a katalizátor és a reaktánsok azonos vagy különböző fázisban vannak, megkülönböztetünk homogén katalízis (azonos fázis) – –NH 3 és HCl előbbi reakciója (víz = folyadék fázisban) – –élő rendszerekben, katalizátorok az enzimek heterogén katalízis (különböző fázis) – –az ipari méretű szintéziseknél, (a reakció után a katalizátor egyszerűen kinyerhető a rendszerből), pl. hidrogénezések = telítetlen szerves vegyületek telítése H 2 -el Pd katalizátor alkalmazásával Kémiai reakciók katalízis Katalizátor autókban: Pt (Pd, Rh) környezetre kevésbé ártalmas termékek. kerámia méhsejt szerkezetű mag: Nitrogén-oxidok redukciója: 2NOx → xO 2 + N 2 CO oxidációja: 2CO + O 2 → 2CO 2 Elégetlen szénhidrogének oxidációja: C x H 2x+2 + 2xO 2 → xCO 2 + 2xH 2 O

3 Entrópia (S, kJ/K): egy rendszer rendezetlenségének mértéke. A rendezetlenség kedvezőbb állapot: kristályos anyag oldódása (oldott anyag oldószerben való eloszlása) gázok keveredése (kibocsátott CO 2, füst) A természetes folyamatokat az irányítja, hogy: csökkenjen a rendszer energiája (energia-felszabadulás) növekedjen a rendezetlenség mértéke Ezt fejezi ki a szabadentalpia: G = H – TS Valamely folyamat (kémiai reakció) szabadentalpia változása:  G =  H – T  S Spontán folyamat akkor megy végbe, ha szabadentalpia változás negatív (  G<0). Az entrópia tagnak inkább csak magas hőmérséklet esetén (T > 1500 K) van jelentősége, szobahőmérsékleten általában elhanyagolható, azaz  G ≈  H Kémiai reakciók Szabadentalpia G: szabadentalpia, kJ H: entalpia, kJ T: hőmérséklet, K

4 Kémiai reakciók egyensúlyi reakciók: A B (Gyakorlatilag) egyirányú reakciók: nagyon stabilis a termék a termék más halmazállapota miatt eltávozik a rendszerből: - gáz: H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 - csapadék: AgNO 3 + HCl → AgCl + HNO 3 Aktivált komplexum Reakcióút Termékek EaEa  E’ a Reaktánsok Minden kémiai reakció elvileg oda-vissza mehet, a fő különbség a befektetendő aktiválási energiában van. Aktivált komplexum Reakcióút Termékek EaEa  E’ a Reaktánsok

5 Kémiai reakciók kémiai egyensúly Kiindulási anyagok felé tolódott egyensúlyban végig: c kiindulási anyag > c termék Termék felé tolódó egyensúlyban egy idő után: c kiindulási anyag < c termék Egyensúlyban az oda-vissza alakulás reakciósebessége megegyezik (v 1 = v 2 ) ! A koncentrációban nincs változás, de az oda-vissza reakció folyamatosan történik! DINAMIKUS EGYENSÚLYI ÁLLAPOT Kémiai egyensúly kifejeződése a koncentrációkban és a reakciósebességekben: Reakcósebesség → Idő → v1v1 egyensúly v2v2 Koncentráció → Idő → c kiindulási anyag egyensúly c termék Koncentráció → Idő → c kiindulási anyag egyensúly c termék

6 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó Az egyensúlyi állandó (K) csak a külső körülményektől (nyomás, hőmérséklet) függ, független a koncentráció értékektől. K>1: egyensúlyban a termékek vannak nagyobb mennyiségben K<1: egyensúlyban a kiindulási anyagok vannak nagyobb mennyiségben Tömeghatás törvénye: egyensúlyban a termékek megfelelő hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzata, osztva a kiindulási anyagok megfelelő hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzatával, egy adott hőmérsékleten állandó érték. aA + bB cC + dD reakcióra: (levezetve: v 1 =k 1 [A] a [B] b, v 2 =k 2 [C] c [D] d egyensúlyban: v 1 =v 2, azaz k 1 [A] a [B] b =k 2 [C] c [D] d → [A] a [B] b [C] c [D] d k2k2 k1k1 =

7 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó b) hőmérsékletváltoztatás: K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. T növelés: endoterm reakciónál termékképződés (szél) exoterm reakciónál visszaalakulás (ellenszél) T csökkentés: exoterm reakciónál termékképződés endoterm reakciónál visszaalakulás Le Chatelier-Braun elv (legkisebb kényszer elve): egy dinamikus egyensúlyban levő rendszer megzavarásakor annak a folyamatnak lesz nagyobb a sebessége, amely a zavaró hatást csökkenteni igyekszik. a) koncentrációváltoztatás (K-t nem változtatja, de a reakciósebességeket igen aA + bB cC + dD reakcióban megnöveljük B mennyiségét y-al: eredeti egyensúlyban k 1 [A] a [B] b =k 2 [C] c [D] d, változtatva k 1 [A]a[B+y] b → k 2 [C] c [D] d új egyensúlyban: k 1 [A-x] a [B+y-x] b =k 2 [C+x] c [D+x] d [A-x] a [B+y-x] b [C+x] c [D+x] d K =

8 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó Le Chatelier-Braun elv: c) nyomásváltoztatás: csak molekulaszám változással járó reakciókban K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. p növelés: molekulák számának csökkenése felé p csökkentés: molekulák számának növekedése felé pl: H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 : megfelelő mennyiségű CO 2 -t nyomással oldanak az ásványvízben d) katalizátor nem változtatja meg az egyensúlyi állandót, csak a reakciósebességeket (mindkét irányét) növeli Ok: az egyensúlyi állandó a kiindulási anyagok és végtermékek relatív energiájától függ, ezt pedig a katalizátor nem befolyásolja.

9 Kémiai reakciók Protolitikus reakciók Hidrogénion (proton) átadással járó reakciók főként vizes oldatban Brönsted szerint: savak: protont leadó molekulák és ionok (HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ) bázisok: protont felvevő molekulák és ionok (NH 3 + H 2 O NH OH - ) Proton sosincs szabad állapotban az oldatban, ezért ezen (mindig) egyensúlyi reakciókban a sav és bázis együttesen van jelen: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - sav bázis sav bázis Amfoter vegyület: partnertől függően savként illetve bázisként reagál: H 2 O A sav-bázis párok erőssége ellentétes: minél erősebb a sav (pl. HCl), annál gyengébb a bázis párja (Cl - ). oxónium ion Arrhenius-féle sav-bázis elmélet (korábbi, közelebb áll a mindennapi élethez) Csak vizes oldatokra érvényes! savak: vízben H + -ionra és anionra disszociálnak: HCl H + + Cl - bázisok: vízben OH - -ionra és kationra disszociálnak: NaOH Na + + OH -

10 Kémiai reakciók Protolitikus reakciók: egyensúlyi állandók Disszociációs egyensúlyi állandók: sav illetve bázis HNO 3 NO H + NH 4 OH NH OH - [HNO 3 ] [NO 3 - ][H + ] Ks=Ks= [NH 4 OH] [NH 4 + ][OH - ] Kb=Kb= A […] koncentrációk mindig az egyensúlyi koncentrációk, nem pedig kiindulási vagy bruttó koncentrációk, ami példákban sokszor szerepel. Víz disszociációja: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolízis: egy vegyület molekulái egymással lépnek sav-bázis reakcióba A folyamatra felírva a tömeghatástörtet: A H 2 O molekulák koncentrációja gyakorlatilag állandó (55,5 mol/dm 3 ), ezért összevonható K-val: K víz = [H 3 O + ][OH - ] = (mol/dm 3 ) 2 vízionszorzat 25 ºC-on [H 2 O] 2 [H 3 O + ][OH - ] K=

11 Protolitikus reakciók pH Vízionszorzat jelentése: H 3 O + (H + ) és OH - ionok mindig vannak jelen az oldatban, és meghatározzák egymás koncentrációját. Kémhatás: savas oldat: H 3 O + ionok vannak többségben (>10 -7 mol/dm 3 ) bázikus (lúgos) oldat: OH - ionok vannak többségben (>10 -7 mol/dm 3 ) semleges oldat: [H 3 O + ]=[OH - ] = mol/dm 3 A kémhatás számszerű jellemzésére a -lg[H 3 O + ] értéket használjuk, neve pH savas oldat: pH < 7 bázikus (lúgos) oldat: pH > 7 (Analóg módon pOH is létezik, de a gyakorlatban nem használatos.) Számítási példa: Mennyi a 0.1 mol/dm 3 -es HCl illetve NaOH oldatok pH-ja? HCl disszociációja után [H 3 O + ]=0.1 mol/dm 3 → pH=-lg[H 3 O + ] =1 NaOH oldatban [OH - ]=0.1 mol/dm 3 [H 3 O + ]= mol/dm 3 → pH=13 vízionszorzatból

12 Protolitikus reakciók Gyenge savak disszociációja Hidrogén-cianid: HCN + H 2 O H 3 O + + CN - [HCN] [H 3 O + ][CN - ] Ks=Ks== mol/dm 3 Számítási példa: 1. Mennyi az 1 mol/dm 3 -es HCN oldat pH-ja? A disszociáció során azonos mennyiségű H 3 O + és CN - keletkezik: [H 3 O + ]=[CN - ] A maradó HCN koncentrációja: 1-[H 3 O + ] mol/dm 3 behelyettesítve a tömeghatástörtbe: A másodfokú egyenlet megoldása: [H 3 O + ]= mol/dm 3 → pH= Mennyi lesz a CN - -koncentráció, ha a fenti oldat pH-ját erős savval 2-re állítjuk? A tömeghatástört:, melyből [CN - ]=10 -7 mol/dm 3 Gyenge bázisok pH számítása analóg, csak ott a végén OH - -koncentrációt kapunk, amiből a vízionszorzat segítségével kapjuk meg a H 3 O + -koncentrációt. 1-[H 3 O + ] [H 3 O + ] = 1-[CN - ] [10 -2 ][CN - ] =

13 Protolitikus reakciók Hidrolízis Erős sav és erős bázis sójának (pl. NaCl) vizes oldata semleges kémhatású. Ha vagy a sav, vagy a bázis gyenge, a vizes oldat nem lesz semleges. gyenge sav+erős bázis (NaCN): lúgos kémhatás gyenge bázis + erős sav (NH 4 Cl): savas kémhatás A feloldáskor keletkező ionok reagálnak a víz molekulákkal: CN - + H 2 O HCN + OH - NH H 2 O NH 4 OH + H + (H 3 O + ) lúgos savas A fenti hidrolízisek is egyensúlyi folyamatok: [CN - ] [HCN][OH - ] Kh=Kh= [NH 4 + ] [NH 4 OH][H 3 O + ] Kh=Kh= és, [H 2 O] beépítve K h hidrolízisállandóba KsKs K víz Kh=Kh= A K s (K b ) disszociációs állandók és a megfelelő hidrolízisállandók között összefüggés van: [CN - ][H 3 O + ] [H 3 O + ][OH - ][HCN] = KsKs K víz =K h

14 Protolitikus reakciók Sav-bázis indikátorok Szerkezet pH 0–8,28,2–12,0 Szín színtelenlila Gyenge savak illetve bázisok, azaz oldatban részben disszociálnak az oldat pH- jától függően. H x In + xH 2 O In x- + xH 3 O + illetve InOH In + + OH - Más a színe a semleges indikátor molekulának és (a jelentősen megváltozott szerkezet miatt) a disszociációs termék ionnak. Fenolftalein: gyenge sav, disszociációs egyensúlyi állandója: Savas közegben: sok H 3 O + -ion, visszaszorul a disszociáció Lúgos közegben: H 3 O + ionokat megköti a sok OH - -ion, elősegíti a disszociációt In 2- H 2 In [H 2 In] [In 2- ][H 3 O + ] 2 K=

15 Protolitikus reakciók Univerzális indikátor Különböző indikátorok (fenolftalein, brómtimolkék, timolkék, metilvörös, és timolftalein) keveréke, melyek más-más pH-nál változtatják színüket. encarta.msn.com/.../universal_indicator.html

16


Letölteni ppt "Kémiai reakciók katalízis Egyszerű reakciók: az előbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H 2 + O 2 2H 2 O Pt felületén."

Hasonló előadás


Google Hirdetések