Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Mi a reakciók végső hajtóereje? Reakciókinetikában keresendő? (ismétlés) –Reakciók sebessége  elemi reakciólépések  sebesség-meghatározó lépés  aktiválási.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Mi a reakciók végső hajtóereje? Reakciókinetikában keresendő? (ismétlés) –Reakciók sebessége  elemi reakciólépések  sebesség-meghatározó lépés  aktiválási."— Előadás másolata:

1 Mi a reakciók végső hajtóereje? Reakciókinetikában keresendő? (ismétlés) –Reakciók sebessége  elemi reakciólépések  sebesség-meghatározó lépés  aktiválási energiaküszöb –Beavatkozási lehetőségek: Részecskék kinetikai energiájának növelése  a hőmérséklet T növelése Aktiválási energia csökkentése  katalizátorok – visszaalakulás is gyorsul, – az egyensúly helyzetét nem befolyásolja, – más, alternatív reakció utat segíthet.

2 Mi a reakciók végső hajtóereje? Mi szabja meg az egyensúlyi helyzeteket / összetételeket? –Egyensúlyi állandó (állandó, ha T állandó): K c, de különböző egyensúlyi állapotok lehetségesek. –Az egyensúlyi helyzetek befolyásolása (Le Chatelier-elv szerint) Reagensfölösleg beadása, termékkivonása; Ha a reakció gáz-molszámváltozással (  n=n 2 -n 1 =  n T -  n K  0) jár, akkor a nyomás változtatása hatásos: – a molszámcsökkenéssel (  n 0) járónak a nyomás csökkentése. Endoterm (  H>0) reakciónak a hőmérséklet emelése kedvez, míg az exoterm (  H>0) reakcióknak a hőmérsékletcsökkentése.

3 Mi a reakciók termodinamikai hajtóereje? Termodinamika (3 főtétel = 3 alaptörvény) –(Hő és egyéb energiaformák kapcsolata a fizikai és kémiai folyamatokkal) 1.Főtétel: Az energiamegmaradás törvénye –Energia nem keletkezik, és nem vész, csak átalakul, avagy átmegy a vizsgált rendszer és környezete közötti határon. (Zárt, elszigetelt rendszer összenergiája állandó.) –Belső energia = a rendszer összes (kinetikus és helyzeti) energiája (U ). Kinetikus energia: az elektron és molekulák mozgási energiája; Helyzeti energia: az atomok kötési energiái + a molekulák közötti vonzó, ill. taszító kölcsönhatások energiái –U = U (p, T) állapotfüggvény, csak az aktuális nyomás és hőmérséklet (p, T) állapotjelzőktől függ. (Bár U abszolút értékei konkrétan nem ismert.) –A belső energia megváltozása:  U= U 2 (p 2, T 2 )-U 1 (p 1, T 1 ).

4 A belső energia (U) megváltozásának módjai A belső energia megváltozása, (a rendszer szempontjából tekintve)  U= U 2 (p 2, T 2 )-U 1 (p 1, T 1 ).  U pozitív, ha U nő;  U negatív, ha U csökken; A belső energia megváltozása két úton történhet –hőátadással (Q) = energiacsere a rendszer és környezete között hőmérsékletkülönbség (  T) hatására: Energiafelvétel: Q > 0; Energialeadás: Q < 0. –Munkavégzéssel (W) W > 0, ha a környezet végez munkát a rendszeren W < 0, ha a rendszer végez munkát a környezetén  U = Q +W

5 Zn (sz) + 2H + (aq)  Zn 2+ (aq) + H 2(g) A szigeteletlen edényből a termelődő reakcióhő eltávozik: –Q r = Q reakció = -152,4 kJ/mol Zn (Q < 0). A termelődő hidrogéngáz megemeli a fedelet: –Munkavégzés a környezeten (W = -2,47 kJ<0): Összegezve:  U = Q +W = Q r – p  V A belső energia (U) megváltozása reakcióban

6 A belső energia megváltozása állandó nyomáson:  U = Q +W = Q r – p  V, ahonnan átrendezéssel az állandó nyomáson mérhető reakcióhő kifejezhető a következőképpen: Q r =  U + p  V = = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 )= = H 2 - H 1 =  H, ahol az U+pV=H típusú mennyiséget „entalpiának” nevezve, a korábban megismert entalpiakülönbség adódik, ami megadja valóban a reakcióhőt! (Bár H abszolút értékei konkrétan nem ismertek.) Ismétlés: elemek és vegyületek standard moláris képződéshőinek, képződési entalpiáinak értelmezése, (relatív értékek, alappontjaik) Entalpia és entalpiaváltozás állandó nyomáson

7 Önként (spontán) és nem-önként lejátszódó folyamatok Az önként, önmaguktól lejátszódó folyamatok iránya kitűntetett (külső erőfeszítés nélkül lejátszódóak, belső hajtóerővel bírók) A nem-spontán folyamatok külső erőfeszítést, külső energiabefektetést igényelnek (Sziszifusz példázata)

8 Önként (spontán) lejátszódó folyamatok és a rendezetlenség mértéke (az entrópia). Az önként, önmaguktól lejátszódó folyamatokban a rendszer és környezetének együttes rendezetlensége növekszik. Szabálytalanabb elrendeződések jönnek létre. A rendezetlenség számszerűsített mértéke a termodinamikában az ENTRÓPIA, jele S. S = S(p,T) állapotfüggvény, mértékegysége az 1 J/K.

9 A rendezetlenség mértékének változása,  S Az önként, önmaguktól lejátszódó természetes folyamatokban a rendszer és környezetének együttes rendezetlensége, azaz összentrópiája mindig növekszik. (  S>0 spontán folyamatokra). Ez a termodinamika 2. Főtétele, ill. törvénye! Adott T hőmérsékleten a rendszerbe jutó Q hő önmagában (apró egyensúlyi lépéseken át) is növeli a rendszer rendezetlenségét, entrópiáját:  S Q = Q/T (J/K). (Legalább ennyivel nő az S!) Pl. A jég olvadáshője T=273 K-en (0°C-on) 1 atm nyomáson: Q olv = 6000 J/mol.  S Q = Q/T =6000 J/273 K= 22 J/K= S víz - S jég

10 A rendezetlenség mértékének változása,  S spontán reakciókban Az önként, önmaguktól lejátszódó reakciókban a rendszer rendezetlenségének, entrópiájának növekménye mindig nagyobb mintha az csupáncsak a reakcióhőből eredne az adott hőmérsékleten és nyomáson.  S >  S Q = Q r /T =  H/T, azaz Ha  H-T  S < 0, akkor spontán a reakció a felírt irányban, Ha  H-T  S > 0, a felírt irányban nem játszódik le önként (fordított irányban viszont igen), Ha  H-T  S = 0, a reakcióelegy egyensúlyban van.

11 Az entrópia számértékének mérése és számítása Az abszolút entrópiaértékek számításának alapja a termodinamika III. főtétele (törvénye): Tökéletesen kristályos anyag entrópiája T = 0 K-en éppen 0 (zéró) J/K, azaz ott tökéletes a rendezettség, nincs rendezetlenség jelen. A hőmérséklet emelésével persze a rendezetlenség nő, amely a hőkapacitás értékek hőmérsékletfüggéséből és a fázisváltozások adataiból számítható:

12 Reakciók entrópiaváltozásának számítása Az ún. standard moláris entrópia adatok S°,m, különböző tiszta anyagokra, T=298 K-re (T=25°C-ra) 1 atm nyomásra és 1 molnyi mennyiségre vonatkoztatva táblázatokba foglalva fellelhetők. Adott reakciók standard entrópiaváltozása a táblázati adatok felhasználásával számítható: (n j és n i sztöchiometriai együtthatók) Az entrópia általában növekszik, –ha egy molekula két vagy több részre szakad szét; –ha a reakció gázmolszám-növekedéssel jár; –a szilárd-folyadék, szilárd-gáz, folyadék-gáz átmenettel járó folyamatokban;

13 A reakciók spontainitási feltételének átfogalmazása A  H-T  S < 0 feltétel jelenti a spontán lejátszódást. Azonos átalakításokkal és a G=H-TS mennyiség bevezetésével: G=H-TS, Gibbs-féle szabadentalpia  G =  H-T  S, Gibbs-féle szabadentalpia-változás Ha  G 0, akkor pedig spontán nem lejátszódó a folyamat.

14 A reakciók spontainitási feltételének számításai standardkörülmények között 1.) Ha  H R ° és  S R ° ismert, akkor a  G R ° =  H R ° -T  S R ° közvetlenül számítható. 2.) Standard moláris Gibbs-féle ‘képződési’ szabadentalpiaváltozások táblázatos adataiból: Pl. Általában: (n j és n i sztöchiometriai együtthatók)

15 A reakciók szabadentalpia-változás (  G R ) értékeinek felhasználása 1.) A spontainitás megbecslése: Ha  G R +10 kJ, akkor várhatóan nem spontán a folyamat. Egyébként egyensúlyi. 2.) A spontán reakciók által végeztethető hasznos munka (pl. patakon vizimalom) maximális nagysága: W max,hasznos =  G R –Gázolaj/benzin égése (robbanómotor)  gépjárműmozgatás –Akkumulátor (kémiai  elektromos energia)  villanymotor –Biokémiai reakció (ATP felépítés/lebontás)  pl. izommozgás Szabadentalpia (  H-T  S ): A reakcióhő munkára nem fogható része egyébként a rendezetlenséget növeli.

16 A szabadentalpia-változás (  G R ) értékeinek felhasználása 3.) Más, nem spontán folyamatok lejátszatásához felhasználható hasznos munka (W h =  G 1 0) értékét: –1. Reakció:  G 1 < 0W h =  G 1 –2. Reakció:  G 2 > 0 –(1+2) eredő reakció:  G 2+1 =  G 1 +  G 2. Mivel  G 2+1 < 0, ezért az (1+2) eredő reakció szintén önként lejátszódhat. 4.) Termodinamikai egyensúlyi állandó számítása: –  G R = -RT ln K td, ahol K td = K c (c, mol/dm 3 ), –vagy K td = K p (p=p i /p 0 ) –ahol T(K) abszolút hőmérséklet

17 A szabadentalpia-változás (  G R <0) menete a reakciók folyamán (spontán reakció)

18 A szabadentalpia-változás (  G R >0) menete a reakciók folyamán (nem spontán reakció)

19 A szabadentalpia-változás (  G R ) függése a hőmérséklettől Mekkorák  G R (T) és K th (T) értékei, ha T  298 K (25°C)? Közelítő becslés: Tegyük fel, hogy  H(T)   H° R és  S(T)   S° R, azaz közel állandóak a hőmérséklettől függetlenül.  G(T) =  H(T) – T  S(T)   H R ° -T  S R ° Változhat-e a spontainitás a hőmérséklettel?  H° R  S° R  G(T) Megjegyzés Minden T-n spontán Minden T-n nem spontán 3.--(- v. +) Alacsony T-n spontán, Magas T-n nem spontán 4.++(+ v. -) Alacsony T-n nem spontán, Magas T-n spontán


Letölteni ppt "Mi a reakciók végső hajtóereje? Reakciókinetikában keresendő? (ismétlés) –Reakciók sebessége  elemi reakciólépések  sebesség-meghatározó lépés  aktiválási."

Hasonló előadás


Google Hirdetések