Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése – nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelő térhelyzetben legyenek Aktiválási.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése – nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelő térhelyzetben legyenek Aktiválási."— Előadás másolata:

1 Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése – nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelő térhelyzetben legyenek Aktiválási energia (kJ/mol): az az energiatöbblet, amelynek következtében a részecskék átalakulásra képes aktív állapotba jutnak = az aktivált komplexum keletkezéséhez szükséges energia Aktivált komplexum: részecskék ütközés utáni nagyon rövid ideig tartó összekapcsolódása tartalmazza mind a megszűnő, mind a létrejövő kötéseket, de azok sokkal gyengébbek, hosszabbak mint a kiindulási ill. termék molekulákban kötésszögek teljesen mások Aktivált komplexum Reakcióút Termékek EaEa  E’ a Reaktánsok Átmeneti komplexum Termék

2 Kémiai reakciók reakciósebesség Katalizátor: olyan anyag, mely a kémiai reakciók sebességét nagymértékben megnövelik (alacsonyabb energiájú aktivált komplexumot képeznek. A reakció lejátszódása után újra felszabadulnak (kis mennyiség elég), reakcióhőt nem befolyásolják, csak az aktiválási energiát. Reakciósebesség: egységnyi térfogatban egységnyi idő alatt hány mol alakul át a ki- indulási anyagok valamelyikéből, vagy hány mol keletkezik a termékek valamelyikéből. Inhibítor: kémiai reakciókat lassító vagy gátló anyagok. Függ: a reakciótól (reagáló anyagok minősége) reagáló anyagok koncentrációjától hőmérséklettől katalizátortól 2H 2 + O 2 = H 2 O v= k c H2 2 c O2 mol/(dm 3 s) k= reakciósebességi állandó Reakcióút Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral E X → Y Y → X

3 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.

4 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

5 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

6 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

7 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 és nyomáson 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 =

8 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó b) hőmérsékletváltoztatás: K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. T növelés: endoterm reakciónál termékképződés exoterm reakciónál visszaalakulás 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 A + B C + D reakcióban megnöveljük B mennyiségét y-al: eredeti egyensúlyban k 1 [A][B]=k 2 [C][D], változtatva k 1 [A][B+y] → k 2 [C][D] új egyensúlyban: k 1 [A-x][B+y-x]=k 2 [C+x][D+x] [A-x][B+y-x] [C+x][D+x] K =

9 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.

10 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 -

11 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=

12 Protolitikus reakciók pH Vízionszorzat jelentése: H 3 O + (H + ) és OH - ionok mindig vannak jelen az oldatban, és meghatározzák egymás koncentrációját. Kémhatás: semleges oldat: [H 3 O + ]=[OH - ] = mol/dm 3 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 ) 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.) 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


Letölteni ppt "Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése – nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelő térhelyzetben legyenek Aktiválási."

Hasonló előadás


Google Hirdetések