Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: Aktivált komplexum: részecskék ütközése – nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelő térhelyzetben legyenek 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 DEa DE’a Reaktánsok Reaktánsok Átmeneti komplexum Termék Aktiválási energia (kJ/mol): az az energiatöbblet, amelynek következtében a részecskék átalakulásra képes aktív állapotba jutnak = az aktivált komplexum keletkezéséhez szükséges energia

Kémiai reakciók reakciósebesség Reakciósebesség: egységnyi térfogatban egységnyi idő alatt hány mol alakul át a ki- indulási anyagok valamelyikéből, vagy hány mol keletkezik a termékek valamelyikéből. Függ: a reakciótól (reagáló anyagok minősége) reagáló anyagok koncentrációjától hőmérséklettől katalizátortól 2H2 + O2 = H2O v=k• cH22 • cO2 mol/(dm3s) k= reakciósebességi állandó Reakcióút Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral E X → Y Y → X 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. Inhibítor: kémiai reakciókat lassító vagy gátló anyagok.

Kémiai reakciók katalízis Egyszerű reakciók: az előbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H2 + O2 2H2O Pt felületén megköti a H2 és O2 molekulákat, felbontja a H2 és fellazítja az O2 kötését, így kisebb energiát kell a reakcióhoz befektetni. Pt Összetett reakciók: az eredeti reakció mellett egy másik, gyorsabban lejátszódó reakcióút nyílik meg. Pl: NH3 és HCl reakciója víz jelenlétében (katalizátor nélkül a két molekula megfelelő ütközése kellene) NH3 + H2O = NH4+ + OH- NH4+ + HCl = NH4Cl + H+ H+ + OH- = H2O A H2O átmeneti vegyületet hoz létre NH3-al, mely könnyebben reagál a HCl-el. A katalizátor visszaalakul, s újabb reakcióra kész.

Kémiai reakciók katalízis Katalizátorok fajtái: Aszerint, hogy a katalizátor és a reaktánsok azonos vagy különböző fázisban vannak, megkülönböztetünk homogén katalízis (azonos fázis) NH3 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 H2-el Pd katalizátor alkalmazásával Katalizátor autókban: Pt (Pd, Rh) környezetre kevésbé ártalmas termékek. kerámia méhsejt szerkezetű mag: Nitrogén-oxidok redukciója: 2NOx → xO2 + N2 CO oxidációja: 2CO + O2 → 2CO2 Elégetlen szénhidrogének oxidációja: CxH2x+2 + 2xO2 → xCO2 + 2xH2O

Kémiai reakciók egyensúlyi reakciók: A B Minden kémiai reakció elvileg oda-vissza mehet, a fő különbség a befektetendő aktiválási energiában van. Aktivált komplexum Reakcióút Termékek DEa DE’a Reaktánsok Aktivált komplexum Reakcióút Termékek DEa DE’a Reaktánsok (Gyakorlatilag) egyirányú reakciók: nagyon stabilis a termék a termék más halmazállapota miatt eltávozik a rendszerből: - gáz: H2CO3 → H2O + CO2 - csapadék: AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

Kémiai reakciók kémiai egyensúly Kémiai egyensúly kifejeződése a koncentrációkban és a reakciósebességekben: Koncentráció → Idő → ckiindulási anyag egyensúly ctermék Reakcósebesség → Idő → v1 egyensúly v2 Kiindulási anyagok felé tolódott egyensúlyban végig: ckiindulási anyag > ctermék Termék felé tolódó egyensúlyban egy idő után: ckiindulási anyag < ctermék Egyensúlyban az oda-vissza alakulás reakciósebessége megegyezik (v1 = v2) ! A koncentrációban nincs változás, de az oda-vissza reakció folyamatosan történik! DINAMIKUS EGYENSÚLYI ÁLLAPOT

Kémiai reakciók egyensúlyi állandó 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: v1=k1[A]a[B]b, v2=k2[C]c[D]d egyensúlyban: v1=v2, azaz k1[A]a[B]b=k2[C]c[D]d → [A]a[B]b [C]c[D]d k2 k1 = 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

Kémiai reakciók egyensúlyi állandó 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 k1[A][B]=k2[C][D], változtatva k1[A][B+y]→k2[C][D] új egyensúlyban: k1[A-x][B+y-x]=k2[C+x][D+x] [A-x][B+y-x] [C+x][D+x] K = 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

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: H2O + CO2 H2CO3: megfelelő mennyiségű CO2-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.

Kémiai reakciók Protolitikus reakciók Hidrogénion (proton) átadással járó reakciók főként vizes oldatban Brönsted szerint: savak: protont leadó molekulák és ionok (HCl + H2O H3O+ + Cl-) bázisok: protont felvevő molekulák és ionok (NH3 + H2O NH4+ + OH-) Proton sosincs szabad állapotban az oldatban, ezért ezen (mindig) egyensúlyi reakciókban a sav és bázis együttesen van jelen: HCl + H2O H3O+ + Cl- sav bázis sav bázis Amfoter vegyület: partnertől függően savként illetve bázisként reagál: H2O 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-

Kémiai reakciók Protolitikus reakciók: egyensúlyi állandók Disszociációs egyensúlyi állandók: sav illetve bázis HNO3 NO3- + H+ NH4OH NH4+ + OH- [HNO3] [NO3-][H+] Ks= [NH4OH] [NH4+][OH-] Kb= A […] koncentrációk mindig az egyensúlyi koncentrációk, nem pedig kiindulási vagy bruttó koncentrációk, ami példákban sokszor szerepel. Víz disszociációja: H2O + H2O H3O+ + OH- Autoprotolízis: egy vegyület molekulái egymással lépnek sav-bázis reakcióba A folyamatra felírva a tömeghatástörtet: A H2O molekulák koncentrációja gyakorlatilag állandó (55,5 mol/dm3), ezért összevonható K-val: Kvíz= [H3O+][OH-] = 10-14 (mol/dm3)2 vízionszorzat 25 ºC-on [H2O]2 [H3O+][OH-] K=

Protolitikus reakciók pH Vízionszorzat jelentése: H3O+ (H+) és OH- ionok mindig vannak jelen az oldatban, és meghatározzák egymás koncentrációját. Kémhatás: semleges oldat: [H3O+]=[OH-] = 10-7 mol/dm3 savas oldat: H3O+ ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm3) bázikus (lúgos) oldat: OH- ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm3) A kémhatás számszerű jellemzésére a -lg[H3O+] 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/dm3-es HCl illetve NaOH oldatok pH-ja? HCl disszociációja után [H3O+]=0.1 mol/dm3 → pH=-lg[H3O+] =1 NaOH oldatban [OH-]=0.1 mol/dm3 [H3O+]=10-13 mol/dm3 → pH=13 vízionszorzatból