Cheminės kinetikos teorija

Cheminė kinetika Nagrinėja cheminių reakcijų greitį ir mechanizmą. Homogeninių reakcijų greitis. Nuo ko jis priklauso ir kaip nustatomas. Reakcijos greičio konstanta. Reakcijos greitis – medžiagos koncentracijos pasikeitimas per laiko vienetą. Reaguojančių medžiagų konc. sumažėjimas, produktų – padidėjimas per laiko vienetą. t0=C0, t – C, v=(C – C0)/(t – t0), v=dC/dt. Jei reakcijos metu keičiasi tūris, tai reakcijos greitis bus konc. pasikeitimas per laiko vienetą tūrio vienete. v=1/V*dC/dt, v=1/V*(C–C0)/(t–t0). Reakcijos greitis priklauso nuo: 1. Reaguojančių medž. konc. Tai nusako veikiančių masių dėsnis. aA+bBcC+dD, v=k*CAa*CBb, k – reakcijos greičio konstanta. Kai CA=CB=1, tada v=k, k – toks reakcijos greitis, kai medž. C=1 – specifinis reakcijos greitis. 2. Reaguojančių medž. prigimties. Šią priklausomybę nusako k. 3. Temperatūros – keliant to greitis didėja. 4. Katalizatorių. Reakcijos greičio nustatymas: nustatant reakcijos greitį yra sekamas vienos kurios nors medž. konc. kitimas laiko atžvilgiu. Fizikiniai reiškiniai, kurie priklauso nuo konc. – šiluminis laidumas, šviesos pralaidumas. Reakcijų molekulingumas ir laipsnis. Psuedomolekulinės reakcijos. Homogeninės reakcijos yra klasifikuojamos: 1. Pagal jų mechanizmą, kurių pagrindą sudaro dalelių sk., dalyvaujantis elementariame reakcijos akte. 2. Pagal greičio priklausomybę nuo reaguojančių medž. konc. Pagal reakcijos mechanizmą: 1. monomolekulinės reakcijos: ABA+B; CH3N2CH3C2H6+N2 2. Bimolekulinės reakcijos: A+BAB 2AA2 3. Trimolekulinės (sutinkamos retai): A+B+CABC 2A+BA2B 3AA3 Pagal reakcijos greičio priklausomybę nuo reaguojančių medž. konc., reakcijos yra skirstomos laipsniais: I laipsnio v=k1*C II laipsnio v=k2*CA*CB, v=k2*CA2 III laipsnio v=k3*CA*CB*CC, v=k3*CA2*CB, v=k3*CA3 Reakcijos laipsnis parodo sumą laipsnių, kuriais yra pakeistos konc. veikiančių masių lygtyje. Atskirais atvejais reakcijų molekulingumas ir laipsnis sutampa. Tai dažniausiais būna paprastoms su labai nesudėtingu mechanizmu. Reakcijos, kuriose reakcijos laipsnis ir molekulingumas nesutampa, vadinamos pseudomolekulinėmis reakcijomis. Visos nulinio laipsnio reakcijos yra pseudomolekulinės (v=k). Molekulingumas ir laipsnis nesutampa ir tais atvejais kai vienos medž. konc. laikui bėgant išlieka pastovi. Cukrus (C12H22O11)+H2Ogliukozė+fruktozė v=k*Ccukraus Nulinio ir I laipsnio kinetinės lygtys v=k0, v=-dC/dt, -dC/dt=k0, -CoCdC=0tk0dt, -(C–C0)=k0t, C0–C=k0t, k0=(C0–C)/t, jei C0=a, tai C=a–x (x – produktų konc.); k0=(a–(a–x))/t=x/t Reakcijos pusperiodis – laiko tarpas, per kurį sureaguoja pusė medžiagos. x=a/2, k0=(a/2)/t½; t½=a/2k0. Pirmo laipsnio kinetinė lygtis v=k1*C, dC/dt=k1C, -CoCdC/C=0tk1t, -(lnC–lnC0)=k1t, lnC0/C=k1t, k1=(lnC0/C)/t, C0=a, C=a-x, k1=1/t*lna/(a-x), x=a/2, k1=1/t½lna/(a-a/2), t½=1/k1*lna/(a*2), t½=ln2/k1. Antro laipsnio kinetinės lygtys ir pusperiodis Pradinių medžiagų konc. vienodos: v=k2*C2, -dC/dt=k2C2, -CoCdC/dt=0tk2dt, 1/C–1/C0=k2t, (C0-C)/(C*C0)=k2t, k2=(C0-C)/(C*C0)*1/t, k2=1/t*(a-(a-x))/a(a-x), k2=1/t*x/(a(a-x)). Pusperiodis: k2=1/t½*(a/2)/(a(a-a/2)), t½=1/k2a. Pradinių medžiagų konc. nevienodos: v=k2C1C2, v=k2(a-x)(b-x), k2=1/t(a-b)*ln(b(a-x))/(a(b-x)). Reakcijos laipsnis ir jo nustatymas Būdai: 1. Eksperimentiškai yra nustatomi duomenys įv. laiko momentais. Jie įstatomi į 0, 1, 2, 3 laipsnio greičio konst. Įvairiais laiko momentais k skiriasi. Tinka k, kuri įvairiais laiko momentais nekinta. 2. Grafinis – imami tie patys duomenys, skaičiuojama lna/(a-x) ir t. Braižomas grafikas. 3. Skaičiuojant pusperiodį – t½1/k*an-1 (a – medž. konc., n – reakcijos laipsnis). Imamos dvi skirtingos pradinės koncentracijos: a1=t½‘; a2=t½’’, t½‘/t½’’=(1/a1n-1)/(1/a2n-1), lgt½‘-lgt½’’=(n-1)(lga2-lga1), n=[(lgt½‘-lgt½’’)/(lga2-lga1)]+1. Reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros. Temperatūrinis reakcijos greičio koeficientas. Visi faktoriai, išskyrus konc., veikiantys reakcijos greitį, veikia greičio konstantą. Pastovioje temperatūroje reakcijos greičio konst. yra pastovi. Jei t pasikeičia, keičiasi ir konst. Van’t Hofas nustatė, kad pakėlus t 10o, reakcijos greitis padidėja 2 – 4 kartus. =kT+10o/kT=24. Šis koeficientas randamas 2 būdais: 1. Paskaičiuojamas reakcijos greičio konst. T, o po to T+10o temperatūrose. Žinant abi konstantas galima skaičiuoti . 2. Temperatūros greičio konst. pakėlus laipsniu (T2-T1)/10, gaunama: (T2-T1)/10=kT2/kT1. Pakėlus to preparato skilimo greitį galima padidinti iki 10 kartų. vT=kT*C0, v298=k298*C0,v298=m/t298, vT=m/tT, t298/tT=kT/k298, t298=(kT/298)*tT. Arenijaus lygtis ir jos panaudojimas. Aktyvacijos energija. 1889 m. Arenijus pasiūlė empirinę lygtį, kuri išreiškia reakcijos greičio konst. priklausomybę nuo t. k=S*e-Ea/RT, lnk=-Ea/RT+lnS, 2,303lgk=-Ea/RT+2,303lgS, lgk=-(Ea/2,303RT)+lgS; dlnk/dT=Ea/RT2 diferencinė Arenijaus lygtis. T1T2dlnk/dT=T1T2Ea/RT2 T1T2dlnk=Ea/k*T1T2dT/T2 lnkT2-lnkT1=-Ea/k * (1/T2-1/T1) lnkT2/kT1=Ea(T2-T1)/k*T1*T2 lgkT2/kT1=Ea(T2-T1)/2,303k*T1*T2 Jei reakcijoje dalyvauja 2 ar daugiau molekulių, tai prieš įvykstant reakcijai jos turi susidurti. Jei vien tik susidūrimo užtektų, kad įvyktų reakcija, tai jos greitis turėtų būti lygus susidūrusių molekulių skaičiui. Tačiau kad molekulės sureaguotų, jos turi turėti pakankamą energijos kiekį prieš susiduriant. Jos turi sukaupti energiją ir pereiti aktyvacijos energijos barjerą. Kiekvienoje temp. yra tam tikras molekulių skaičius, kurių energija yra ne mažesnė negu aktyvacijos energija. Reakcijos greitis priklauso nuo šių molekulių skaičiaus. Reakcijos greičių teorijos. 1. Aktyvių dūžių teorija, 2. Pereinamųjų būklių arba aktyvaus komplekso teorija. Aktyvių dūžių teorija. Kad įvyktų reakcija, molekulės turi susidaužti. Jei reakcijos greitis v, o dūžių skaičius z0, tai v=z0 – teoriškai, v>1 v=k3*a=[(k*k3)/k2]*C I laipsn., nuo C priklauso. 2. Kai konc. yra labai maža ir mažame slėgyje molekulė rečiau susidaužia. Aktyvuotų molekulių amžius bus trumpesnis už laiką tarp dviejų dūžių. k2/k3*C>k1 v=(k3*k1)/k2*CA*CB*[k] 2. k2> greičiau. Pt gali adsorbuoti laisvus e- deguoniui: O22O-; Pt įgauna + krūvį – yra e- akceptorius, e- donoras – vandenilis: H22H+; O-+2H+H2O Cheminių reakcijų stabdymas. Inhibitorių veikimo mechanizmas. Fermentinė katalizė. Rūgštinė – bazinė katalizė. Įvairūs priedai gali reakcijas lėtinti. Tai neigiama katalizė, medž. vadinamos inhibitoriais. Šios medžiagos didina Ea. Kai kuriais atvejais jie atlieka labai svarbų praktinį vaidmenį (pvz.: antidetonatoriai – degaluose stabdo sprogimą tetraetilšvinas). Katalizatoriai gali būti blokuojami katalizatorių nuodais; tai medžiagos, kurios negrįžtamai adsorbuojasi aktyvių katalizatoriaus centrų ir užblokuoja tą sritį (pvz.:Pt nuodas – arsenas). Promotoriai – medž., kurios didina katalizatoriaus aktyvumą (pats jis katalizėj nedalyvauna) – pvz.: H2O2(Cu2+ - promotorius; Fe2+ - katalizatorius). Fermentinė analizė – sutinkama gamtoje. Esmė – fermentas ir substratas atitinka vienas kitą kaip raktas spyną. Fermentinė katalizė pasižymi ypatingu selektyvumu. Rūgštinė – bazinė katalizė – homogeninės katalizės pavyzdys; katalizė vyksta tirpaluose – katalizatorius H+ arba OH- jonai. Pvz.: cukraus inversija katalizuoja H+, o esterių muilinimą katalizuoja OH-. Šią katalizę gali sukelti ir medžiagos, kurios gali prisijungti (bazės) ar atiduoti (rūgštys) protoną. CH3COOHH++CH3COO- Etilacetato muilinimo reakcija – vandenyje vyksta labai lėtai, o pridėjus e- donoro – reakcija vyksta labai greitai. H++[RCOOR’]H-[RCOOR’]-OH2RCOOH+R’OH+H+

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!