1 / 35

Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner

Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner. Kan en reaktion ske? Termodynamik: kap. 16 S univ > o för spontana reaktioner i allmänhet. G < o för spontana reaktioner vid konstant P och T. Vart och hur långt går reaktionen? Kemisk jämvikt: kap. 13

chen
Download Presentation

Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner • Kan en reaktion ske? Termodynamik: kap. 16 Suniv > o för spontana reaktioner i allmänhet. G < o för spontana reaktioner vid konstant P och T. • Vart och hur långt går reaktionen? Kemisk jämvikt: kap. 13 • Hur snabbt går reaktionen? Kemisk kinetik: kap. 12

  2. Kap. 12 12.1 – 12.2 Läs 12.3 – 12.5 Studera 12.6 Skumma 12.7 Studera 12.8 Skumma

  3. 0 ti’ t t2’ t konc. - förändringen Hastigheten = tiden förändringen Reaktionshastigheter = kinetik [A]1[A] [A]2 [A]1’ [A]2’ 0 tit t2 t Hastigheten mellan t1 t2 : Hastigheten vid t:

  4. Hastigheten kan definieras av reagenser eller produkter. Z12:12 N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) t = 0 [N2]0 [H2]0 0 Förbrukn. av H2(g) är 3ggr så snabb som förbrukn. N2(g) Förbrukn. av H2(g) är 1,5ggr så snabb som produc. NH3(g)

  5. Vilka faktorer påverkar en reaktions hastighet? • Koncentrationer: hastigheten = k[A]n • Temperaturen • Ytan för reaktionen • Katalysatorer • Övriga faktorer, t.ex konc. av bildande ämnen. k – hastighetskonstant

  6. A [A] lutningen = B [A0] [A] C d[A] dt t 0 A B t C d[A] dt [A]t = k 0 t Hastigheten oberoende av konc. k = -k Antalet molekyler som reagerar/s är hela tiden lika stort, tills de plötsligt tar slut. Hastigheten = k = k [A]0 - nollte ordningens reaktion [A] = -kt + [A]0 Jämför: gräva sand, skotta snö het Pt yta 2N2O(g) 2N2(g) + O2(g)

  7. [A] d[A] dt A A B B C C t [A] Hastigheten sjunker när antalet molekyler minskar. Hastigheten = k·[A]1 d[A] dt = k·[A] Hastigheten proportionell mot koncentrationen

  8. 1 [A] t 1 [A]0 - Andra ordningens reaktion Jämför: antalet krockar på en skridskobana som f (antalet åkare)

  9. Sammansatta reaktioner Ex. S2O82-(aq) + 3I-(aq)  2SO42-(aq) + I3-(aq) peroxodisulfatjon Hastigheten V = k·[ S2O82- ] [ I- ] 2:a ordningen Första ordningens reaktion med avseende på S2O82- och I-, men sammantaget andra ordningens reaktion.

  10. Ex. NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g) v = k·[NO2]2 2:a ordningens reaktion 2:a ordningens reaktion med avseende på NO2 . 0:te ordningens reaktion med avseende på CO. Ex. SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) Slutprodukten hämmar reaktionen. Pt [SO2] [SO3]½ v = k·

  11. aA + bB + ...  gG + hH + ... v = k [A]m [B]n ... OBS! m a b  n osv! Reaktionsordningarna m, n, ... och hastighetskonstanten k måste bestämmas experimentellt.

  12. Initialkoncentrationer (mol·dm-3) Initialhastighet Försök [ S2O82- ] [ I- ] (mol·dm-3·s-1) 1 0,038 0,060 1,4·10-5 2 0,076 0,060 2,8·10-5 3 0,076 0,030 1,4·10-5 x2 x2 x2 x2 Bestämning av reaktionsordning med initialhastighet S2O82-(aq) + 3I-(aq)  2SO42-(aq) + I3-(aq) v = k [ S2O82- ]m [ I- ]n v = k [ S2O82- ] [ I- ]

  13. Hastighetskonstant Vad är hastigheten vid [ S2O82- ] = 0,050mol·dm-3 och [ I- ] = 0,025mol·dm-3?

  14. 1 [A] Bestämning av reaktionsordning grafiskt ur försöksdata ( [A] mot t ) 0:te ordningen 1:a ordningen 2:a ordningen [A] = - kt + [A]0 ln[A] = - kt + ln[A]0 = kt + Formlerna finns i BoD sid. 149. y = m x + b Om [A] mot t är linjärt, 0:te ordningen 1 [A] 1 [A]0 Om ln [A] mot t är linjärt, 1:a ordningen Om mot t är linjärt, 2:a ordningen

  15. Ex. (Tentamen AK 960330) Hydrolys av etylnitrobensoat i alkalisk lösn. t/s 0 100 200 300 c/mol dm-3 5,00·10-2 3,55·10-2 2,76·10-2 2,25·10-2 1. Bestäm reaktionsordningen med hjälp av graf. 2. Bestäm hastighetskonstanten. Ange enhet. Behärska lutningen för en linje: 1. Grafiskt 2. korresponderande addition (se sid Z12:14)

  16. ln2 k [A]0 ½ [A]0 Halveringstid t ½  [A] = ½ [A]0 (halvering) Halveringstiden för en 1:a ordningens reaktion: ln (½ [A]0) = ln [A]0 – kt ½ kt ½ = ln [A]0 – ln (½ [A0]) = ln = ln2 t ½ = oberoende av koncentration [A]0

  17. [A]0 2k [A] ½ [A]0 1 [A]0 1 k [A]0 Halveringstiden för en 0:te ordningens reaktion: ½ [A]0 = - kt ½ + [A]0 t ½ = Halveringstiden för en 2:a ordningens reaktion: = kt½ + t ½ =

  18. t½ för 1:a ordningens reaktion är speciellt viktigt: • Bestämma reaktionsordning • Radioaktiva sönderfall (alltid 1:a ordningens reak.)

  19. Specialfall: • A + B  AB, men [A] >> [B] Även om  = k · [A] [B] blir reaktionen pseudo – första ordning m. a. p. B;  = k [A]0 [B] = k1 [B] • A + B  AB och [A]0 = [B]0  [A] = [B]  = k [A] · [B] kan lika väl skrivas som  = k [A]2 eller  = k [B]2 dvs pseudo – 2:a ordning.

  20. Ex. BrO3-(aq) + 5Br-(aq) + 6H+(aq)  3Br2(l) + 3H2O(l) v = k [BrO3-] m [Br-] n [H+] p Steg 1: bestämma m, [BrO3]0 = 1,0 · 10-3M [Br-]0 = 1,0M [H+]0 = 1,0M v = k1 [BrO3-] m k1 = k [Br-]0n[H+]0p Steg 2: bestämma n, [Br-]0 = 1,0 · 10-3M [BrO3-]0 = 1,0M, [H+]0 = 1,0M v = k2 [Br-] n k2 = k [BrO3-]0m[H+]0p Steg 3: bestämma p, [H+]0 = 1,0 · 10-3M [BrO3-]0 = 1,0M, [Br-]0 = 1,0M v = k3 [H+] p k3 = k [BrO3-]0m[Br-]0p Hastighetskonstanten k = k1 [Br

  21. Reaktionsmekanismer Kemiska reaktioner sker alltid (nästan) i små steg, nämligen A  B + C monomolekylär reaktion eller A + B  C bimolekylär reaktion Sannolikheten för trimolekylära reaktioner 0 Alltför ovanligt  glöm det!

  22. Varför är reaktionen NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g) 2:a ordningen med hastigheten v = k [NO2]2 ? Steg: 1 NO2(g) + NO2(g)  NO(g) + NO3(g) v1 = k1[NO2] [NO2] 2 NO3(g) + CO(g)  NO2(g) + CO2(g) v2 = k2[NO3] [CO] Summa NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g) NO3(g) är en intermediär förening.

  23. Hastighetsbestämmande steg Om k2 >> k1, dvs reaktion 2 är mycket snabbare än reaktion 1, bestäms reaktionshastigheten av första steget. v = k1 [NO2]2 Jmf. Flaskhalsar i trafiken.

  24. Fria radikaler i reaktioner 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) En explosiv blandning, men ingenting händer innan engnista tänder. Varför? Fria radikaler = oparade elektroner driver reak. 2 4 6 10 gnista • H2 2H • 2H + 2O22HO + 2 O • 2HO + 2H2 2H2O + 2H • O + 2H22HO + 2H • 4H + 4O24HO + 4 O • 2HO + 2H2 2H2O + 2H Fortsätter tills allt reagerat. Kan inhiberas (stoppas, hämmas). Ex. haloner.

  25. Ytans betydelse Mindre partiklar = större yta  snabbare reaktion Atomerna i bulken reagerar inte

  26. Hastighetens temperaturberoende Hastigheten fördubblas om T höjs 5° - 10°c, (ibland krävs 20°c) Ex. Mjölk surnar Magnesium upplöses i varmt vatten Koka kaffe eller te Hastigheten v = k·[A] m [B] n … Hastighetskonstanten k beror av T.

  27. -Ea RT Ea 1 R T Arrhenius´ ekvation: där R = gaskonstanten = 8,3144J/k·mol T = temperaturen I Kelvin Ea = aktiveringsenergin A = frekvensfaktir (konstant) Logaritmering ger: ln k = ln A + ln e kn(x·y) = ln x + ln y ln k = ln A + ln ex = x eller In k = - + ln A y = a x + b

  28. Ea R 1 T 1 T Bestämning av aktiveringsenergin ln k = - + ln A Avsätt ln k mot bör ge en rak linje.

  29. 1 t 1 T Ex. (tentamen AK 960119) Bestäm aktiveringsenergin för reaktionen: S2O82-(aq) + 2I-(aq) 2SO42-(aq) + I2(aq) med hjälp av följande data: T(K): 298,7 293,7 288,2 279,2 t (s): 218,5 326,5 479,5 1033  (10-3K-1) 3,348 3,411 3,470 3,582 ln -5,387 -5,788 -6,173 -6,940 vid viss [ I2 ] * färgföränd.

  30. 1 t ln -5,0 -5,5 -6,0 -6,5 -7,0 -7,5 1 t ln 1 t lutningen = grafiskt  1 t ln 1 T (10-3K-1)  3,3 3,4 3,5 3,6 1 t Ea R Korr. Add.: Lutn. = = -6614K = - Ea = 6614K·R = 6614K·8,314J·/K·mol Ea = 54992J/mol = 54,99kJ/mol

  31. Varför finns aktiveringsenergin? Kollisionsteorin: två molekyler som kolliderar i gasfas reagerar bara om hastigheten är tillräckligt hög. Antal molekyler Kallt Enl. Maxwell Varmt Ea kinetisk energi

  32. Ea E Bara de molekyler som har större kinetisk energi än Ea kan reagera. A + B  AB E Om Ea = 100kJ/mol E = - 50kJ/mol Ea’ för reaktionen AB  A + B ? Ea’ = Ea - E = 150kJ/mol Högre Ea  lägre k  Reaktionen långsamare

  33. Katalys En katalysator deltar aktivt i en process men förbrukas ej. utan katalysator Ea Ea’ med katalysator reaktanter produkter En katalysator ökar reaktionshatighet genom att minska reaktionens aktiveringsenergi. Heterogen katalys: katalysatorn i olika fas som reagerande ämnena.

  34. H H H H H H H H H H H H H C C C C C C H H H H H H H H H Pt H H H H Pt C  C (g) + H2 (g) H  C  C  H (g)     H H H H Homogen katalys: katalysatorn i samma fas som reagerande ämnena. Ex. Ozon Enzymer kan öka hastigheten med 1012.

More Related