slide1 n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Kinetyka chemiczna PowerPoint Presentation
Download Presentation
Kinetyka chemiczna

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 58

Kinetyka chemiczna - PowerPoint PPT Presentation


  • 204 Views
  • Uploaded on

Kinetyka chemiczna. Skala czasu – kinetyka reakcji i procesów fizycznych. Szybkość reakcji – postęp kinetyki przemiany materii w czasie. Czym zajmuje się kinetyka chemiczna?. Badaniem szybkości reakcji chemicznych poprzez analizę eksperymentalną i teoretyczną.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Kinetyka chemiczna' - lalasa


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.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
slide2

Skala czasu – kinetyka reakcji

i procesów fizycznych

slide4

Czym zajmuje się kinetyka chemiczna?

  • Badaniem szybkości reakcji chemicznych poprzez analizę eksperymentalną i teoretyczną.
  • Zdefiniowanie równania kinetycznego dla danej reakcji wymaga danych eksperymentalnych dotyczących głównie zależności między stężeniem reagentów a szybkością reakcji.
  • Wpływem różnych zmiennych na szybkość reakcji, takich jak temperatura czy obecność katalizatorów.
  • Zebrane dane eksperymentalne, poddawane są analizie teoretycznej w celu ustalenia mechanizmu, stechiometrii reakcji oraz dopasowania odpowiedniego równania kinetycznego.
slide5

Opis reakcji chemicznej

  • mechanizm reakcji – opisuje jak cząsteczki reagują z sobą, które wiązania kolejno ulegają zerwaniu lub tworzeniu. Jest to często zbiór elementarnych reakcji, które składają się na całość przemiany definiując jej mechanizm.
  • stechiometria reakcji – określa ilościowe zależności reagentów; jaka ilość moli danego substratu potrzebna jest do otrzymania określonej ilości moli produktu.
  • rzędowość reakcji – opisuje zależność szybkości reakcji od stężenia substratu.
slide6

Czynniki wpływające na kinetykę reakcji

Każda reakcja chemiczna w określonych warunkach ma swoją

ściśle określona szybkość reakcji wyrażaną poprzez stałą kinetyczną.

szybkość reakcji zależna jest od natury reagentów.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji kontrolowane podczas jej przebiegu:

  • Stężenie – molekuły reagujących substancji muszą się ze sobą
  • zderzać.
  • Stan skupienia – molekuły muszą być ze sobą zmieszane by doszło
  • do zderzeń.
  • Temperatura – molekuły muszą się zderzać z odpowiednią energią
  • by doszło do rekcji.
  • Użycie katalizatora.
slide8

Pomiar przebiegu reakcji

  • Bezpośredni odczyt stężenia lub sygnału proporcjonalnego do stężenia (absorpcja, fluorescencja) reagenta w kolejnych interwałach czasowych podczas trwania reakcji. Zebrane dane w postaci punktów pomiarowych odkłada się następnie na wykresie w funkcji czasu.
  • Jeśli czas potrzebny na wykonanie pomiaru jest za długi w stosunku do szybkości reakcji, to stosuje się wygaszanie reakcji poprzez dodatek różnych związków i zahamowanie jej w zadanych odstępach czasu.
  • Reakcje przebiegające w bardzo krótkim czasie (ms) można analizować w czasie rzeczywistym z wykorzystaniem metody zatrzymanego przepływu (stopped flow).
slide12

Szybkość początkowa

Stężenie substratu

Szybkość chwilowa

Definicja szybkości reakcji chemicznej

Szybkość reakcji definiuje się przez zmianę stężenia określonego reagenta w funkcji czasu.

Szybkość w określonym momencie definiuje się terminem szybkości chwilowej, która określa nachylenie stycznej do krzywej przedstawiającej stężenie molowe substratu w funkcji czasu.

czas

slide13

Zmiana stężenia substancji A

Zmiana w czasie

 (stężenia A)

Stęż. A2– Stęż. A1

-

t

t2-t1

Definicja szybkości reakcji chemicznej

Stężenie powstających produktów rośnie, podczas gdy

stężenie reagujących substratów maleje.

A

B

= -

Szybkość reakcji = -

slide14

Zmiana stężenia substancjiB

Zmiana w czasie

 (stężeniaB)

Stęż.B2– Stęż.B1

=

t

t2-t1

Definicja szybkości reakcji chemicznej

Stężenie powstających produktów rośnie, podczas gdy

stężenie reagujących substratów maleje.

A

B

=

Szybkość reakcji =

slide15

 [C2H4]

-

t

 [O3]

-

t

Zmiana stężeń reagentów w czasie

szybkość

szybkość =

mol/(dm3× s)

=

slide17

1

1

1

1

[D]

[A]

[B]

[C]

b

c

a

d

szybkość =

-

= -

= +

= +

t

t

t

t

Zmiana stężeń reagentów w czasie

aA + bB  cC + dD

slide18

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

D[H2O]

D[O2]

D[H2O]

D[H2O]

D[O2]

D[H2]

1

1

1

szybkość =

-

= -

= +

(a)

2

2

2

Dt

Dt

Dt

Dt

Dt

Dt

(b)

-

= -

= +

Zadanie:

(a)Wyraź szybkość reakcji w funkcji zmiany stężenia [H2], [O2], oraz [H2O]

w czasie

(b)Z jaką szybkością wzrasta [H2O], gdy stężenie O2 maleje z prędkością

0.23 mol/(dm3×s) ?

PLAN:

Wybierz [O2] ze względu na współczynnik stechiometryczny 1.

=0.46mol/(dm3*s)

0.23mol/(dm3*s)

slide19

Równanie kinetyczne

W większości przypadków szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężeń molowych reagentów. Zależność tą opisuje równanie kinetyczne, które określa się eksperymentalnie.

v = szybkość reakcji

k = stała szybkości reakcji

[A] = stężenie molowe substratu

Stała szybkości reakcji (k) jest wielkością charakterystyczną dla danej reakcji niezależną od stężeń reagentów

Równanie kinetyczne klasyfikuje reakcje chemiczne ze względu na ich kinetykę. Reakcje, których zależność szybkości od stężenia zmienia się w podobny sposób, będą opisywane za pomocą wspólnego równania.

slide20

Rzędowość reakcji chemicznych

Z pojęciem równania kinetycznego związane jest pojęcie rzędowości reakcji chemicznej. Pojęcie to stanowi kryterium podziału reakcji przyporządkowując im odpowiednie równanie kinetyczne.

Rząd reakcji definiuje się jako, wykładnik potęgi w której występuje stężenie danego reagenta w równaniu kinetycznym reakcji

Rząd reakcji rozpatruje się zwykle ze względu na dany reagent [A] i [B], których suma składa się na całkowity rząd reakcji.

Reakcja 1-ego rzędu ze względu na [A] lub [B] o całkowitym rzędzie -> 2

slide21

Rząd reakcji

0 rzędu

1 rzędu

2 rzędu

slide22

Metody wyznaczania postaci równania kinet.

Metoda izolacyjna, w której stężenie jednego z reagentów jest w dużym nadmiarze i przyjmuje się je jako wartość stałą.

reakcja 2 rzędu

gdy substrat B w dużym nadmiarze to

reakcja pseudo-1 rzędu

Analogicznie można otrzymać zależność od stężenia B, stosując A w dużym nadmiarze.

Zależność szybkości reakcji od stężenia wszystkich substratów otrzymujemy poprzez złożenie wyników izolacji pojedynczych substratów.

Metoda szybkości początkowych,w której mierzy się początkowe (chwilowe) szybkości reakcji dla kilku różnych stężeń początkowych substratu.Często stosuje się ją równocześnie z metodą izolacji.

slide23

PROBLEM:

Many gaseous reactions occur in a car engine and exhaust system. One of these is

rate = k[NO2]m[CO]n

Experiment

Initial Rate(mol/L*s)

Initial [NO2] (mol/L)

Initial [CO] (mol/L)

1

0.10

0.0050

0.10

2

0.10

0.080

0.40

3

0.0050

0.10

0.20

Metoda szybkości początkowych

Use the following data to determine the individual and overall reaction orders.

PLAN:

Solve for each reactant using the general rate law using the method described previously.

SOLUTION:

rate = k [NO2]m[CO]n

First, choose two experiments in which [CO] remains constant and the [NO2] varies.

slide24

m

n

rate 2

k [NO2]m2[CO]n2

[NO2]2

[CO]3

=

=

rate 1

k [NO2]m1 [CO]n1

[CO]1

[NO2]1

m

0.080

0.40

=

0.0050

0.10

rate 3

k [NO2]m3[CO]n3

=

=

rate 1

k [NO2]m1 [CO]n1

n

0.0050

0.20

=

0.0050

0.10

Metoda szybkości początkowych

(ciąg dalszy)

The reaction is 2nd order in NO2.

;

16 = 4m and m = 2

The reaction is zero order in CO.

;

1 = 2n and n = 0

rate = k [NO2]2[CO]0 = k [NO2]2

slide25

Identyfikacja reakcji 0-rzędu

Szybkość reakcji tego typu nie jest zależna od stężenia substratu

stężenie A po czasie t

postać scałkowana

[A] = kt

[Ms-1]

Nachylenie określa wartość stałej szybkości k

[A]

Przykład:

jeżeli:

alcohol >> LADH (enzyme)

NAD+ = constant

t

slide26

[A]

t

Identyfikacja reakcji 1-rzędu

Stężenie substratu maleje wykładniczo z czasem

[s-1]

stężenie A po czasie t

postać scałkowana

Nachylenie określa wartość stałej szybkości k

Logarytmiczny zanik stężenia w czasie

ln[A]

t

slide27

Identyfikacja reakcji 2-rzędu

[M-1s-1]

stężenie A po czasie t

postać scałkowana

bardzo mała szybkośc reakcji przy niskich stężeniach A

Nachylenie określa wartość stałej szybkości k

[A]

1/[A]

t

t

slide28

[A]

[A]

[A]

szybkość = -

= k [A]

t

t

t

[A]0

ln

= - kt

ln [A]0 = -kt + ln [A]t

[A]t

szybkość = -

= k [A]2

1

1

1

1

= kt

-

= kt

+

[A]t

[A]0

[A]0

[A]t

szybkość = -

= k [A]0

[A]t - [A]0 = - kt

Całkowanie równań kientycznych

vs. rzędowść reakcji

Reakcja 1-rzędu

Reakcja 2-rzędu

Reakcja 0-rzędu

slide29

Całkowanie równań kientycznych

vs. rzędowść reakcji

1/[A]t = kt + 1/[A]0

[A]t = -kt + [A]0

ln[A]t = -kt + ln[A]0

slide30

PROBLEM:

At 10000C, cyclobutane (C4H8) decomposes in a first-order reaction, with the very high rate constant of 87s-1, to two molecules of ethylene (C2H4).

[C4H8]0

ln

2.00

; ln

= (87s-1)(0.010s)

= kt

[C4H8]t

(a)

[C4H8]

(b)

[C4H8]0 - [C4H8]t

2.00M - 0.87M

=

2.00M

[C4H8]0

Zadanie:

(a) If the initial C4H8 concentration is 2.00M, what is the concentration after 0.010 s?

(b) What fraction of C4H8 has decomposed in this time?

PLAN:

Find the [C4H8] at time, t, using the integrated rate law for a 1st order reaction. Once that value is found, divide the amount decomposed by the initial concentration.

SOLUTION:

[C4H8] = 0.83mol/L

= 0.58

slide33

Dla reakcji 1-rzędu:

ln 2

0.693

t1/2 =

=

k

k

Rozpad N2O5 – definicja czasu połówkowego

(równania)

Dla reakcji 1 rzędu:

slide34

Czasy połówkowe vs. rząd reakcji

Reakcja „0” rzędu

Reakcja „1” rzędu

Reakcja „2” rzędu

Wielkość charakterystyczna dla danej reakcji – możliwość identyfikacji reakcji

slide35

PROBLEM:

Cyclopropane is the smallest cyclic hydrocarbon. Because its 600 bond angles allow poor orbital overlap, its bonds are weak. As a result, it is thermally unstable and rearranges to propene at 10000C via the following first-order reaction:

0.693

Use the half-life equation, t1/2 =

, to find the half-life.

k

(a)

t1/2 = 0.693/9.2s-1 = 0.075s

(b)

2 t1/2 = 2(0.075s) = 0.150s

Sample Problem 16.5

Determining the Half-Life of a First-Order Reaction

The rate constant is 9.2s-1, (a) What is the half-life of the reaction? (b) How long does it take for the concentration of cyclopropane to reach one-quarter of the initial value?

PLAN:

One-quarter of the initial value means two half-lives have passed.

SOLUTION:

slide36

Rzędowość reakcji - podsumowanie

0-rzędu

1-rzędu

2-rzędu

rate = k

Prawo

rate = k [A]

rate = k [A]2

mol/(dm3*s)

Jednostki, k

1/s

dm3/(mol*s)

[A]t =

k t + [A]0

ln[A]t =

-k t + ln[A]0

1/[A]t =

k t + 1/[A]0

Integrated rate law in straight-line form

[A]t vs. t

ln[A]t vs. t

1/[A]t = t

Zależność liniowa

k, 1/[A]0

Punkt przecięcia, y

k, [A]0

-k, ln[A]0

Czas t1/2

[A]0/2k

ln 2/k

1/k [A]0

slide37

Związek szybkości reakcji ze stała równowagi reakcji chemicznych

p

kp[A][B]

kw[C][D]

w

kp[A]eq[B]eq = kw[C]eq[D]eq

kp

[C]eq[D]eq

=

kw

[A]eq[B]eq

kp

Keq

=

kw

slide39

Zależność stałej kinetycznej od temperatury

Równanie Arrheniusa

k – stała szybkości reakcji

Ea– energia aktywacji

R – stała gazowa

T – temperatura (K)

A – stała Arrheniusa; czynnik częstości

zderzeń

ln k = ln A - Ea/RT

slide41

k2

Ea

1

1

ln

=

-

-

k1

RT

T2

T1

Zależność stałej kinetycznej od temperatury

T1

<

T2

k1

k2

<

ln k1 = ln A - Ea/RT1

ln k2 = ln A - Ea/RT2

slide42

PROBLEM:

The decomposition of hydrogen iodide,

2HI(g) H2(g) + I2(g)

-1

k2

Ea= - R

ln

k2

Ea

1

1

1

1

k1

-

-

ln

=

-

k1

R

T2

T2

T1

T1

1.10x10-5L/mol*s

1

1

Ea = - (8.314J/mol*K)

-

ln

500K

9..51x10-9L/mol*s

600K

Zależność stałej kinetycznej od temperatury

has rate constants of 9.51x10-9L/mol*s at 500. K and 1.10x10-5 L/mol*s at 600. K. Find Ea.

PLAN:

Use the modification of the Arrhenius equation to find Ea.

SOLUTION:

Ea = 1.76x105 J/mol = 176 kJ/mol

slide44

NO + NO3 2 NO2

Wpływ orientacji przestrzennej molekuł na

efektywność zderzeń

A is the frequency factor

Z is the collision frequency

p is the orientation probability factor

A = pZ where

slide45

A

A

A

A

A

A

A

A

B

B

B

B

B

B

B

Zależność możliwych zderzeń molekuł

od ich stężenia

4 zderzenia

Kolejna molekuła A

6 zderzeń

Kolejna molekuła B

9zderzeń

slide46

Ea (kJ/mol)

f (T = 298 K)

50

1.70x10-9

75

7.03x10-14

100

2.90x10-18

T

f (przy Ea = 50 kJ/mol)

250C(298K)

1.70x10-9

350C(308K)

3.29x10-9

450C(318K)

6.12x10-9

Efekt Ea i T na ułamek zderzeń (f) z wystarczającą energia do przereagowania

slide48

STAN AKTYWACJI

Ea (p)

Ea (w)

Collision Energy

Collision Energy

Substraty

Produkty

Diagram energetyczny – reakcja egzotermiczna

Reakcja w przód jest reakcją egzotermiczną ponieważ substraty posiadają więcej energii niż produkty

slide50

Enzymy jako biologiczne katalizatory

Enzymy zwiększają szybkość reakcji biochemicznych poprzez obniżenie energii aktywacji

slide56

Trypsyna

  • należy do rodziny proteaz serynowych

(triada katalityczna Asp102, His57 i Ser195)

  • specyficzna hydroliza wiązań Arg-X i Lys-X
  • optymalne pH 7-9
  • właściwości autokatalityczne, spowalniane obecnością chlorku wapnia
slide57

k

k

1

2

E

+

S

E

S

E

+

P

k

-

1

Schemat reakcji enzymatycznej

szybka równowaga

krok limitujący szybkość

Ilość cząsteczek enzymu w kompleksie ES

– wpływ na szybkość reakcji