Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner 1.Kan en reaktion ske? Termodynamik: kap. 16  S univ > o för spontana reaktioner i allmänhet.  G < o för spontana.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner 1.Kan en reaktion ske? Termodynamik: kap. 16  S univ > o för spontana reaktioner i allmänhet.  G < o för spontana."— Presentationens avskrift:

1 Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner 1.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. 2.Vart och hur långt går reaktionen? Kemisk jämvikt: kap Hur snabbt går reaktionen? Kemisk kinetik: kap. 12

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

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

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

5 Vilka faktorer påverkar en reaktions hastighet? 1.Koncentrationer:hastigheten = k[A] n 2.Temperaturen 3.Ytan för reaktionen 4.Katalysatorer 5.Övriga faktorer, t.ex konc. av bildande ämnen. k – hastighetskonstant

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

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

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

9 Sammansatta reaktioner Ex.S 2 O 8 2- (aq) + 3I - (aq)  2SO 4 2- (aq) + I 3 - (aq) peroxodisulfatjon Hastigheten V = k·[ S 2 O 8 2- ] [ I - ] 2:a ordningen Första ordningens reaktion med avseende på S 2 O 8 2- och I -, men sammantaget andra ordningens reaktion.

10 Ex.NO 2 (g) + CO(g)  NO(g) + CO 2 (g) v = k·[NO 2 ] 2 2:a ordningens reaktion 2:a ordningens reaktion med avseende på NO 2. 0:te ordningens reaktion med avseende på CO. Ex.SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) Slutprodukten hämmar reaktionen. Pt v = k· [SO 2 ] [SO 3 ] ½

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

12 Bestämning av reaktionsordning med initialhastighet S 2 O 8 2- (aq) + 3I - (aq)  2SO 4 2- (aq) + I 3 - (aq) v = k [ S 2 O 8 2- ] m [ I - ] n Initialkoncentrationer (mol·dm -3 )Initialhastighet Försök[ S 2 O 8 2- ][ I - ](mol·dm -3 ·s -1 ) 1 0,0380,060 1,4· ,0760,060 2,8· ,0760,030 1,4·10 -5 x2 v = k [ S 2 O 8 2- ] [ I - ]

13 Hastighetskonstant Vad är hastigheten vid [ S 2 O 8 2- ] = 0,050mol·dm -3 och [ I - ] = 0,025mol·dm -3 ?

14 Bestämning av reaktionsordning grafiskt ur försöksdata ( [A] mot t ) 0:te ordningen1:a ordningen2:a ordningen [A] = - kt + [A] 0 ln[A] = - kt + ln[A] 0 = kt + Formlerna finns i BoD sid 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 1 [A]

15 Ex.(Tentamen AK ) Hydrolys av etylnitrobensoat i alkalisk lösn. t/s c/mol dm -3 5,00· ,55· ,76· ,25· 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 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 [A 0 ]) = ln = ln2 t ½ = oberoende av koncentration [A] 0 [A] 0 ½ [A] 0 ln2 k

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

18 t ½ för 1:a ordningens reaktion är speciellt viktigt: Bestämma reaktionsordningRadioaktiva sönderfall(alltid 1:a ordningens reak.)

19 Specialfall: 1.A + B  AB,men [A] >> [B] Även om = k · [A] [B] blir reaktionen pseudo – första ordning m. a. p. B; = k [A] 0 [B] = k 1 [B] 2.A + B  ABoch[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.BrO 3 - (aq) + 5Br - (aq) + 6H + (aq)  3B r2 (l) + 3H 2 O(l) v = k [BrO 3 - ] m [Br - ] n [H + ] p Steg 1: bestämma m, [BrO 3 ] 0 = 1,0 · M [Br - ] 0 = 1,0M [H + ] 0 = 1,0M v = k 1 [BrO 3 - ] m k 1 = k [Br - ] 0 n [H + ] 0 p Steg 2:bestämma n, [Br - ] 0 = 1,0 · M [BrO 3 - ] 0 = 1,0M,[H + ] 0 = 1,0M v = k 2 [Br - ] n k 2 = k [BrO 3 - ] 0 m [H + ] 0 p Steg 3:bestämma p, [H + ] 0 = 1,0 · M [BrO 3 - ] 0 = 1,0M,[Br - ] 0 = 1,0M v = k 3 [H + ] p k 3 = k [BrO 3 - ] 0 m [Br - ] 0 p Hastighetskonstantenk = k 1 [Br

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

22 Varför är reaktionen NO 2 (g) + CO(g)  NO(g) + CO 2 (g) 2:a ordningen med hastigheten v = k [NO 2 ] 2 ? Steg: 1NO 2 (g) + NO 2 (g)  NO(g) + NO 3 (g) v 1 = k 1 [NO 2 ] [NO 2 ] 2NO 3 (g) + CO(g)  NO 2 (g) + CO 2 (g) v 2 = k 2 [NO 3 ] [CO] Summa NO 2 (g) + CO(g)  NO(g) + CO 2 (g) NO 3 (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 = k 1 [NO 2 ] 2 Jmf. Flaskhalsar i trafiken.

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

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

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 Hastighetenv = k·[A] m [B] n … Hastighetskonstanten k beror av T.

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

28 Bestämning av aktiveringsenergin ln k = - + ln A Avsätt ln k motbör ge en rak linje. Ea R 1T1T 1T1T

29 Ex.(tentamen AK ) Bestäm aktiveringsenergin för reaktionen: S 2 O 8 2- (aq) + 2I - (aq)  2SO 4 2- (aq) + I 2 (aq) med hjälp av följande data: T(K): 298,7 293,7 288,2 279,2 t (s): 218,5 326,5 479,  (10 -3 K -1 ) 3,348 3,411 3,470 3,582 ln -5,387 -5,788 -6,173 -6,940 vid viss [ I 2 ] * färgföränd. 1T1T 1t1t

30 Korr. Add.:Lutn. = 3,3 3,4 3,5 3,6 -5,0 -5,5 -6,0 -6,5 -7,0 -7,5 1T1T (10 -3 K -1 )  ln  1t1t ln 1t1t lutningen = grafiskt  ln 1t1t  1t1t 1t1t = -6614K = - Ea R Ea = 6614K·R = 6614K·8,314J·/K·mol Ea = 54992J/mol = 54,99kJ/mol

31

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

33 Bara de molekyler som har större kinetisk energi än Ea kan reagera. Ea EE 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

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

35 HHHH HHHH C  C(g) + H 2 (g) H  C  C  H (g)  HHHH HHHH Pt HH HCCH HH HH HCCH HH HH HH HCCH H H H H Homogen katalys: katalysatorn i samma fas som reagerande ämnena.Ex. Ozon Enzymer kan öka hastigheten med


Ladda ner ppt "Tre viktiga frågor om kemiska reaktioner 1.Kan en reaktion ske? Termodynamik: kap. 16  S univ > o för spontana reaktioner i allmänhet.  G < o för spontana."

Liknande presentationer


Google-annonser