Füüsikaline keemia II eksami konspekt (0)

1. Kineetika uurimise vajalikkus, seos termodünaamikaga. Kiirus võib olla otsustava tähendusega produktide tekkel! Vaatamata, et reaktsiooni vaba energia muut on negatiivne võib produkte mitte tekkida piisaval hulgal ja kiirest. Kiirus on aeglane Keemiline kineetika on füüsikalise keemia osa, mis kirjeldab reaktsioonide ajalist kulgu matemaatiliste võrrandite abil. Termodünaamika annab vastuse reaktsioonide kulgemise võimalikkuse kohta, kuid kineetiline analüüs näitab, kui kiiresti saabub tasakaal. Termodünaamiline tasakaalukonstant annab võimaluse arvutada reaktsiooni võrrandile vastavat max. saagist, kuid ei räägi midagi reaktsiooni kiirusest.
Keemiliste reaktsioonide ja protsesside planeerimisel on tähtis:
kirjeldada matemaatiliselt reaktsiooni kulgemist leida seos reaktsiooni kiiruse ja temperatuuri vahel eeldada reaktsiooni võimalikku mehhanismi reaktsiooni termodünaamiline kontroll või kineetiline kontroll
2. Reaktsiooni kiiruse väljendamine reaktsiooni kulgemise astme abil.
Eeldame reaktsiooni aA+bB=dD+eE
N 0 i Yi ni ni0 i # i0
ni0 on aine hulk ajahetkel null ja ni on aine hulk mingis ajahetkes. ni on väljendatud moolides , i dimensioonita suurus, moolides. #
Reaktsiooni kiirust võib defineerida
d# 1 dnA 1 dn B 1 dn D 1 dn E dt a dt b dt d dt e dt
dn i i d # dni i d # ja dt dt Tavaliselt kasutatakse mahulist kontsentratsiooni mol/l osakeste arvu n asemel ja väljendame reaktsiooni kiirusekonstantses ruumalas V
d d # 1 1 dn i r dt dt V i V dt
= #/V
n d i V dc i Kui V on kontsantne, siis dt dt
Seega reaktsioonile aA+bB=dD+eE saame kiiruse väljendada
1 dA 1 d B 1 d D 1 d E r a dt b dt d dt e dt Reaktsiooni kiiruse ühikuteks on tavaliselt mol/(dm3s) või kmol/(m3s)
3. Reaktsiooni järk, elementaarreaktsioon, molekulaarsus
Võrrandit, mis kirjeldab reaktsiooni kiiruse r sõltuvust reaktsiooni komponenetide i kontsentratsioonidest ci nimetatakse reaktsiooni kiiruse võrrandiks:
r f(c A ,c B ,c D ,c E ,...,c N )
r kA B .... L Ideaalses süsteemis: = kcAcB......cL (1.17)
Kiiruse võrrandis on k kiiruskonstant ning , ja on täisarvud või pool täisarvud. Kiiruskontsant k on funktsioon temperatuurist ja rõhust, aga rõhu sõltuvus on väike ja üldiselt seda eiratakse.
Astendajate summa( + +...+ = n) määrab reaktsiooni kui terviku järgu.
Kiiruskonstandi ühik on 1/s. Elementaarreaktsioonis kiirus võrdub:
r k A B k A a B b ( aA+bB=dD+eE) A B
Kus A ja B on stöhhiomeetrilised koefitsendid( -A = a ja -B = b)
Stöhhiomeetriliste koef. summa moodustab reaktsiooni molekulaarsuse. ( A B ...) i reakent i
Mõned näited:
1 k H 2 Br2 2 H2 + Br2 2HBr r 1 j HBr Br2 (1.20)
2N2O5 4NO2 + O2 r = kN2O5 (1.21)
H2 + I2 2HI r = kH2I2 (1.22)
Üldiselt reaktsiooni kiirus peab olema kindlaks tehtud katseliselt ja seda ei saa tuletada reaktsiooni stöhhiomeetriaga.
Reakstioon aA+bB=dD+eE ei ütle meile palju reakstiooni mehhanismist.
Kõige lihtsam näite on 1.22
A+B A---B C + B
Kompleks reaktsioon kooseb vähemalt kahest osast. Eksponentsiaalne kiiruse võrrand ja stöhhiomeetrilise koefitsendi võrrandid ei sobi.
C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6 (1.23)
Sucrose Glucose Fructose
r = k[C12H22O11]. r = k' [C12H22O11] [H2O]v.
k = k´H2Ov
The number of molecules which react in an elementary step is called the molecularity of the elementary reaction. Molecularity is defined only for elementary reactions and should not be used to describe overall reactions that consist of more than one elementary step. In fact the only elementary reaction which exists is the bimolecular one. However , all the types of reactions given below are considered to be elementary reactions. The unimolecular reaction and the trimolecular reactions, however, are in fact simple reactions from the kinetic point of view since they can be explained by trivial combinations of bimolecular reactions. Examples of each case are given below:
A products unimolecular reaction
A + B products
2A products bimolecular reactions
A + B + C products
2A + B products trimolecular( termo -
3A products lecular) reactions.
No elementary reactions involving more than three molecules have been suggested because of the very low probability of collision of more than three molecules at the same moment of time, which of course is the perquisite of a chemical reaction.
4. I- järku reakstsiooni kiiruse vôrrand ( dif. võrrandi lahend on antud) (T = constant and V = constant)
Eeldus:
1) T = constant ja k = constant
2) V=constant
3) Reaktsioon on pöördumatu Näiteks radioaktiivne isotoop. Esimest järku reakstioon, A produktid
r = kcA (1.24)
(n i ni0 i # )
cA = cA0 - (1.25)
cA =A kontsentratsioon ajahetkel t
cA0 = A algkontsentratsioon
= #/V( kui ruumala V = const siis # )
d kcA0 (1.26) dt Eraldame muutujad ja lahendame dif võrrandi.
d kdt (1.27) cAO
dx 1 Lahendamiseks kasutame tabeliintegraali X a lnX (X = ax + b), kus a -1, b cA0 ja x
- ln cA0 kt const (1.28)
Määrame const. ääretingimuste valikuga: cA = cA0 kui t = 0 ja = 0 ning
constant = - lncA0
c ln A0 kt (1.29) c A0
cA0 1 exp-kt (1.30)
cA = cA0 exp(­kt) (cA = cA0 - ) (1.31) või
c ln A kt (1.32) c A0 Poolestusaeg t1/2
c ln A0 k t 1/ 2 k t1/2 = 0,693 ei sõltu algkontsen. (1.33) 0,5 c A0
Iga esimest järku reaktsiooni poolestusaeg aeg on ilmselt sõltumatu esialgsest kontsentratsioonist. Relaksatsiooniaeg , esimest järku reaktsioonil on võrdnepöördväärtus esimest järku kiiruskonstandist = 1 /k
seega (1.31) saab kirjutada ka:
c A c A0 exp( t / ) (1.34a)
(cB = cB0 + cA01 - exp(-kt) ) (1.34b)
Joonis 1. Kontsentratsiooni sôltuvus ajast esimest järku reaktsioonile A produktid. Poollogaritmilises teljestikus kirjeldatav sirgena.
c ln( c c ) 0 c0
lnc=lnc0 - kt c 2 lnc0 s lope = -k t half life-tim e: t 1 = ln2 - does not depend 2 k t on initial concentration 5. II - järku reaktsiooni kiiruse vôrrand juhule r = kcA2( dif. vôrrandi lahend on antud)
(T = constant and V = constant)
2A produktid, kus A = -2, kiiruse võrrand
r = k cA2 (1.38)
A + B produktid, kiiruse võrrand
r = k cAcB (1.39)
cA = cA0 - 2 ni ni0 i # (1.40)
Pannes cA kiirusvõrrandisse ja teeme sellest diferentsiaalvõrrandi:
d k(cA0 2) 2 (1.41) dt
Lahendamiseks vahetame t ja cA ja saame
d kdt (1.42) cA0 22
1