• =(0,059/z)*lg (c 1 /c 2
  • Biológiailag fontos reverzibilis és irreverzibilis redox rendszerek
  • I. Reverzibilis
  • Képződéshő
  • Termokémiai egyenlet
  • Entalpia
  • Az abszolút entrópia az alábbiak összege
  • Kémiai reakciókban
  • Termodinamikai valószínűség
  • Standard állapotú kiindulási anyagokat, végtermékeket véve
  • A reakció kinetikus rendje
  • k=2,303/t . lg[A 0 ]/[A]
  • 2. rendű reakciók 1. rendűvé tétele
  • Homogén katalízis
  • Szervetlen katalizátorok
  • Atom alkotórészei: elektronok (katódsugárzás), proton (gázkisülésű cső), neutron (+Be kölcs.). Rendszám




    Download 297.81 Kb.
    bet4/4
    Sana07.04.2017
    Hajmi297.81 Kb.
    1   2   3   4

    0=-(0,0592/z)*lg K; lgK= (z) / 0,0592.

    A standard redoxpotenciál: standard hidrogénelektródhoz viszonyított potenciálja redoxelektródoknak. pl.: Fe3 e-  Fe2

    ilyenkor =(0,059/z)*lg (c1/c2) és c1>c2 , c1 a katód.
    a/20. A koncentrációs elemek fogalma és elektromotoros erejének kiszámítása. A hidrogén-elektród elvi alkalmazása a pH-mérésben. Referencia (másodfajú) elektródok. A kalomel- és az ezüst-elektród működési elve.
    Koncentrációs elemek: azok a galvánelemek, melyeknek a két elektródja azonos, de az elektrolitok koncentrációja különböző. Ilyenkor is fellép potenciálkülönbség az elektródok között. Ezt használják fel ismeretlen pHjú, [H ] koncentrációjú oldatok pH meghatározásakor.  Hidrogén-eleltródot készítenek belőle, melyet összekötnek egy standard hidrogénelektróddal. Ha az ismeretlen hidrogénion koncentráció < 1M, akkor anód lesz, H22H 2e-; ha nagyobb, katód, 2H 2e-H2.

    Az elektromotoros erőt a redukciós potenciáljából számítjuk: Eel=C1-C2. C1=0  Eel=-C2. Koncentrációs elemnél az elektromotoros erő (az elem maximális munkavégző képessége) a Nernst egyenletet felhasználva: Eme=(0,059/z)*lg (c1/c2), ahol z az elektródfolyamat töltésszám változása, c1, c2, pedig a két elektród ionkoncentrációja és c1>c2 (c1 a katód).

    A pH mérésben fel lehet használni, a Nernst egyenletet alkalmazva: C2= 0,0592lg(1/[H ism])  =C1-C2=0,0592pH. pH=/0,0592.

    Két hidrogénelektród és só-híd helyett a gyakorlatban üvegelektródot tesznek az ismeretlen pHjú oldatba és referencia (fém-csapadék: kalomel) elektróddal kötik össze  közvetlen pH. =konstans (üvegelektród minőségétől függ) 0,0592pH.



    Üvegelektród (membránelektród, összehasonlító elektród): hidrogénionra szelektív membránelektród (speciális üvegből), ionkoncentráció gyors meghatározását teszi lehetővé.
    A félcella egy típusa, az ionszelektív membránelektródok csoportjába tartozó üvegelektród.

    (A membránelektródok szelektív hatásúak, mivel a membránok csak adott ionokat engednek át, a többit méretük, vagy töltésük alapján kizárják.)



    http://www.vilaglex.hu/kemia/kepek/uvegelek.gif

    Felépítése az ábrán látható, egy vastagfalú üvegcső végére pH-érzékeny üvegből többnyire gömb alakúra kiképzett, vékony (0,001-0,1 mm falvastagságú) membránt forrasztanak.


    Az elektród belsejében ismert pH-jú pufferoldat (kiegyenlítő oldat) van, amelybe a potenciál mérése céljából egy úgynevezett belső összehasonlító elektródot helyeznek. (A belső összehasonlító elektród lehet például ezüst - ezüst-klorid, vagy más állandó potenciállal rendelkező elektród.)

    Az üveggömb olyan vékony, hogy a hidrogén át tud diffundálni rajta.

    Egy hidrogénionokat tartalmazó oldatba merítve az üveggömböt, az elektródpotenciál függ az oldat hidrogénion koncentrációjától.

    Az üvegelektródokat pH-mérőkben alkalmazzák.


    Az elektród a galvánelem egy-egy redoxirendszerét képviselő félcella. Történhet rajta oxidáció (anód) v. redukció (katód). Fajtái: első és másodfajú.

    Elsőfajú a fém-, gáz-, és redoxielektródok. Az ionok koncentrációja működés közben változik, az elektródok polarizálódnak, potenciáljuk csökken, az ilyen elektródok potenciálja hígítással csökken (kivéve a redoxelektródnál, itt változatlan).

    Másodfajú a fém-csapadék elektród. Az ionkoncentráció állandó(a csapadékból pótlódik, ill. a felesleg a só anionjával csapadék formájában kiválik), ezért potenciálja állandó. (hígítással nő a potenciál)

    Az elektrolit a fém kis oldhatósági szorzatú saját sóját tartalmazza (pl: AgCl), valamint a fém jó oldhatóságú sója is benn van (pl.:KCl). Az oldatban, feleslegben, csapadék formájában is jelen vannak ezek. Vagyis az oldat telített az AgCl-ra és a KCl-ra is.

     másodfajú elektród: működés közben az elektrolit Ag ion konc. nem változik, nincs polarizáció, változatlan potenciálú (vonatkozatatási, referencia elektród).

    Ha anód: az oldatba Ag ionok kerülnek, és rögtön kiválnak AgCl-ok; ha redukció: az oldat ezüstion koncentrációja csökken, mely az AgCl csapadékból oldódással pótlódik. AgAgCl(s)Cl-1(1M): reverzibilis reakció  AgCl(s) e-  Ag(s) Cl-.

    A kalomel elektród: Hg-fém, kis oldhatósági szorzatú Hg2Cl2, működési elve ugyan ez.

    \mathrm{hg_2^{2 }   2 \ cl^- \leftrightharpoons hg_2cl_2}

    http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/3a/kalomelelektrode.svg/220px-kalomelelektrode.svg.png

    a/21 Redoxelemek. Standard redoxpotenciál és annak összefüggése az oxidációval és redukcióval. Biológiailag fontos reverzibilis és irreverzibilis redox rendszerek.


    Redoxelem: olyan galváncella, amely elektródjainak anyagi minősége az oxidáltságukat leszámítva megegyezik. Az ilyen elektródok potenciálértékét a Nernst-képlet módosított formája adja:  = 0 (RT/zF).ln(cox/cred)= 0 0,059/z.lg(cox/cred),

    ahol 0 a standard redoxpotenciál különbség, melyet szintén a standard hidrogénelektródra (egységnyi aktivitású hidrogéngázt (0,1MPa) és egységnyi aktivitású hidrogéniont (1M oldat) és platinával kormozott elektródot tartalmaz – standard red. potenciálja def. szerint 0=0) vonatkoztatunk. A logaritmusban az oxidált és redukált forma koncentráiójának hányadosával kell számolni, az adott elektród ionkoncentrációja helyett.

    standard redoxpotenciál: redoxelektród standard redukciós potenciálja.

    Normál redoxpot: oxidált és redukált formát egyenlő konc. tartalmazó redoxelektród elektródpotja. A potenciálok különbsége az elektród potenciáljával egyenlő (mindig a nagyobból vonjuk le a kisebbet). Pozitív előjelű érték arra utal, hogy az adott elektródon redukció, negatív, ha oxidáció játszódik le.



    Biológiailag fontos reverzibilis és irreverzibilis redox rendszerek: (a redoxreakciók a legfontosabb kémiai reakciók - energiatermelésre (tüzelőanyag elégetés), fémek előállítására ércekből, és az anyagcserében használják különféle módokon) számos biológiailag fontos reakcióban történik e-átmenet. : acetát  acetaldehid, NAD H 2e-NADH, NADP H 2e-NADPH, acetaldehidetanol, citokróm-c1(Fe3 )citokróm-c1(Fe2 ), 1/2O2 2H 2e-H2O.
    I. Reverzibilis: A nikotinamid-adenin-dinukleotid (NAD ) és a nikotinamid-adenin-dinukleotid-foszfát (NADP ) az élő sejtekben megtalálható két igen fontos biokémiai kofaktor. Alapvető szerepük van az elektronok szállításában a redoxpotenciál-transzfer során.

    A NADH a NAD redukált alakja, míg a NAD a NADH oxidált alakja. Ugyanígy a NADPH a NADP redukált megfelelője, a NADP pedig a NADPH oxidált megfelelője.

    Habár csak egyetlen foszfát-csoportban különböznek, a NADH és a NADPH eltérő biokémiai funkciót töltenek be: A NADH a sejtlégzés részét képező glikolízis és citromsav-ciklus kofaktora, míg a NADPH a nukleinsavak és zsírsavak bioszintéziséhez szükséges.
    NAD /NADH

    A sejtek a NAD-ot niacinból szintetizálják és redoxreakciók során elektrontranszportra használják. Ekkor a NAD egy elektronpárt és egy protont felvéve NADH-vá redukálódik, és egy további proton (H ) szabaddá válik.

    MH2 NAD → NADH H M: energia; ahol M valamely metabolit.

    Két hidrogénatomot (pontosabban egy hidrid-iont és egy protont) ad le a metabolit. A proton oldatba kerül, míg a hidridion egyik elektronja a NAD töltéshordozó nitrogénjére, a maradék hidrogénatom pedig ezzel a nitrogénnel átellenes szénhez kapcsolódik.

    A NADH-ban elraktározott redoxpotenciál vagy ATP-képződésre fordítódik az aerob légzés elektron-transzportja segítségével vagy anabolikus reakciókra fordítódik. Az ATP a sejtek univerzális energiahordozója, és a NADH felhasználása alapvető fontosságú előállításukhoz. Azonban bizonyos körülmények között (például hypoxia) az oxidált NAD aerob regenerációja elégtelen a sejt azonnali ATP-szükségletének a fedezésére, ezzel szemben a glikolízis oxigén hiányában is képes a NADH-t NAD -dá oxidálni (fermentáció).
    NADP /NADPH

    A NADP anabolikus reakciók – zsírsav- és nukleinsav-szintézis – redukáló ágense. A színtestekben a NADP oxidálószer, szerepe a fotoszintézis bevezető reakcióiban elsődleges. Az itt megtermelt NADPH a Calvin-ciklus bioszintetikus reakcióiban redukáló ágensként jelenik meg.


    megfordítható még pl.:FAD 2H 2e- = FADH2 (koenzim a lebontás során)
    II. Irreverzibilis: glükóz P  glükóz-6-P

    fruktóz-6-P P  fruktózdifoszfát

    foszfoenolpiruvát  piruvát
    a/22. Reakcióhő, égéshő, képződéshő, oldáshő fogalma. Hess tétele és alkalmazása. Termokémiai egyenletek. Kötési energia és képződéshő összefüggése.
    Reakcióhő: a kémiai reakciókat kísérő entalpiaváltozás (H=HK(termék)-HK(kiindulási))

    Égéshő: az standard entalpiaváltozás, mely 1g anyag oxigénfeleslegben való teljes elégetésekor szabadul fel. Az égés mindig exoterm (hidrogén égéshője nagy, a nagy hidrogéntartalmú vegyületeké is) [kJ/g]

    Képződéshő: azt a folyamatot kísérő hőváltozás, mely 1 mol standard állapotú vegyület standard állapotú elemeiből való képződését kíséri. HK. Az elemek képződéshője: 0. Oldáshő: az oldás exoterm vagy endoterm, az oldandó anyag részecskéi közti vonzerőt csak energia befektetéssel lehet legyőzni. Míg az oldószer és oldandó anyag között kialakuló új kölcsönhatások energia felszabadulással járnak. A két folyamat energiaváltozásának aránya szabja meg az oldáshőt. A disszociáció mindig endoterm, a hidratáció exoterm, a kettő összege adja az oldáshőt.

    Hess-tétel: az entalpiaváltozás, reakcióhő csak a rendszer kezdeti és végállapotától függ, független a reakcióúttól (pl: CO2 keletkezése: C O közv: CO2, vagy COCO2), a részfolyamatok minőségétől és sorrendjétől. H=HK(termék)-HK(kiindulási) vagyis a termékek együtthatókkal szorzott képződéshőinek összegéből kivonjuk a kiindulási anyagok együtthatókkal szorzott képződéshőinek összegét.

    Termokémiai egyenlet: benne a kiindulási anygok és a termékek minőségét, mennyiségét, halmazállapotát és a folyamat reakcióhőjét fel kell tűntetni

    Kötési energia: 1 mólnyi anyagban lévő adott típusú kötés képződéshőjének felel meg; a molekulák képződéshője ált. exoterm, entalpia csökkenéssel jár. Megállapították, hogy egy bizonyos kötéstípus felszakításához szükséges energia közelítőleg azonos, függetlenül attól, hogy milyen molekuláról van szó (kötésiE additivitása, emiatt:)

    Kötési energiák összeadásával kiszámíthatjuk a molekulák képződéshőjét: mért és számított között eltérések lehetnek (molekulaszerkezetre lehet következtetni – pl: butadién kettős kötés delokalizáltsága).

    Termodinamikai rendszer alatt az egymással kölcsönhatásban lévő kémiai anyagokat értjük, amiket tanyulmányozni szeretnénk. Ami nem a rendszer része, azt környezetnek nevezzük. A rendszer lehet:

    izolált: r. és k. között nincs kölcsönhatás.

    zárt: r. és k. között Ekicserélődés van.

    nyitott: r. és k. között E és anyagcsere is zajlik.


    A rendszer teljes Ekészletét belső E-nak nevezzük. Ez függ az anyag minőségétől és annak állapotától.

    Nő: T emeléssel; olvadással, párolgással, forrással; aktiválással.


    A termodinamika tételei:

    1. zárt rendszerben a belső E változása a r. és k. közötti hőcsere és munka függvénye: E = Q W állandó nyomáson: W = -P*V

    2. a rendszer és környezetének entrópiája önként végbemenő folyamotokban fokozatosan nő: Sr Sk > 0 S =H/T [J/K] !!!!

    3. 0 K-en a tökéletes kristály entrópiája 0.

    (reális kristályoké nem a rácshibák miatt)

    a/23. Exoterm és endoterm reakciók. Az entalpia, entrópia, szabadenergia és szabadentalpia fogalma. Reakciók entalpiaváltozása és számítása a standard képződési entalpiákból, illetve moláris égéshőből.


    Ha a rendszer és környezete között hőkicserélődés van, akkor lehet endoterm vagy exoterm a folyamat. Exoterm folyamatnál a rendszer energiája csökken (környezeté nő), endoterm folyamatban a rendszer energiája nő (és a környezeté csökken).

    Entalpia: az anyagok hőtartalma állandó nyomáson.

    E = Q -PV  Qp=H=E pV



    függ: belső energia, nyomás, térfogat.

    Entalpiaváltozás: H=E p.V (állandó nyomáson mért reakcióhő).

    H°=HK(termék)-HK(kiindulási) [kJ/mol]

    vagy égéshőkből: H°=Qégés(termék)-Qégés(kiindulási) [kJ/g]



    Entrópia (S): a rendezetlenség mértéke - a természetben végbemenő folyamatokban nő, mivel a rendezetlenebb állapot a valószínűbb. S=Svégáll-Skiind. S=H/T (J/K). Rendszer és környezete entrópiaváltozásának összege mindig nagyobb, mint 0. Ha a természetben végbemenő folyamatokban entrópia csökkenne, akkor a rendszer hasznos munkát végezhetne energiabefektetése nélkül. A termodinamika III. főtétele szerint: 0Ken megszűnne a kristályt alkotó atomok rezgőmozgása. A tökéletes kristály entrópiája 0 Ken nulla. Reális kristályokra ez nem igaz: T=0Ken is nagyobb mint 0, oka a részecskék többféle orientációja és a rácshibák többféle térbeli elhelyezkedést tesznek lehetővé.

    Az abszolút entrópia az alábbiak összege:

    a) T=0K számított entrópia (molekula geometria, kristályrács szerk),

    b) fázisátmenetek során bekövetkező ugrásszerű entrópianövekedés,

    c) az adott fázisban hőmérséklet növekedéséhez tartozó entrópiaváltozás.



    Kémiai reakciókban az entrópia azért változik, mert

    a) módosul a molekulák, ionok, atomok száma (növekszik a szám – növ. az entrópia);

    b) halmazállapotváltozás következik be (a gázok entrópiája a legmagasabb, a tiszta szilárd anyagoké (fémek) a legkisebb);

    c) a részecskék geometriája, bonyolultsága változik (bonyolódás -> entrópia nő). Szabadentalpia (szabadenergia): a természetben a folyamatok az entalpiacsökkenés és az entrópianövekedés irányába mennek végbe. Gibbs szerint egy önként lejátszódó folyamat entalpia (v. belső energia) csökkenése két részből áll:

    a) az egyik szabadon átalakítható az energia más fajtájává, a rendszer munkavégző képességét jelenti (=szabadentalpia)

    b) a másik ahhoz szükséges, hogy adott hőmérsékleten tartsa a rendszert (biztosítva annak rendjét) – energiává nem alakítható.

    >> H= G T*S

    ahol G a szabadentalpia (a rendszer max. munkája az egyensúly eléréséig), a TS szorzat az át nem alakítható munkát jelöli.

    A szabadentalpia-változást a kezdeti és végállapot határozza meg, értéke:

    G=H-TS. [kJ/mol]

    Segítségével megjósolható egy folyamat típusa, végbemenetele:

    G<0 a folyamat exergonikus és önként végbemegy

    G>0 és a folyamat endergonikus, önként nem játszódik le

    G=0 egyensúlyi állapot.

    Az önként végbemenő reakciók szabadentalpia csökkenéssel járnak, a rendszer egyensúlyba kerül környezetével, hasznos munkavégzés megszűnik: G=0.

    (állandó térfogaton nincs térfogati munka, belső energiaváltozás történik, és ennek egyenlete: F=E-TS, ahol F a szabadE, ami hasonlít G-hez, de nem ugyanaz).
    a/24. Spontán végbemenő reakciók. Kémiai reakciók entrópia változása (delta S) és szabadenergia változása (delta G). Gibbs egyenlet.
    A folyamatok határozott irányban, önként, spontán (külső hatásoktól mentesen, az egyensúly eléréséig) mennek végbe, megfordításuk csak energiabefektetéssel lehetséges.

    Termodinamikai valószínűség: azon mikroállapotok száma, mellyel a rendszer makroállapota megvalósul. A nagyfokú rendezettség kevésbé valószínű állapot, a rendezetlenség valószínűbb. A rendezetlenség mértéke az entrópia (S), a folyamatokat kísérő entrópiaváltozás pedig: S=Svégáll-Skezdeti.

    A rendszer és környezetének entrópiája önként végbemenő folyamatokban állandóan nő. A kettő entrópiaváltozásának összege mindig nagyobb, mint 0.



    Sr Sk > 0

    Az önként lejátszódó folyamatok entrópiaváltozása a



    S=H/T

    összefüggéssel jellemezhető, (ahol H a rendszer entalpiaváltozása (reakcióhő)= E PV) egysége J/K.



    Kémiai reakciókban az entrópia azért változik, mert

    a) módosul a molekulák, ionok, atomok száma (növekszik a szám – növ. az entrópia);

    b) halmazállapotváltozás következik be (a gázok entrópiája a legmagasabb, a tiszta szilárd anyagoké (fémek) a legkisebb);

    c) a részecskék geometriája, bonyolultsága változik (bonyolódás -> entrópia nő). Szabadentalpia (szabadenergia): a természetben a folyamatok az entalpiacsökkenés és az entrópianövekedés irányába mennek végbe. Gibbs szerint egy önként lejátszódó folyamat entalpia (v. belső energia) csökkenése két részből áll:

    a) az egyik szabadon átalakítható az energia más fajtájává, a rendszer munkavégző képességét jelenti;

    b) a másik ahhoz szükséges, hogy adott hőmérsékleten tartsa a rendszert (biztosítva annak rendjét) – energiává nem alakítható.

    >> H= G T*S

    ahol G a szabadentalpia (a rendszer max. munkája az egyensúly eléréséig), a TS szorzat az át nem alakítható munkát jelöli.

    A szabadentalpia-változást a kezdeti és végállapot határozza meg, értéke:

    G=H-TS.

    Segítségével megjósolható egy folyamat típusa, végbemenetele:

    G<0 a folyamat exergonikus és önként végbemegy

    G>0 és a folyamat endergonikus, önként nem játszódik le

    G=0 egyensúlyi állapot.

    Az önként végbemenő reakciók szabadentalpia csökkenéssel járnak, a rendszer egyensúlyba kerül környezetével, hasznos munkavégzés megszűnik: G=0.

    (állandó térfogaton nincs térfogati munka, belső energiaváltozás történik, de ennek jele: F=E-TS)



    Standard állapotú kiindulási anyagokat, végtermékeket véve:

    G=H-TS (Gibbs egyenlet)

    Ilyenkor a folyamat iránya is jósolható. Ha H és S negatív, a reakció alacsony hőmérsékleten lejátszódik önként. Ha H és S pozitív, a reakció magasabb hőmérsékleten játszódik le. Ha H és G pozitív, de S negatív semmilyen Tn nem játszódik le önként, viszont ha S pozitív és G, H negatívak minden hőmérsékleten önként végbemegy a folyamat.

    a/25. A kémiai reakciók sebessége és rendűsége; a reakció molekularitásának fogalma. A reakciósebességi állandó jelentősége és a sebességi állandót befolyásoló tényezők. A felezési idő fogalma.


    A reakciók csoportosításának többféle módja van: fázis (homogén, heterogén), átalakulás mértéke (teljes, részleges=megfordítható), összetettség, molekularitás szerint. Az összetett reakciókat felépítő egyszerű reakciólépéseknek vagy elemi reakcióknak nevezzük

    A molekularitás a reakció mechanizmusával függ össze, megmutatja, hogy az adott reakciólépés hány molekula kémiai kölcsönhatása során jön létre.

    a) monomolekulás (ritka) bomlás, pl.: C2H5NH2C2H4 NH3

    b) bimolekulás (leggyakoribb) pl.:gázfázisban: O3 O2 O2 oldataban: H OH-H2O

    c) trimolekulás (ritka) 2NO O2  2 NO2

    d) ennél nagyobb molekularítású reakciók esélye 0.



    Reakciósebesség: megmutatja, hogy időegység alatt mekkora a koncentrációváltozás. A BC v=±c/t; v=k[A]1[B]1

    ahol k a sebességi állandó, egységnyi koncentráció mellett mért reakciósebesség.

    , ha termékre vonatkozik, -, ha kiindulási anyag koncentrációjára.

    Sebességi állandó: az egységnyi koncentrációk mellett mért reakciósebességgel azonos. Értéke az adott kémiai átalakulásra jellemző adat.
    (a sebességi állandók hányadosa adja meg az egyensúlyi állandót megfordítható reakciókban: Aa Bb  Cc Dd

    v(átalakulás)= k1*[C]c[D]d

    v(visszaalakulás)=k2* [A]a[B]b
    K=k2/k1=[C]c[D]d /[A]a[B]b )

    A reakció kinetikus rendje: a sebességi egyenletben lévő koncentrációk hatványkitevőinek összege.

    0. rendű reakció: sebessége független a koncentrációtól, v=k=ÁLL., az ilyen reakciók sebessége pl. a katalizátoron lévő aktív helyek függvénye. Felezési idő e.a. ckiindulás . pl.:

    2 NH33 H2 N2 (1000°C-on, Wolfrám katalizátorral)



    1. rendű reakció: a reakciósebesség egyetlen anyag koncentrációjával arányos v=k[A], vagyis ckiindulás e.a. v, de a felezési idő független ckiindulás .

    Sebességi állandó: az 1. rendű reakciók sebességét jellemezhetjük a reagáló anyag koncentrációjának időbeli csökkenésével:

    v=k[A]=-[A]/t ennek integrálásával számítható k,

    ln[A0] =ln[A] kt

    k=2,303/t.lg[A0]/[A] k kiszámítható, ha ismerjük a kezdeti és a t időpontbeli koncentrációkat.

    A logaritmus rész arra utal, hogy elsőrendű reakcióban az átalakuló anyag koncentrációja exponenciálisan csökken.



    Felezési idő: az az időtartam, amely alatt az átalakuló anyag kezdeti koncentrációja felére csökken. tf =0,693/k

     azaz a kinetikusan elsőrendű reakció felezési ideje független a kezdeti koncentrációtól.



    2. rendű: a reakciósebesség két koncentráció szorzatával

    v=k[A][B] pl: O3 O O2

    ill. egy koncentráció négyzetével arányos

    v=k[A]2 pl: HI bomlása: 2HIH2 I2

    A felezési idő fordítottan arányos a kezdeti koncentrációval.

    Többnyire bimolekulás reakciók.



    2. rendű reakciók 1. rendűvé tétele: ha az egyik anyag nagy feleslegben van jelen, így koncentrációja gyakorlatilag áll., akkor v csak a másik anyag koncentrációjától függ. pl.: szacharóz hidrolízise

    a/26. A reakciósebesség változása a hőmérséklettel. Az aktiválási energia. Sorozatreakciók. A katalízis. Szervetlen katalizátorok.


    A reakciók sebessége általában nő a hőmérséklet emelésével (kb. 2szeresére 10° emelésével). Arrhenius szerint: a részecskéknek aktiválási energiával kell rendelkezni, összefüggés van T, Ea és k között: k=Ae-Ea/RT, a hőmérséklet emelkedésével a reakció sebességi állandója logaritmikusan nő, A a reakciókonstans, megadja az 1s alatti ütközések számát és R is konstans, Ea az aktiválási energia.

    A T-nek a v-re gyakorolt hatását az ütközési elmélet és az aktivált komplexek kialakulása értelmezi.



    Ütközési elmélet: az ütközés előfeltétele a kémiai reakciónak, de nem minden ütközés vezet átalakuláshoz (gát: aktiválási energia). Az ütközés csak akkor hatásos, ha az ütköző részecskék megfelelően nagy energiával rendelkeztek. Az Ea a részecskék hőmozgásából származik. A hőmérséklet emelésével nő az aktivált molekulák száma, s így a reakció sebessége is. A molekulák (főleg makro) térbeli orientációja is fontos.

    Átmeneti állapot elmélete: megfelelő ütközés esetén aktivált komplex keletkezik. Az aktiválási energia átalakul rezgési energiává, ami lazítja a kötéseket. A rövid életű aktivált komplexben a kötések átrendeződnek, a nagy E segítségével új kötések alakulnak ki.

    Több elemi lépésből álló reakciók (egymástól nem függetlenül, de önállóan játszódnak le) = összetett reakciók (egyensúlyra vezető, sorozat és párhuzamos reakciók).



    Sorozatreakciók (konszekutív): a termékek újabb reakcióba lépnek önmagukkal v. más anyagokkal, s új termékek keletkeznek. A(kiind.a.)B(intermedterm) C(végterm).

    [A] exponenciálisan csökken.

    [B] kezdetben nő, majd lassan elkezd csökkenni. Megfelelő k1/k2 arány esetén az intermedier koncentráció állandósul ([B] állandósága: stacionárius v. steady state konc.\állapot).

    [C] fokozatosan nő, (nő a képződési sebessége) eleinte lassan, mivel AB a sebességmeghatározó lépés. (A kisebb sebességi állandójú elemi reakció határozza meg az egész folyamat sebességét.) pl: glükóz anaerob bomlása.





    Katalízis: katalizátor tulajdonságai

    a) új reakcióutat nyit meg, csökkentve az aktiválási E-t

    b) fokozza a kémiai reakciók sebességét (mindkét irány)

    c) átmenetileg vesz csak részt a reakcióban (végül változatlan formában visszakapjuk)



    d) nem befolyásolja a szabadentalpia változást, egyensúlyi állandót.

    Homogén katalízis: katalizátor és szubsztrátjai azonos fázisban. A termékek minősége független a katalizátortól.

    Heterogén katalízis: különböző fázisban (pl:szilárd kat-gáz szubsztrát). A katalizátor minősége, a változó körülmények (P,T…) jelentősen befolyásolják a képzödő termékek minőségét. A katalizátor irányító hatása, abban nyilvánul meg, hogy ugyanabból a kiindulási anyagkeverékből más-más termék képződését segítik elő.

    A katalizátorok megfelelő felülete az aktív centrum. A katalizáló hatás függ idegen anyagok jelenlététől. Aktiválókfokozzák, inhibitorokmegbénítják a katalizátor működését. Az élő szervezet biokatalizátorai az enzimek. h



    Szervetlen katalizátorok: a gépjárművekben a CO-ot oxidációval CO2á, a NO-ot redukcióval elemi nitrogénné alakítják.c:\users\cserkuti milán\downloads\qrcode.png

    Download 297.81 Kb.
    1   2   3   4




    Download 297.81 Kb.

    Bosh sahifa
    Aloqalar

        Bosh sahifa



    Atom alkotórészei: elektronok (katódsugárzás), proton (gázkisülésű cső), neutron (+Be kölcs.). Rendszám

    Download 297.81 Kb.