Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelı térhelyzetben legyenek Aktivált komplexum: részecskék ütközés utáni nagyon rövid ideig tartó összekapcsolódása tartalmazza mind a megszőnı, mind a létrejövı kötéseket, de azok sokkal gyengébbek, hosszabbak mint a kiindulási ill. termék molekulákban kötésszögek teljesen mások Aktivált komplexum E a Reaktánsok E a Reaktánsok Átmeneti komplexum Termék Reakcióút Termékek Aktiválási energia (kj/mol): az az energiatöbblet, amelynek következtében a részecskék átalakulásra képes aktív állapotba jutnak = az aktivált komplexum keletkezéséhez szükséges energia
reakciósebess sebesség Reakciósebesség: egységnyi térfogatban egységnyi idı alatt hány mol alakul át a kiindulási anyagok valamelyikébıl, vagy hány mol keletkezik a termékek valamelyikébıl. Függ: a reakciótól (reagáló anyagok minısége) reagáló anyagok koncentrációjától hımérséklettıl katalizátortól Katalizátor: olyan anyag, mely a kémiai reakciók sebességét nagymértékben megnövelik (alacsonyabb energiájú aktivált komplexumot képeznek. A reakció lejátszódása után újra felszabadulnak (kis mennyiség elég), reakcióhıt nem befolyásolják, csak az aktiválási energiát. E 2H 2 + O 2 = H 2 O v=k c 2 H2 c O2 mol/(dm 3 s) k= reakciósebességi állandó Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral Y X X Y Reakcióút Inhibítor: kémiai reakciókat lassító vagy gátló anyagok.
katalízis Egyszerő reakciók: az elıbb ismertetett módon a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát. Pl: 2H 2 + O Pt 2 2H 2 O Pt felületén megköti a H 2 és O 2 molekulákat, felbontja a H 2 és fellazítja az O 2 kötését, így kisebb energiát kell a reakcióhoz befektetni. E X Y Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral Y X Reakcióút Összetett reakciók: az eredeti reakció mellett egy másik, gyorsabban lejátszódó reakcióút nyílik meg. Pl: NH 3 és HCl reakciója víz jelenlétében (katalizátor nélkül a két molekula megfelelı ütközése kellene) NH 3 + H 2 O = NH 4 + + OH - NH 4 + + HCl = NH 4 Cl + H + H + + OH - = H 2 O A H 2 O átmeneti vegyületet hoz létre NH 3 -al, mely könnyebben reagál a HClel. A katalizátor visszaalakul, s újabb reakcióra kész.
Katalizátorok fajtái: Kémiai reakciók katalízis Aszerint, hogy a katalizátor és a reaktánsok azonos vagy különbözı fázisban vannak, megkülönböztetünk homogén katalízis (azonos fázis) NH 3 és HCl elıbbi reakciója (víz = folyadék fázisban) élı rendszerekben, katalizátorok az enzimek heterogén katalízis (különbözı fázis) az ipari mérető szintéziseknél, (a reakció után a katalizátor egyszerően kinyerhetı a rendszerbıl), pl. hidrogénezések = telítetlen szerves vegyületek telítése H 2 -el Pd katalizátor alkalmazásával Katalizátor autókban: Pt (Pd, Rh) környezetre kevésbé ártalmas termékek. kerámia méhsejt szerkezető mag: Nitrogén-oxidok redukciója: 2NOx xo 2 + N 2 CO oxidációja: 2CO + O 2 2CO 2 Elégetlen szénhidrogének oxidációja: C x H 2x+2 + 2xO 2 xco 2 + 2xH 2 O
egyensúlyi reakciók: k: A B Minden kémiai reakció elvileg oda-vissza mehet, a fı különbség a befektetendı aktiválási energiában van. Aktivált komplexum Aktivált komplexum E a Reaktánsok Reakcióút E a Termékek E a Reaktánsok Reakcióút E a Termékek (Gyakorlatilag) egyirányú reakciók: nagyon stabilis a termék a termék más halmazállapota miatt eltávozik a rendszerbıl: - gáz: H 2 CO 3 H 2 O + CO 2 - csapadék: AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3
kémiai egyensúly Kémiai egyensúly kifejezıdése a koncentrációkban és a reakciósebességekben: Koncentráció c kiindulási anyag c termék Idı egyensúly Koncentráció c kiindulási anyag c termék Idı egyensúly Reakcósebesség v 1 v 2 Idı egyensúly Kiindulási anyagok felé tolódott egyensúlyban végig: c kiindulási anyag > c termék Termék felé tolódó egyensúlyban egy idı után: c kiindulási anyag < c termék Egyensúlyban az oda-vissza alakulás reakciósebessége megegyezik (v 1 = v 2 )! A koncentrációban nincs változás, de az oda-vissza reakció folyamatosan történik! DINAMIKUS EGYENSÚLYI ÁLLAPOT
egyensúlyi állandó Tömeghatás törvénye: egyensúlyban a termékek megfelelı hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzata, osztva a kiindulási anyagok megfelelı hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzatával, egy adott hımérsékleten és nyomáson állandó érték. c d [ C] [ D] aa + bb cc + dd reakcióra: K = A a B [ ] [ ] b (levezetve: v 1 =k 1 [A] a [B] b, v 2 =k 2 [C] c [D] d egyensúlyban: v 1 =v 2, azaz k 1 [A] a [B] b =k 2 [C] c [D] d k 1 = k 2 [C] c [D] d [A] a [B] b Az egyensúlyi állandó (K) csak a külsı körülményektıl (nyomás, hımérséklet) függ, független a koncentráció értékektıl. K>1: egyensúlyban a termékek vannak nagyobb mennyiségben K<1: egyensúlyban a kiindulási anyagok vannak nagyobb mennyiségben
egyensúlyi állandó Le Chatelier-Braun elv (legkisebb kényszer elve): egy dinamikus egyensúlyban levı rendszer megzavarásakor annak a folyamatnak lesz nagyobb a sebessége, amely a zavaró hatást csökkenteni igyekszik. a) koncentrációváltoztatás (K-t nem változtatja, de a reakciósebességeket igen A + B C + D reakcióban megnöveljük B mennyiségét y-al: eredeti egyensúlyban k 1 [A][B]=k 2 [C][D], változtatva k 1 [A][B+y] k 2 [C][D] új egyensúlyban: k 1 [A-x][B+y-x]=k 2 [C+x][D+x] [C+x][D+x] K = [ C] [ D] K = [A-x][B+y-x] [ A] [ B] b) hımérsékletváltoztatás: K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. T növelés: endoterm reakciónál termékképzıdés exoterm reakciónál visszaalakulás T csökkentés: exoterm reakciónál termékképzıdés endoterm reakciónál visszaalakulás
egyensúlyi állandó Le Chatelier-Braun elv: c) nyomásváltoztatás: csak molekulaszám változással járó reakciókban K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. p növelés: molekulák számának csökkenése felé p csökkentés: molekulák számának növekedése felé pl: H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 : megfelelı mennyiségő CO 2 -t nyomással oldanak az ásványvízben d) katalizátor nem változtatja meg az egyensúlyi állandót, csak a reakciósebességeket (mindkét irányét) növeli Ok: az egyensúlyi állandó a kiindulási anyagok és végtermékek relatív energiájától függ, ezt pedig a katalizátor nem befolyásolja. E X Y Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral Y X Reakcióút
Protolitikus reakciók Hidrogénion (proton) átadással járó reakciók fıként vizes oldatban Brönsted szerint: savak: protont leadó molekulák és ionok (HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ) bázisok: protont felvevı molekulák és ionok (NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - ) Proton sosincs szabad állapotban az oldatban, ezért ezen (mindig) egyensúlyi reakciókban a sav és bázis együttesen van jelen: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - sav bázis sav bázis oxónium ion Amfoter vegyület: partnertıl függıen savként illetve bázisként reagál: H 2 O A sav-bázis párok erıssége ellentétes: minél erısebb a sav (pl. HCl), annál gyengébb a bázis párja (Cl - ). Arrhenius-féle sav-bázis elmélet (korábbi, közelebb áll a mindennapi élethez) Csak vizes oldatokra érvényes! savak: vízben H + -ionra és anionra disszociálnak: HCl H + + Cl - bázisok: vízben OH - -ionra és kationra disszociálnak: NaOH Na + + OH -
Protolitikus reakciók: k: egyensúlyi állandók Disszociációs egyensúlyi állandók: sav illetve bázis HNO 3 NO 3 - + H + NH 4 OH NH 4+ + OH - K s = [NO 3- ][H + ] [HNO 3 ] K b = [NH 4+ ][OH - ] [NH 4 OH] A [ ] koncentrációk mindig az egyensúlyi koncentrációk, nem pedig kiindulási vagy bruttó koncentrációk, ami példákban sokszor szerepel. Víz disszociációja: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolízis: egy vegyület molekulái egymással lépnek sav-bázis reakcióba A folyamatra felírva a tömeghatástörtet: A H 2 O molekulák koncentrációja gyakorlatilag állandó (55,5 mol/dm 3 ), ezért K= [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 összevonható K-val: K víz = [H 3 O + ][OH - ] = 10-14 (mol/dm 3 ) 2 vízionszorzat 25 ºC-on
Protolitikus reakciók ph Vízionszorzat jelentése: H 3 O + (H + ) és OH - ionok mindig vannak jelen az oldatban, és meghatározzák egymás koncentrációját. Kémhatás: semleges oldat: [H 3 O + ]=[OH - ] = 10-7 mol/dm 3 savas oldat: H 3 O + ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm 3 ) bázikus (lúgos) oldat: OH - ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm 3 ) A kémhatás számszerő jellemzésére a -lg[h 3 O + ] értéket használjuk, neve ph savas oldat: ph < 7 bázikus (lúgos) oldat: ph > 7 (Analóg módon poh is létezik, de a gyakorlatban nem használatos.) Számítási példa: Mennyi a 0.1 mol/dm 3 -es HCl illetve NaOH oldatok ph-ja? HCl disszociációja után [H 3 O + ]=0.1 mol/dm 3 ph=-lg[h 3 O + ] =1 NaOH oldatban [OH - ]=0.1 mol/dm 3 vízionszorzatból [H 3 O + ]=10-13 mol/dm 3 ph=13