KINETYKA CHEMICZNA- zagadnieniami przeb. reakcji
chem.w czasie i wpływu rozmaitych czynn.na ich szybkość
oraz mechaniz.reakcji. Pionier badań – Boguski(1853-1933),
kon.XIX Hoffa,i Arrhenius
1.Metody oznaczania szybkości reakcji: 1.Metoda
przepływowa- polegają one na bardzo szybkim zmieszaniu
strum. subst. w odpowied.komorze i pomiarze metodą
ciągłych stężeń reag. w wypływają.z niej strum. zalety:
metodą taką można wyznaczyć stałe szybk.reak., dla

τ

>=10

-3

-10

-4

s , Metody te stos. zarówno do badania

reak.gazow., jak i szybkich reak.w roztw.(reakcje
oksydacyjno-reduk., tw. Kompl. z jonów)
2. Metoda relaksacyjne- Na odwracalny układ reagujący ,
znajdując się w określonych warunkach w stanie równowagi,
działamy krótkotrwałym, silnym impulsem , zakłócającym te
warunki Może to być impuls cieplny, ciśnieniowy , bądź też
w przypadku roztworów słabych elektrolitów – impuls
napięciowy, dający wysokie natężenie pola , a tym samym
zwiększający nagle stopień dysoc.na mocy tzw. II efektu
Wiena.
Zalety: pozwalają mierzyć szybk.o okresach

τ

rzędu

10

o

-10

-9

, Uzyskano dzięki temu m.in. stałe szybk.

rekombinacji rozmaitych jonów w rozt.Na przykład: H

3

O

+

+OH2H

2

O k(1,4+-0,2)*10

11

l/mol*s

w 298K.

Definicja szybkości reakcji- Miarą szybkości reakcji w
chwili t jest zmiana liczby moli któregoś z reag.w przedziale
czasu [t, t+dt] , odniesiona do jednostkowej obj.układu
reagującego. r=(1/vi

)*(dci/dt).

Rząd reakcji- Dla wielu reakcji równanie kinetyczne ma
postać V=k[A]

a

[B]

b

, Wykładniki a i b nazywamy rzędem

reakcji względem składnika A i B. Całkowity rząd –
r=a+b+...., Rząd: -nie musi być liczbą całkowitą, może
wynosić zero, nie jest związany ze współczynnikami
stechiometycznymi, może być ułamkie, wielkośc te
wyznaczamy doświadczalnie, może być 0 i nie zależy od
steżeń.
Cząsteczkowość reakcji- liczba mówiąca o ilości
elementarnych składników reakcji . musi ona być liczbą
całkowitą, nigdy nie jest większa od 3. Nie może być równa
0.
Metoda

izolowowania

jednego

czynnika-

A+Bprodukt, V=k[A][B], jeżeli [B

o

]>>[A

o

] wtedy

k’=k[B]

o

stąd V=k’[A] Otrzymujemy równanie rzędu

pseudopierwszego. Powtarz. ukazując rzędu poszczeg.skł.
Metody całkowe- Rówania kinetyczne mają postąc
rózniczkową . Jeżeli chcemy wyznaczyć zależność stężenia
od czasu należy je scałkowac. Można to zrobić numerycznie,
chciaż dla prostych przypadków istnieje rozw. analit..Rów. I
rzędu. V

A

=d[A]/dt=-k[A]Całkując od A= [A]

o

do A, mamy:

[A]=[A]

p

e(do –kt). Z równania całkowego wynika że st.A

będzie malało wykładniczo , a wykres powinno być linią
prostą.
Metody różniczkowe- Zgodnie ze wzorem chwilowe
szybkości rekacji w dwu różnych momentach jej biegu
wynoszą: r

1

=kc

1

n

, r

2

=kc

2

n

, Po zlogarytmowaniu obu stron i

odjęciu od siebie : n=log(r

1

/r

2

)/log(c

1

/c

2

),

Inny cześciej stosowany wariant tej metody polega na
zmierzeniu początkowych szybk.reakcji przy różnych
stężeniach a

1

i a

2

r

1

=ka

1

n

i r

2

=ka

2

n

wtedy n=log(r

1

/r

2

)/log(a

1

/a

2

).

W obu wariantach należy wyznaczyć szybkość reakcji
metodą graficzną, kreśląc w odpowiednich punktach styczne
w różnych punktach krzywej otrzymanej w trakcie jednego
doświadczenia.

Reakcje równoległe- A(k

B

) –(k

c

)c

B

,

(-dca/dt)=k

B

*c

A

+k

c

*c

a

=(k

B

+k

C

)*c

A

, lnC

oA

/C

A

=(k

B

+k

C

)t,

szybkość powst.prod. B i C- dc

B

/dt=k

B

C

A

, dc

C

/dt=k

c

*c

A

,

Reakcje następcze – A—(k

1

)B—(k

2

)C, dla t=0, c

A

=a ,

c

B

=c

C

=0, dla czasu t: a=C

A

+C

B

+C

C

, -dc

A

/dt=k

1

C

A

,

-dlnc

A

=k

1

dt, po scałk. Lna=const, czyli: C

A

=ae(do –kt),

liczymy dla dc

C

/dt=k

2

C

B

, dc

B

=-dc

A

/dt

–dc

c

/dt=k

1

C

A

-k

2

C

B

,

podstawiając:

wyliczmy:

dc

B

/dt+k

2

c

B

=0



dc

B

/c

B

=-k

2

dtlnc

B

=-k

2

t+const. Po uproszczeniach i po

podstawieniu do równania kinetycznego otrzymamy:
c

B

=k

1

a/k

2

-k

1

(e(do –k

1

t)-e(do –k

2

t), stężenie prod. Końcowych

c

c

=a-C

A

-C

B

c

c

=a-a[e(do –k

1

t)+(k

1

/k

2

-k

1

)(e(do –k

1

t)+e(-k

2

t)).

Reakcje odwracalne- A(k’)-(k)B, V=dx/dt=k(a-x)-k’x,
w st. Równowagi. Ln(x

R

/x

R

-x)=(k+k’)t,

Reakcje łańcuchowe- w reakcji łańcuchowej produkt
pośredni, wytwarzany w jednym etapie generuje produkt
pośredni w etapie następnym , ten zaś wytwarza następny
produkt pośredni itd.Etapy reakcji : inicjacja, propagacja,
rozałęzenie , hamujący ,terminacja.
Teoria zderzeń aktywnych- reakcje pomiędzy dwiema

cząteczkami może zajść tylko w momencie ich zderzenia
się. Na to jednak aby zdarzenie było skuteczne, tj. by
nastąpiło skutkiem niego zerwanie pewnych

wiązań w subst. i przegrupowanie atomów prowadzące do

utworzenia produktów , suma energii nie może być
mniejsza od pewnej wartości progowej.

ε

=E/N

o

czyli:

k=(N/10

3

)*

σ

2

AB

(8

Π

k

B

T/

µ

)

0,5

e(do –E

t

/RT)

Energia Aktywacji- Aby zaszła reakcja, na rozluźnienie
wiązań w reagujących cząsteczkach jak również na
pononanie sił odpychania między zbliżającymi się
cząsteczkami musi być w 1 etapie reakcji zużyta pewna ilośc
energii , niezależnie od tego czy reakcja jest jako całość
egzotermiczna czy endotermiczna. Tę ilość energii
nazywamy właśnie energią aktywacji.

Ekwipartycji energii- zasada mówi iż na każdy stopień
swobody przypada ta sama ilość energii. Jaka teoria opisuje
ciepło molowe gazu o cząst. 1,2,3-atom- jest to teoria
kinetyczno-cząsteczkowa.

Termodynamika- zajmuje się badaniem energii procesów
przebiegających w otaczającym nas świecie . Zajmuje się ona
poznaniem przemian 1 formy energii w inne oraz ustalenie
ich praw.
Termodynamika fenomenologiczna-

rozpatruje ukł.

Znajdujący się w stanie równowagi, bez wnikania w spoób ,
jakimi ten ukł. Przechodzi od danego do innego stanu
równowagi. Układ. Znajduje się w stanie równowagi gdy nie
wykazuje tendencji do zmiany swoich własności w czasie.
Termodynamika chemiczna-

zajmuje się stroną

energetyczną procesów chemicznych.
Prawo Hessa- Ilość ciepła potrzebna do rozłożenie związku
chem. na pier.=ciepłu wydzielonemu podczas powstania tego
zw. Mówi o niezależności efektu cieplnych od drogi.
Układ , otoczenie, parametry stanu- Układ- ciała lub zespół
ciał , które w danej chwili poddajemy obser. Poza układem
znajduje się otoczenie układu. Opis stanu kukł, w danych
warunkach zachowuje swoje własności – dla tego układu
możemy opisac parametry stanu.
Wyniki dośw. Joule’a (o dośw. Wiatraczek w zam. Pudełku
z wodą, wzrost temp. wody czyli zmiana stanu), - energia
wewnętrzna układu wzrasta w wyniku doprowadzenia do
niego energii z zewnątrz(pracy), zmiana energii wewnątrzej
przy przejściu układu z jakiegoś stanu początkowego „A’ do
jakiegos stanu koncowego B nie zależy od drogi , po której
przejście to nastąpiło
Entalpia- H=U+pV, Jest ona funkcją stanu , ponieważ
ciśnienie i objętość są parametrami stanu, zaś energia
wewnętrza – funkcją stanu.
Funkcja stanu-nazywamy wszystkie funkcje których
wartość zależy od stanu układu , a nie zależy of drogi , za
pomocą której układ ten stan osiągnął.
Równanie I zasady termodynamiki- -za pomocą
en.wewnętrzenej -

∆

U=Q+W, U=Q

el

+W

el

, Zmiana

wewnętrznej energii ukadu =sumie energii dostarczonej na
sposób cieplny i pracy , - W postaci różniczkowej-
dU=du+pdV+Vdp, -w układzie adiabatycznym (w którym
nie zachodzi wymiana ciepła z otoczeniem) -

∆

U=W, dla

przemiany skończonej-

∆

U=U

2

-U

1

=q-

∫

(od V

1

do V

2

)pdV,

obj- dU=

δ

Q-pdV,

Układ izochoryczny- p,T- zmienne V=Const, wykres y=P
od x=V linia prosta równoległa do y,

∆

U=Q, Układ

izobaryczny- p=const, V,T zmienne- y=p, x=V i linia prosta
równoległa do x,

∆

U=

∆

Q-

∆

W,

http://notatek.pl/kinetyka-chemiczna?notatka