Θεωρία Χημικής Κινητικής

Μουσικό Σχολείο Κομοτηνής

Χημική κινητική

Χημική κινητική είναι ο κλάδος της Χημείας που
μελετά:
α) Την ταχύτητα με την οποία εξελίσσεται μια
χημική αντίδραση
β) Τους παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα
μια αντίδρασης
γ) Το μηχανισμό της αντίδρασης δηλαδή τα
ενδιάμεσα στάδια που ακολουθεί η αντίδραση
κατά την πορεία μετατροπής των αντιδρώντων σε
προϊόντα
…σελίδα 77
Φωτιάδης Φώτης, Χημικός



Βάση της χημικής κινητικής είναι η μελέτη του
τρόπου με τον οποίο πραγματοποιούνται οι
χημικές αντιδράσεις. Υπάρχουν 2 θεωρίες:
α) Η θεωρία των συγκρούσεων
β) Η θεωρία της μεταβατικής κατάστασης




Η θεωρία των συγκρούσεων
(Θεωρία Arrhenius 1889)
Όταν δύο μόρια συγκρούονται δε σημαίνει ότι αντιδρούν. Για
να αντιδράσουν θα πρέπει η σύγκρουση να είναι
αποτελεσματική και αυτό συμβαίνει όταν:
έχουν την κατάλληλη ταχύτητα και
σωστό προσανατολισμό.
Αποτέλεσμα αυτής της σύγκρουσης είναι να «σπάσουν» οι
αρχικοί δεσμοί των αντιδρώντων και να δημιουργηθούν νέοι
των προϊόντων. Η ελάχιστη τιμή ενέργειας, που πρέπει να
έχουν τα μόρια, ώστε να αντιδράσουν αποτελεσματικά,
ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης
…σελίδα 78



Αποτελεσματική σύγκρουση

Μη αποτελεσματική σύγκρουση



Η θεωρία της μεταβατικής κατάστασης
Για να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση θα
πρέπει κατά τη σύγκρουση των αντιδρώντων να
σχηματιστεί ένα ενδιάμεσο προϊόν που
ονομάζεται ενεργοποιημένο σύμπλοκο και
απορροφά την ενέργεια ενεργοποίησης. Το
ενεργοποιημένο σύμπλοκο είναι πολύ ασταθές
και διασπάται στα προϊόντα.
…σελίδα 79


Θεωρία
της
μεταβατικής
κατάστασης

…σελίδα 79



Ταχύτητα αντίδρασης
Πιστεύεται ότι κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης
η ταχύτητα παραμένει σταθερή;
Μελετούμε τα παρακάτω:
α) Μέση ταχύτητα αντίδρασης
β) Μέση ταχύτητα κατανάλωσης αντιδρώντος
γ) Μέση ταχύτητα σχηματισμού προϊόντος
δ) Στιγμιαία ταχύτητα αντίδρασης
ε) Στιγμιαία ταχύτητα κατανάλωσης αντιδρώντος
ζ) Στιγμιαία ταχύτητα σχηματισμού προϊόντος




Μέση ταχύτητα αντίδρασης
Πειραματικά τι θα μπορούσαμε να μετρήσουμε
για να υπολογίσουμε την μέση ταχύτητα μιας
αντίδρασης;
Πως θα μπορούσαμε να ορίσουμε την μέση
ταχύτητα μιας αντίδρασης;
Μέση ταχύτητα αντίδρασης θα μπορούσε να
είναι η μεταβολή στη συγκέντρωση ενός
αντιδρώντος ή προϊόντος στη μονάδα του
χρόνου δηλαδή u = ΔC / Δt




Έστω ότι στο εργαστήριο μελετήσαμε την
παρακάτω αντίδραση:
N2(g) + 3H2(g) → 2ΝΗ3 (g)
Αρχικά

Αντέδρ./ Παράχθ.
Μετά από 10 sec

0,5 Μ
0,2 Μ
0,3 Μ

και

0,8 Μ
0,6 Μ
0,2 Μ

Ποια πιστεύεται ότι είναι η
μέση ταχύτητα της αντίδρασης;

0,4 Μ
0,4 Μ



Γενικά ορίζεται ως μέση ταχύτητα u για ένα
χρονικό διάστημα μιας χημικής αντίδρασης
ι κά
της μορφής
ρνητ
]α
ικ ό
ρνητ
Α

ογ
σημ
π ρό

αι Δ
[Α] κ
ιατί Δ

[Β

αΑ+βΒ → γΓ+δΔ

υπολογίζεται με ένα από τα παρακάτω πηλίκα:
1 Δ[ Α ]
1 Δ [ Β] 1 Δ [ Γ ] 1 Δ [ Δ ]
υ =−
=−
=
=
α Δt
β Δt
γ Δt
δ Δt

…σελίδα 80



Η
μέση
ταχύτητα
κατανάλωσης
uκατ.
αντιδρώντος είναι ο ρυθμός μεταβολής της
συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος για ένα
χρονικό διάστημα. Έτσι για την αντίδραση:
Αρνητικό πρόσημο γιατί
Δ[Α] και Δ[Β] αρνητικά

για το Α είναι:

Δ[ Α ]
υκατ.A = −
Δt

και για το Β:

Δ [ Β]
υκατB = −
Δt



Η μέση ταχύτητα σχηματισμού uσχ. προϊόντος
είναι ο ρυθμός μεταβολής της συγκέντρωσης
ενός προϊόντος για ένα χρονικό διάστημα. Έτσι
για την αντίδραση:
για το Γ είναι

Δ[ Γ ]
υσχ.Γ =
Δt


και για το Δ:

Δ[ Δ ]
υσχ.Δ =
Δt



Σχέση μέσης ταχύτητας αντίδρασης και μέσης
ταχύτητας κατανάλωσης - σχηματισμού
Για την αντίδραση: α Α + β Β → γ Γ + δ Δ
είδαμε ότι η μέση ταχύτητα υπολογίζεται ως:
1 Δ[ Α ]
1 Δ [ Β] 1 Δ [ Γ ] 1 Δ [ Δ ]
υ =−
=−
=
=
α Δt
β Δt
γ Δt
δ Δt

ενώ:

Δ[ Α ]
υκατ.A = −
Δt

Δ [ Β]
υκατB = −
Δt

Δ[ Γ ]
Δt
Δ[ Δ ]
υσχ.Δ =
Δt
υσχ.Γ =

Άρα…



Σχέση μέσης ταχύτητας αντίδρασης και μέσης
ταχύτητας κατανάλωσης - σχηματισμού

u =u

κατ.

α

Α = uκατ. Β = uσχ. Γ = uσχ. Δ

β

Ασκήσεις 25, 29, 30, 32, 33 σελίδες 97-99

γ

δ



Στιγμιαία ταχύτητα αντίδρασης
Η στιγμιαία ταχύτητα u μπορεί να οριστεί με
βάση την προηγούμενη λογική ως η
απειροελάχιστη μεταβολή της συγκέντρωσης
αντιδρώντος
ή
προϊόντος
στην
απειροελάχιστη μεταβολή του χρόνου δηλ.
για την αντίδραση:
1 d[ Α ]
1 d [ Β] 1 d [ Γ ] 1 d [ Δ ]
υ =−
=−
=
=
α dt
β dt
γ dt
δ dt


…σελίδα 80



Στιγμιαία ταχύτητα αντίδρασης

1 d[ Α ]
1 d [ Β] 1 d [ Γ ] 1 d [ Δ ]
υ =−
=−
=
=
α dt
β dt
γ dt
δ dt

Το σύμβολο d σημαίνει πολύ – πολύ μικρό. Έτσι
dt σημαίνει πολύ – πολύ μικρή μεταβολή του
χρόνου.
Η παραπάνω σχέση δεν θα μας απασχολήσει.
Για τη στιγμιαία ταχύτητα αντίδρασης θα
μιλήσουμε παρακάτω όταν αναφερθούμε στο
νόμο της ταχύτητας.


…σελίδα 80



Στιγμιαία ταχύτητα αντιδρώντος – προϊόντος
Στην ίδια λογική ορίζονται:
d[ Α ]
Στιγμιαία ταχύτητα κατανάλωσης του Α: υ = −

dt
d [ B]
Στιγμιαία ταχύτητα κατανάλωσης του Β: υ = −
dt
d[ Γ ]
υ=
Στιγμιαία ταχύτητα σχηματισμού του Γ:
dt
d[ Δ ]
Στιγμιαία ταχύτητα σχηματισμού του Δ: υ =
dt


Καμπύλη αντίδρασης

Η καμπύλη αντίδρασης μας δείχνει πως
μεταβάλλεται η συγκέντρωση ενός από τα
αντιδρώντα ή τα προϊόντα με το χρόνο.
Με βάση την καμπύλη αντίδρασης, που
προκύπτει πειραματικά, μπορούμε να
υπολογίσουμε τη στιγμιαία ταχύτητα της
αντίδρασης κάποια χρονική στιγμή t1.
…σελίδα 80



…σελίδα 81
Ασκήσεις 26 και 27 σελίδα 97-98

Για να υπολογίσουμε τη
στιγμιαία ταχύτητα τη
χρονική στιγμή t1, φέρνουμε
την εφαπτομένη της
καμπύλης που αντιστοιχεί
στο σημείο t1 και
υπολογίζουμε τη κλίση της.
Η κλίση της ευθείας αυτής
βρίσκεται αν πάρουμε δύο
σημεία της Α και Β και
υπολογίσουμε το Δc και Δ t.
Η στιγμιαία ταχύτητα υ t1 τη
χρονική στιγμή t1 δίνεται
από τη σχέση: υ t1 = Δc/Δt



Παράγοντες που μπορούν να
επηρεάζουν την ταχύτητα αντίδρασης
1. Η συγκέντρωση των αντιδρώντων
2. Η αλλαγή του όγκου του δοχείου που συνεπάγεται
αλλαγή της πίεσης εφόσον υπάρχει αέριο στα
αντιδρώντα
3. Η επιφάνεια επαφής των στερεών
4. Η θερμοκρασία
5. Οι ακτινοβολίες
6. Οι καταλύτες


…σελίδα 83



Η συγκέντρωση των αντιδρώντων
Αύξηση της συγκέντρωσης συνεπάγεται αύξηση του
αριθμού

των αποτελεσματικών συγκρούσεων,

δηλαδή αύξηση της ταχύτητας της αντίδρασης. Είναι
προφανές ότι η αρχική ταχύτητα της αντίδρασης
προοδευτικά ελαττώνεται, αφού, όσο προχωράει η
αντίδραση,

ελαττώνεται


η

συγκέντρωση

των

…σελίδα 83



Η πίεση με αλλαγή του όγκου του δοχείου εφόσον
υπάρχει αέριο στα αντιδρώντα
Αν π.χ. ελαττώσουμε τον όγκο του δοχείου, και
στα αντιδρώντα υπάρχει αέριο, τότε προκαλείται
αύξηση της συγκέντρωσης του αερίου άρα και
αύξηση της ταχύτητας της αντίδρασης


…σελίδα 83




Η επιφάνεια επαφής των στερεών
Η αύξηση της επιφάνειας επαφής ενός στερεού
προκαλεί αύξηση της ταχύτητας, καθώς μ΄ αυτό τον
τρόπο μεγαλώνει ο αριθμός των ενεργών
συγκρούσεων των αντιδρώντων. Γι’ αυτό φροντίζουμε
τα στερεά που συμμετέχουν σε αντιδράσεις να είναι
σε λεπτό διαμερισμό, δηλαδή σε σκόνη. Έτσι,
εξηγείται γιατί ένα φάρμακό δρα πιο αργά όταν είναι
σε μορφή ταμπλέτας, απ’ ότι αν είναι σε μορφή
σκόνης.


…σελίδα 83




Οι πνεύμονες
συγκροτούνται από τις
αλλεπάλληλες
διακλαδώσεις των
βρόγχων, ώστε να
αυξηθεί η επιφάνεια
επαφής

…σελίδα 83




Οι πυρκαγιές σε
αλευρόμυλους είναι από
τις πλέον επικίνδυνες,
καθώς τα άλευρα είναι
σε μορφή σκόνης και
αναφλέγονται με πολύ
μεγάλες ταχύτητες.

…σελίδα 83




Η θερμοκρασία
Η ταχύτητα μιας αντίδρασης γενικώς, αυξάνεται με
την αύξηση της θερμοκρασίας. Σε πολλές περιπτώσεις
μάλιστα, αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ºC
προκαλεί διπλασιασμό στην ταχύτητα της αντίδρασης.
Αυτό συμβαίνει επειδή η αύξηση της θερμοκρασίας
προκαλεί αύξηση της μέσης κινητικής ενέργειας των
αντιδρώντων μορίων με συνέπεια να αυξάνει ο
αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων

…σελίδα 84




Η θερμοκρασία
Στα χειρουργεία
χρησιμοποιούνται
χαμηλές θερμοκρασίες,
ώστε να ελαττωθούν οι
ταχύτητες μεταβολισμού
του ασθενούς.

…σελίδα 84




Ακτινοβολίες
Ορισμένες χημικές αντιδράσεις επηρεάζονται
από την επίδραση ακτινοβολιών. Οι
ακτινοβολίες
στις
περιπτώσεις
αυτές
προκαλούν μοριακές μεταβολές
στα
αντιδρώντα, με αποτέλεσμα να αλλάζει ο
μηχανισμός της αντίδρασης, οπότε αυξάνεται
η ταχύτητα της αντίδρασης.

…σελίδα 85




Καταλύτες
Καταλύτης ονομάζεται μια ουσία, η οποία
με την παρουσία του σε μικρά ποσά,
αυξάνει την ταχύτητα μιας αντίδρασης,
ενώ στο τέλος της αντίδρασης παραμένει
ουσιαστικά αμετάβλητος τόσο στη μάζα
όσο και στη χημική του σύσταση.

…σελίδα 85




Καταλύτες

Η διάσπαση του χλωρικού καλίου με
καταλύτη διοξείδιο του μαγγανίου είναι
χαρακτηριστικό παράδειγμα αντίδρασης
που καταλύεται:
2KClO3

 →

MnO2

2KCl + 3O2

Επάνω στο βέλος γράφουμε συνήθως τις συνθήκες της αντίδρασης


…σελίδα 85




Καταλύτες
 Όταν ο καταλύτης και το καταλυόμενο
σύστημα, δηλαδή τα αντιδρώντα σώματα,
βρίσκονται στην ίδια φάση, η κατάλυση
ονομάζεται ομογενής.
Π.χ. η οξείδωση του μονοξειδίου του άνθρακα
σε διοξείδιο του άνθρακα με καταλύτη Η2Ο(g)

…σελίδα 85




Καταλύτες
 H κατάλυση ονομάζεται ετερογενής όταν
σε άλλη φάση βρίσκονται τα αντιδρώντα
σώματα και σε άλλη ο καταλύτης.
Παράδειγμα είναι η σύνθεση της αμμωνίας
(ΝΗ3) παρουσία σιδήρου (Fe)

…σελίδα 85




Καταλύτες
Υπάρχει περίπτωση ένα από τα προϊόντα μιας
αντίδρασης να δρα ως καταλύτης αυτής της
αντίδρασης. Η περίπτωση αυτή ονομάζεται
αυτοκατάλυση. Χαρακτηριστικό παράδειγμα
αυτοκατάλυσης είναι η οξείδωση του οξαλικού
οξέος (COOH)2 με υπερμαγγανικό κάλιο KMnO4
παρουσία θεϊκού οξέος.

…σελίδα 85




Καταλύτες
Η δράση των καταλυτών μπορεί να
ανασταλεί από την παρουσία ορισμένων
ουσιών, οι οποίες είναι γνωστές ως
δηλητήρια καταλυτών. Τέτοια δράση
δείχνουν το HCN, το H2S και ορισμένα
βαρέα μέταλλα, όπως είναι ο Pb και ο Hg.

…σελίδα 86




Καταλύτες
Στην κατηγορία των καταλυτών ανήκουν
και τα ένζυμα (αλλιώς βιοκαταλύτες) που
είναι ουσίες πολύπλοκης δομής και δρουν
καταλυτικά σε βιοχημικές αντιδράσεις
(στους ζώντες οργανισμούς).
Ασκήσεις 34,35, 38, 42 σελίδες 99-100

…σελίδα 86




Ερμηνεία της δράσης των καταλυτών
Ο καταλύτης αυξάνει την ταχύτητα μιας
αντίδρασης, καθώς δημιουργεί μια νέα
πορεία για την πραγματοποίηση της
αντίδρασης, που έχει μικρότερη
ενέργεια ενεργοποίησης,

…σελίδα 87



ΣΧΗΜΑ 3.7

Ο καταλύτης βρίσκει ένα
πιο εύκολο μονοπάτι για
την αντίδραση, με
μικρότερη ενέργεια
ενεργοποίησης Εa.

…σελίδα 87




Υπάρχουν 2 θεωρίες για την ερμηνεία της
δράσης των καταλυτών:
1.Η θεωρία των ενδιάμεσων προϊόντων
2.Η θεωρία της προσρόφησης
Καθεμιά απ’ αυτές ερμηνεύει ικανοποιητικά
ορισμένες περιπτώσεις κατάλυσης.


…σελίδα 87




Σύμφωνα με τη θεωρία των ενδιάμεσων
προϊόντων, η αντίδραση:
Α+Β → ΑΒ (αργή αντίδραση)
ακολουθεί ένα άλλο μηχανισμό δύο βημάτων :
Α+Κ→ ΑΚ (γρήγορη αντίδραση) &
ΑΚ+Β→ ΑΒ+Κ (γρήγορη αντίδραση)
όπου, Κ είναι ο καταλύτης.

…σελίδα 88




Παρατηρούμε δηλαδή ότι ο καταλύτης
καταναλώνεται στο πρώτο στάδιο για να
σχηματίσει ένα ενδιάμεσο προϊόν και
αναγεννάται στο δεύτερο. Συνεπώς, μόνο
μια μικρή ποσότητα καταλύτη είναι
απαραίτητη για τη δράση αυτή.

…σελίδα 88




H θεωρία της προσρόφησης μπορεί να
ερμηνεύσει με ικανοποιητικό τρόπο την ετερογενή
κατάλυση. Σύμφωνα με τη θεωρία αυτή τα
αντιδρώντα μόρια (αέρια ή υγρά) προσροφώνται
στην επιφάνεια του στερεού καταλύτη, οποίος
είναι σε λεπτόκοκκο ή σπογγώδη μορφή. Κάτω
από της συνθήκες αυτές οι δεσμοί των μορίων
εξασθενίζουν ή ακόμα διασπώνται, οπότε
υποβοηθείται η αντίδραση

…σελίδα 88




Άσκηση 39 σελίδα 100

…σελίδα 88



Νόμος ταχύτητας - Μηχανισμός αντίδρασης

Οι αντιδράσεις μπορούν να υποδιαιρεθούν σε
δύο κατηγορίες:
1.τις απλές ή στοιχειώδεις, που γίνονται σ’ ένα
στάδιο και
2. τις πολύπλοκες, που πραγματοποιούνται σε
περισσότερα από ένα στάδια. Είναι λογικό ότι
το βραδύτερο από τα στάδια να είναι και αυτό
που καθορίζει και την ταχύτητα της
αντίδρασης.


…σελίδα 89




Για μια αντίδραση της γενικής μορφής

αΑ + βΒ → γΓ + δΔ
βρίσκεται πειραματικά ότι η
ταχύτητα δίνεται από τη σχέση:

υ =k [A] [Β]
χ

στιγμιαία

Ψ

(νόμος ταχύτητας)


…σελίδα 89





υ =k [A] [Β]
χ

Ψ

k: είναι η σταθερά ταχύτητας, η
οποία
εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση των
αντιδρώντων
[Α], [Β]: οι συγκεντρώσεις των Α και Β σε mol L-1.
χ, ψ: αριθμοί που προκύπτουν πειραματικά.

…σελίδα 89





υ =k [A] [Β]
χ

Ψ

Η αντίδραση χαρακτηρίζεται ως
χ τάξης ως προς Α
ψ τάξης ως προς Β, ενώ
η ολική τάξη της αντίδρασης είναι χ + ψ.

…σελίδα 89





υ =k [A] [Β]
χ

Ψ


Σε περίπτωση που οι εκθέτες χ, ψ ταυτίζονται με τους
συντελεστές της χημικής εξίσωσης α και β, δηλαδή χ =
α και ψ = β, τότε η αντίδραση πραγματοποιείται με τον
απλό μηχανισμό που περιγράφει η χημική εξίσωση.
Η παραπάνω άποψη επιστημονικά είναι λανθασμένη.
Ωστόσο υπάρχει στο βιβλίο ίσως με τη λογική
απλούστευσης της θεωρίας


…σελίδα 89





υ =k [A] [Β]
χ

Ψ

Επιστημονικά ορθότερο είναι το αντίστροφο
δηλ. στην περίπτωση που η αντίδραση είναι
απλή, δηλαδή η αντίδραση πραγματοποιείται σε
ένα στάδιο, τότε οι εκθέτες χ, ψ ταυτίζονται με
τους συντελεστές της χημικής εξίσωσης α και β,
δηλαδή χ = α και ψ = β.





υ =k [A] [Β]
χ

Ψ


Αν χ ≠ α ή ψ ≠ β, τότε η αντίδραση δεν είναι
απλή δηλαδή πραγματοποιείται σε περισσότερα
στάδια.


…σελίδα 89




Παρατηρήσεις:
1. Τα στερεά σώματα παραλείπονται από την
έκφραση του νόμου της ταχύτητα Αυτό
συμβαίνει γιατί τα στερεά αντιδρούν μόνο
επιφανειακά και επομένως η ταχύτητα
εξαρτάται απ΄ το εμβαδόν της επιφάνειας τους
και όχι από τη συνολική μάζα τους. Π.χ. στην
καύση τού άνθρακα C(s) + O2(g) → CO2(g)
ο νόμος της ταχύτητας είναι υ = k[O2].

…σελίδα 89





Διόρθωση: Το παράδειγμα στο
βιβλίο αναφέρεται σε μηδενικής
τάξης αντίδραση


…σελίδα 89


3. Οι εκθέτες, χ ,ψ παίρνουν συνήθως τιμές: 0, 1,
2, 3, χωρίς όμως να αποκλείονται οι κλασματικοί
ή και αρνητικοί αριθμοί,και ισχύουν μόνο για τις
πειραματικές συνθήκες, κάτω από τις οποίες
έγινε ο προσδιορισμός τους

Ασκήσεις 36, 37, 45, 46, 47, 48

…σελίδα 89

Θεωρία Χημικής Κινητικής

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Θεωρία Χημικής Κινητικής

Similar to Θεωρία Χημικής Κινητικής (7)

More from Fotis Fotiades

More from Fotis Fotiades (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Θεωρία Χημικής Κινητικής