oblast fi brzine i mehanizme hemijskih...2 Hemijska kinetika – oblast fizičke hemije koja izučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija. Osnovni pojmovi u hemijskoj kinetici: Mehanizam

2

Hemijska kinetika – oblast fizičke hemije koja izučava brzine i mehanizme hemijskih

reakcija.

Osnovni pojmovi u hemijskoj kinetici:

Mehanizam hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije

Konstanta brzine reakcije

Molekularnost

Red reakcije

Predmet hemijske kinetike:

1. Određivanje brzine hemijskih reakcija

2. Određivanje karakterističnih konstanti

3. Upoznavanje mehanizma procesa

4. Analiza procesa aktiviranja (uticaj temperature, svetlosti, katalizatora...)

3

VREME TRAJANJA NEKIH POJAVA U PRIRODI

Pojava Vreme (s)

Jedna kalendarska godina 108

Period vibracije molekula 10-12

Period otkucaja srca 1

Najbrži nuklearni proces 10-20

Reakcija prelaza elektrona

(najbrži atomski proces)

10-16

Reakcija prenosa protona 10-14

Najbrža reakcija enzima 10-8

Hemijske reakcije od 10-16 – 1012

4

Reakcioni sistem: 1. Reaktanti 2. Produkti

3. Intermedijeri, tj. hemijske vrste koje nastaju i nestaju u toku reakcije

Hemijske vrste: stabilni molekuli, joni, radikali, kompleksi formirani na površini

1. Homogene hemijske reakcije 2. Heterogene hemijske reakcije

•Reakcije u gasovima

• Reakcije u rastvorima

• Reakcije u čvrstoj fazi

• Reakcije na granici faza

5

Mehanizam procesa (kinetička šema hemijskog procesa) – sveukupnost stupnjeva kojima se

predstavlja hemijski proces.

Elementarna hemijska reakcija - reakcija u kojoj se u jednom stupnju od reaktanata dobijaju

proizvodi reakcije.

Složena hemijska reakcija - reakcija koja se odvija preko niz međustupnjeva u kojima se javljaju

intermedijerne reakcione vrste.

Mehanizam hemijske reakcije - svi stupnjevi u jednoj složenoj hemijskoj reakciji.

MEHANIZAM HEMIJSKE REAKCIJE

Primer: Mehanizam dobijanja amonijaka na katalizatoru (Fe)

322 23 NHHN

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE

7

Brzina hemijske reakcije - promena koncentracije neke od reagujućih vrsta (reaktanta ili

produkta) u jedinici vremena.

dt

dcv i

i

1

v - brzina hemijske rekcije

νi – stehiometrijski koeficijent vrste i

dci/dt – promena koncentracije vrste i sa vremenom

Znak “–” se odnosi na rekatante

Znak “+” se odnosi na proizvode hemijske reakcije

8

A + B → C

dt

Cd

dt

Bd

dt

Adv

dt

AdvA

dt

BdvB

dt

CdvC

brzina reakcije u odnosu na reaktant A

brzina reakcije u odnosu na reaktant B

brzina reakcije u odnosu na proizvod C

A + 2B → 3C + D

dt

Bd

dt

Ad

dt

Cd

dt

Ddv

2

1

3

1

Primer

* * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * *

9

Primer: Napisati izraz za brzinu sledećih reakcija:

1. H2 + I2 → 2HI

2. Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3

3. H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

4. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

dt

HId

dt

Id

dt

Hdv

2

122

dt

Hd

dt

NaCld

dt

HCld

dt

Nadv 2

2

1

2

1

2

1

dt

OHd

dt

SONad

dt

NaOHd

dt

SOHdv 24242

2

1

2

1

dt

KNOd

dt

PbId

dt

KId

dt

NOPbdv 3223

2

1

2

1)(

10

v = dc/dt - nagib tangente u datoj tački na krivoj promene koncentracije reaktanata ili proizvoda sa vremenom

Promena koncentracije c reaktanata (a) i proizvoda (b) u funkciji vremena t

(a) (b)

ODREĐIVANJE BRZINE HEMIJSKIH REAKCIJA

11

Merenje brzine hemijskih reakcija – određivanje promene koncentracije u toku vremena

Određivanje koncentracije:

1. Direktno: gravimetrijski, volumetrijski

2. Indirektno (merenjem fizičkih veličina koje su direktno proporcionalne koncentraciji):

spektrofotometrijski, konduktometrijski, merenjem pritiska, polarimetrijski…

KONSTANTA BRZINE HEMIJSKE REAKCIJE

12

Zakon o dejstvu masa (Guldberg i Waage, 1865): Brzina hemijske reakcije na konstantnoj

temperaturi srazmerna je aktivnim masama reagujućih supstanci.

Aktivne mase reagujućih supstanci - koncentracije reagujućih supstanci podignute na stepen broja

molekula koji učestvuju u reakciji.

Koeficijent srazmernosti k– koeficijent brzine (konstanta brzine hemijske reakcije)

n

ii

i

ckdt

dcv

1v – brzina hemijske reakcije

k – konstanta brzine hemijske reakcije

ci – koncentracije vrste i

n – red hemijske reakcije

v = k za ci = 1

Konstanta brzine hemijske reakcije jednaka je brzini date reakcije pri jediničnim

koncentracijama reagujućih vrsta.

Veza konstante brzine hemijske reakcije i konstante ravnoteže:

Konstanta ravnoteže, ne zavisi od koncentracije, ali zavisi od temperature.

Dimenzije konstante brzine hemijske reakcije:

A + B + C→ D

113

13

3

3

)()(

)(

smoldms

moldm

moldm

s

moldm

CBA

dt

Ad

k

CBAkdt

Ad

nn

n

dDcCbBaAk

12k

k1, k2 – konstante brzine hemijske reakcije

v1= k1[A]a[B]b brzina nestajanja reaktanata A i B

v2=k2[C]c[D]d brzina nastajanja produkata C i D

2

1

k

kK

14

Red reakcije razlaganja etana je 3/2. Na 910˚C konstanta brzine reakcije je

1.13 mol -1/2 dm - 3/2 s -1. Izračunati početnu brzinu reakcije ako je pritisak etana 13,332 kPa.

?

13332332.13

13.1

1183910

2/3

0

0

12/32/1

v

PakPap

sdmmolk

KCt

n

135

0

2/33312/32/1

0

333

0

1064.5

)10355.1(13.1

10355.1355.1

1183314.8

13332

smoldmv

moldmsdmmolv

moldmmolm

KmolK

J

Pa

RT

pc

RT

p

V

nnRTpV

kCv n

ZAVISNOST BRZINE i KONSTANTE BRZINE HEMIJSKE REAKCIJE OD

TEMPERATURE

15

RT

Ea

Aek

Arenijusova

jednačina


Ea - energija aktivacije, tj. najmanja energija koju sistem mora imati da bi reakcija počela A - integraciona konstanta

e – iracionalna konstanta, e ≈ 2.718

ln – prirodni logaritam, logaritam sa osnovom e

R – univerzalna gasna konstanta

T – temperatura

TR

EAk a

1lnln

Povećanje temperature za desetak stepeni ubrzava reakciju 2 – 4 puta.

Izvođenje Arenijusove jendačine

16

2

0

2

0

)(ln

ln )/(

RT

H

T

Kd

KRTGiT

H

T

TGd

p

r

p

r

RT

Ea

Aek

Arenijusova jednačina

Van’t Hoffova jednačina

K – konstanta ravnoteže

ln – prirodni logaritam

ΔH0 – promena entalpije reakcije

R – univerzalna gasna konstanta

T – temperatura


Ea - energija aktivacije

A - integraciona konstanta

e – iracionalna konstanta, e ≈ 2.718

TR

EAk

constTR

Ek

T

dT

R

Ekd

RT

E

dT

kd

RT

E

dT

kd

RT

E

dT

kd

a

aaa

a

a

1lnln

.1

lnlnln

ln

ln

22

2

2,2

2

1,1

2,1,2

0

2

1 )(ln

aa

p

EERT

H

T

k

kd

2,1,

0

21 /

aa EEH

kkK

17

Konstanta brzine neke reakcije se udvostruči pri povećanju temperature za 10 K sa 300 K.

Izračunati energiju aktivacije ove reakcije.

11

1

1

1

1

11

2

1

12

21

21

12

2

1

12

1

12

6.5353594

6931.077320

)5.0ln(77320

2ln

300310

314.8300310

ln

ln

lnln

3101030010

300

2

kJmolJmolE

JmolE

JmolE

k

k

KK

KJmolKKE

k

k

TT

RTTE

TT

TT

R

E

k

k

RT

EAk

Aek

KKKKTT

KT

kk

a

a

a

a

a

a

a

RTE

MOLEKULARNOST I RED HEMIJSKIH REAKCIJA

18

Molekularnost hemijske reakcije se definiše za elementarnu reakciju.

Molekularnost hemijske reakcije je broj molekula koji učestvuje u

jednoj elementarnoj reakciji.

Reakcije su najčešće monomolekularne ili bimolekularne, retko trimolekularne.

A→ P monomolekularna

2A → P bimolekularna

A + B → P bimolekularna

19

Primer: Odrediti molekularnost sledećih reakcija

1. Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

2. 2AgCl + Zn 2Ag + ZnCl2

3. NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl

4. H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

5. 2Hg + PbCl2 Pb + Hg2Cl2

6. HCl + NaOH = NaCl + H2O

Trimolekularna (1 + 2) 1


Bimolekularna (1 + 1) 1 1



Bimolekularna (1 + 1) 1 1

20

Red hemijske reakcije predstavlja zbir eksponenata nad

koncentracijama u izrazu za brzinu hemijske reakcije.

aA + bB + cC→ dD

Izraz za brzinu reakcije:

Red hemijske reakcije: n = a + b + c

Molekularnost ≠ red reakcije

Molekularnost hemijske reakcije se određuje teorijski, dok se red hemijske reakcije određuje

eksperimentalno.

cba CBAk

dt

Ad

21

Primer: Hemijske reakcije nultog, prvog, drugog, trećeg, n-tog reda

(1) A→ B


Red reakcije: n = 1 reakcija je prvog reda

* * * * * * * * * *

(2) A + B → C


Red reakcije: n = 1 + 1 = 2 reakcija je drugog reda

Ak

dt

Ad

BAk

dt

Ad

1

1 1

22

(3) 2A → C


Red reakcije: n = 2 reakcija je drugog reda

* * * * * * * * * *

(4) 2NO + O2 → 2NO2

Izraz za brzinu reakcije: (ekperimentalno određen)

Red reakcije: n = 2 + 1 = 3 reakcija je trećeg reda

* * * * * * * * * *

(5) 2N2O5 → 4NO2 + O2

Izraz za brzinu reakcije: (ekperimentalno određen)

Red reakcije: n = 1 reakcija je prvog reda

2 Ak

dt

Ad

22[NO] [O ]kv

2 5[N O ]kv1

1

REAKCIJE PRVOG REDA

ktAA ]ln[]ln[ 0

23

Ak

dt

Adv

kteAA ][][ 0

d[A]/dt – promena koncentracije reaktanta A

sa vremenom

[A0] – početna koncentracija reaktanta A

[A] – koncentracija reaktanta A u trenutku t

e – iracionalna konstanta


t - vreme

Izraz za brzinu reakcije prvog reda:

Jednačina prave:

Integralni oblik kinetičke jednačine

za brzinu reakcije prvog reda:

ln

A lnA0

Δln

A

ktAA ]ln[]ln[ 0

Dimenzije konstante brzine reakcija prvog reda: k [s-1]

Vreme polureakcije (ili poluvreme reakcije), t1/2, je

ono vreme za koje se koncentracija reagujuće

supstance smanji na polovinu od početne vrednosti.

Vreme polureakcije za reakciju prvog reda ne zavisi od

koncentracije.

produktiA

kt

693.02/1

REAKCIJE DRUGOG REDA

produktiAA

2Ak

dt

Adv

24

][

1

0

2/1Ak

t

ktAA

][

1

][

1

0

Vreme polureakcije:

Vreme polureakcije za reakciju drugog reda je obrtnuto proporcionalno početnoj koncentraciji.

Izraz za brzinu reakcije drugog reda:

k

25

ktbab

a

b

a)(lnln 00

0

0

0 00 0

0 0

ln ln ( )a x a

a b ktb x b

BAk

dt

Adv

produktiBA

Izraz za brzinu reakcije drugog reda:

REAKCIJE PSEUDO-REDA

26

BAkdt

dA

AkBAkdt

dABA ,00 za Bkk

,

Kada brzina reakcije zavisi od koncentracije više reaktanata, ako uslovi dozvoljavaju, izoluje se

zavisnost brzine reakcije od samo jedne komponente pri čemu su ostale u velikom višku, pa

brzina reakcije ne zavisi od promene njihovih koncentracija.

Primer svođenja na reakciju pseudo-prvog reda:

A + B → produkti

Svođenje na reakciju pseudo-prvog reda koristi se pri ispitivanju nepoznatih sistema, kao i za

reakcije u kojima je rastvarač jedan od reaktanata.

Tipične pseudoreakcije su sve reakcije nultog reda.

Primer: Inverzija saharoze

fruktoza glukoza saharoza

, )(,6126)(,6126)(2)(112212 aqaqlaq OHCOHCOHOHC

112212

112212 OHCkdt

OHCv

REAKCIJE NULTOG REDA

k

A

ktAA

kdt

dA

2

02/1

0

27

Brzina reakcije nultog reda ne menja se sa vremenom, konstantna je, dok koncentracija linearno

opada sa vremenom.

Izraz za brzinu reakcije nultog reda:

Poluvreme reakcije:

dA/dt – promena koncentracije vrste A sa

vremenom, brzina hemijske reakcije

A – koncentracija vrste A u trenutku t

A0 – početna koncentracija vrste A


t – vreme

τ1/2 – poluvreme reakcije

METODI ODREĐIVANJA KINETIČKIH PARAMETARA: REDA I KONSTANTE

BRZINE REAKCIJE

28

Metod karakterističnih vremena

Integralni metod

Izolacioni metod

Vreme polureakcije, t1/2 – vreme potrebno da koncentracija nekog reaktanta smanji na polovinu

od svoje prvobitne vrednosti.

Za reakcije prvog reda

Za reakcije drugog reda

Za reakcije trećeg reda

Za reakcije n-tog reda

Da bi se odredio red reakcije crta se grafik log t1/2 u zavisnosti od log [A0]. Dobija se prava, ćiji

je nagib – (n - 1).

1

0 ][

12/1

n

n

At

Anconstt log)1(.log 2/1

kt I

693.02/1

][

1

02/1 Ak

t II

2

0 ][

1

2

32/1 Ak

t III

Metod karakterističnih vremena

30

Integralni metod

Postupak se sastoji u tome da se pretpostavi dati zakon brzine reakcije, a onda se

eksperimentalni rezultati obrade kao da se reakcija zaista odvija po pretpostavljenoj zakonitosti.

Ako su obrađeni rezultati sada saglasni sa prepostavljenim zakonom brzine, onda je automatski

određen red reakcije. Potom se vrši određivanje konstante brzine shodno datim izrazima u

integralnom obliku.

Primer: Razlaganje azometana na temperaturi od 536 K (263 °C)

0 30 60 90 120 150 180

-6.6

-6.0

-5.4

-4.8

lna

t /min

t/ min 0 30 60 90 120 150 180

a/moldm–3 8,70 6,52 4,89 3,67 2,75 2,06 1,55

t 0 30 60 90 120 150 180

lna -4,744 -5,033 -5,321 -5,608 -5,896 -6,185 -6,470 0ln lna a kt

31

Izolacioni metod

U slučaju da red rekcije nije ceo broj, primenjuje se izolaciona metoda.

Metoda se sastoji u tome da se prvo odrede zakoni brzine po svakom reaktantu ponaosob

(obično iz početnih brzina v0), odnosno pseudo redovi i pseudo konstante brzina, a potom na

osnovu njih i ukupan red i konstanta brzine ukupne reakcije.

1 1ln ln ln lnda

k r adt

v

Metod početnih brzina (diferencijalni metod)

CCBBAA

n

C

n

B

n

A

n

C

n

B

n

A

cncncnkv

cckcv

cckcv

CBA

CBA

0000

0000

lnlnlnlnln

.lnlnln

,

00

0000

constcnkv

cccc

AA

n

C

n

A

n

B

n

ACABA

32

SLOŽENE HEMIJSKE REAKCIJE

33

Paralelne reakcije

Reverzibilne (povratne) reakcije

Konsekutivne (posledične) rekacije

PARALELNE REAKCIJE

Najbrži stupanj određuje ukupnu brzinu reakcije.

CA

BA

k

k

2

1

tc

c A

AAAA

A dtkkc

dcckkckck

dt

dc A

A 0

212121

0

tkkc

c

A

A21

0

ln

AC

AB ck

dt

dcck

dt

dc21

t

tkk

A

c

c

B

tkk

AAB dteckdceckck

dt

dc B

B 0

0101121

0

21

AtkkCC

A

tkk

BB

cekk

kcc

cekk

kcc

0

21

20

0

21

10

21

21

1

1

2

100 0,

k

k

c

ccc

C

BCB

34

CA

BA

k

k

2

1

AtkkCC

A

tkk

BB

cekk

kcc

cekk

kcc

0

21

20

0

21

10

21

21

1

1

tkk

AA ecc21

0

1 2 3 4 5vreme

0.5

1

1.5

2

konc paralelne reakcije

cA cB

cC

35

PARALELNE REAKCIJE

PARALELNE REAKCIJE

Najsporiji stupanj određuje ukupnu brzinu reakcije.

AC

AB

k

k

2

1

tkc

ctk

c

c

C

C

B

B2

0

1

0

lnln

CBA

CC

BB ckck

dt

dcck

dt

dcck

dt

dc2121

t

tk

C

tk

B

c

c

A

tk

C

tk

BA dteckeckdceckeck

dt

dc A

A 0

0201020121

0

21

tkCtkBAA ececcc 21 11 000

36

POVRATNE REAKCIJE

ceA – ravnotežna koncentracija reaktanta A

AAABAA cckckckck

dt

dc 01111

BA 1k

1k

dt

ckckk

dc

AA

A

0111

tkk

ckckk

ck

AA

A11

0111

01ln

tkkcc

cc

eAA

eAA11

0ln

37

POVRATNE REAKCIJE

BA 1k

1k

tkk

ckckk

ck

AA

A11

0111

01ln

tkkcc

cc

eAA

eAA11

0ln

1 2 3 4 5vreme

0.175

0.225

0.25

0.275

0.3

0.325

konc povratne reakcije

cA

cB

38

KONSEKUTIVNE REAKCIJE

CC

BAB

AA

ckdt

dc

ckckdt

dc

ckdt

dc

1

21

1

tktk

AC

tktkAB

tk

AA

ekekkk

cc

eekk

ckc

ecc

21

21

1

12

21

0

12

01

0

11

CBAkk 21

39

KONSEKUTIVNE REAKCIJE

tktk

AC

tktkAB

tk

AA

ekekkk

cc

eekk

ckc

ecc

21

21

1

12

21

0

12

01

0

11

CBAkk 21

1 2 3 4 5vreme

0.02

0.04

0.06

0.08

0.1

konc konsek reakc

cA cC

cB

40

LANČANE REAKCIJE

Učešće veoma reaktivnih hemijskih vrsta, atoma i slobodih radikala.

Stupnjevi:

• početak lanca

• razvoj lanca

• prekid lanca

41

LANČANE REAKCIJE

Termički inicirane lančane reakcije

)()()( 22 ggg HBrBrH

2

2

2

2

2

5

4

3

2

1

2

2

BrBr

BrHHBrH

BrHBrBrH

HHBrHBr

BrBr

k

k

k

k

k

začetak lanca

razvoj lanca

prekid lanca

2

22

1

2/1

Br

HBr

BrHHBr

c

cb

cac

dt

dc

a, b - konstante

empirijski izraz

42

LANČANE REAKCIJE

Lančane reakcije inicirane elektromagnetnim zračenjem

)()()( 22 ggg HClhClH

2

2

2

2

4

3

2

1

2

2

ClCl

ClHClClH

HHClHCl

ClhCl

k

k

k

k

začetak lanca

razvoj lanca

prekid lanca

2

4

22H

apsapsHCl ck

Ikk

dt

dc

Iaps – intenzitet apsorbovane svetlosti

empirijski izraz

nm240

43

TEORIJA SUDARA

Elementarni akt hemijskog reagovanja je sudar molekula. Taj sudar mora

da bude efikasan u smislu prenosa energije - mora da bude neelastičan.

44

TEORIJA SUDARA

Teorija sudara je jednostavna – da bi se reakcija odigrala, čestice moraju

uspešno da se sudare.

Uspešan sudar ima dve važne karakteristike:

• čestice pri sudaru moraju da imaju određeni geometrijski raspored

• čestice koje se sudaraju moraju da imaju energiju koja je jednaka

energiji aktivacije, ili je veća od nje.

Faktori koji utiču na geometriju i energiju u sudaru će uticati na brzinu

hemijske reakcije.

45

TEORIJA SUDARA

Uticaj geometrije i orjentacije molekula u prostoru.

NOClClNOCl 2

46

TEORIJA SUDARA

Orjentacija reagujućih molekula u prostoru.

33 CHKIICHK

47

TEORIJA SUDARA

Uticaj temperature na energiju reaktanata.

2

22

3

2

24

vkT

m

ekT

mvvF

k

kT

E

k

v Ee

RTNdE

dN k2

2

3

2

48

TEORIJA SUDARA

Brzina reakcije je proporcionalna broju sudara molekula i koncentracijama

reaktanata.

srednja brzina molekula: M

Tv

brzina reakcije: R

RcM

Tv

2;2 BA

dddd

efikasni presek sudara:

konstanta brzine: RTEa

eM

TPk

P – sterni faktor

49

TEORIJA SUDARA

Faktori koji utiču na brzinu reakcije:

Koncentracija

Što je koncentracija veća, sudari reagujućih molekula su učestaliji, što

dovodi do porasta brzine reakcije.

Temperatura

Ukoliko je temperatura viša, čestice se sudaraju sa većom kinetičkom

energijom, veći broj čestica ima energiju veću od energije aktivacije, što

dovodi do porasta brzine reakcije.

Katalizatori

Katalizatori ubrzavaju reakciju, a da se sami u njoj ne troše. Oni

snižavaju energiju aktivacije i povećavaju broj efikasnih sudara.

Specifična površina

Porast površine u slučaju heterogenih reakcija znači više sudara, što

povećava brzinu reakcije. 50

TEORIJA PRELAZNOG STANJA

U toku hemijske reakcije, reaktanti se ne transformišu iznenada u

proizvode, već je nastanak proizvoda kontinualni proces raskidanja i

formiranja hemijskih veza.

U nekom trenutku uspešnog sudara, nastaje prelazna vrsta koju

karakterišu nestabilne veze – aktivirani kompleks ili prelazno stanje, koji

je bogat energijom, zbog čega je vreme njegovog života kratko, 10-500 fs

(1 fs = 10-15 s).

Aktivirani kompleks se transformiše

u proizvode, ili može ponovo

obrazovati reaktante.

51


52


53


Postulati:

• Aktivirani kompleks ima ista svojstva koja imaju i “obični” molkuli, s tim

što je jedan vibracioni stepen slobode aktiviranog kompleksa zamenjen

translatornim duž reakcione koordinate.

• Polazni reaktanti su u ravnoteži sa molekulima aktiviranog kompleksa.

Konstanta ravnoteže za stvaranje kompleksa:

Koncentracija kompleksa je:

BA

AB

cc

cK

BA

ABccKc

54


Brzina reakcije:

ABdt

dcA

– frekvencija transformacije aktiviranog kompleksa u proizvode

h

TkB

h

TkccK

dt

dc BBA

A

h

kTKk

– koeficijent transmisije, tj. verovatnoća da se aktivirani kompleks

transformiše u proizvode, a ne u reaktante. k se množi ovom

vrednošću.

0,15,0

55


Termodinamička formulacija izraza za brzinu.

000

0 ln

STHG

KRTG

RT

S

RT

H

BRT

G

BB eeh

Tke

h

Tk

h

TkKk

000

Za reakciju u rastvoru:

0HEa

RT

S

RT

E

B eeh

Tkk

a

0

RT

S

B eh

TkA

0

56

57

KATALIZA

Kataliza je specifičan i složen proces, nastao kao

posledica delovanja date reakcione vrste, generalno

nazvane katalizator, na brzinu neke reakcije.

Pozitivna kataliza, ili kratko kataliza – ubrzanje hemijske

reakcije.

Katalizator – hemijska vrsta koja ubrzava hemijsku

reakciju time što smanjuje energiju aktivacije date

reakcije i sama izlazi iz reakcije nepromenjena.

Negativna kataliza, odnosno inhibicija - usporavanje

hemijske reakcije.

Inhibitor - hemijska vrsta koja usporava hemijsku

reakciju.

Homogena kataliza - reakcione vrste, i katalizator, su u

istoj fazi.

Heterogena kataliza pretpostavlja da su sve reakcione

vrste u istoj fazi, osim katalizatora koji je u drugoj fazi.

58

Energetski profil (a) nekatalizovanog i (b) jodidnim jonom katalizovanog razlaganja

vodonikperoksida.

HOMOGENA KATALIZA

Svi učesnici u hemijskoj reakciji se nalaze u istoj fazi.

XQA 1k

1k

QBXk

2

Brzina nastanka proizvoda:

Stacionarno stanje:

XB ck

dt

dc2

0211 XXQAX ckckcck

dt

dc

21

1

kk

cckc

QA

X

QA

QAB cckkk

cckk

dt

dcexp

21

1

2

21 kk 21 kk

1

1

2

k

cckk

dt

dc QAB

drugi stupanj određuje

brzinu reakcije

QAB cck

dt

dc1

prvi stupanj određuje

brzinu reakcije

QB c

dt

dc

59

HETEROGENA KATALIZA

Kod heterogenih katalitičkih reakcija se reaktanti i katalizator nalaze u

različitim fazama (G-S, G-L, L-S).

Reakcija se odvija na aktivnim centrima.

Stupnjevi:

• difuzija reaktanata iz reakcione smeše ka katalizatoru

• adsorpcija reaktanata na aktivnim centrima na površini

• hemijska transformacija

• desorpcija proizvoda sa površine

• difuzija produkata od površine u reakcionu smešu

Najsporiji stupanj određuje brzinu reakcije. Najčešće je hemijska

transformacija najsporiji stupanj.

60

HETEROGENA KATALIZA

Fe + Fe oksidi

450-500°C, 300 bar

Sinteza amonijaka

61

Kiselinsko-bazna kataliza

62

.

R HB RH B

RH B X HB

* *

* * .

S K S K

S K X K

.

RH B R HB

R HB X B

ENZIMSKA KATALIZA

63

1 2

1

k k

kE S ES P E

2= k ESv

1 1 2ES k E S k ES k ES v

11 2

ss

kES E S

k k

0

1 2

1

11

ss

EES

k k

k S

2 0

1 2

1 0

11

k E

k k

k S

v

Mihaelis-Mentenova

(Michaelis-Menten) jednačina

64

0

2 2 20 0 0 0

11

1 1 1M

M

KS K

k E k E k E S

v

2 0 maxk E v V

Documents

oblast fi brzine i mehanizme hemijskih...2 Hemijska kinetika – oblast fizičke hemije koja izučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija. Osnovni pojmovi u hemijskoj kinetici: Mehanizam