Reaktionsmekanisme: 3Br 2 + 3H 2 O. 5Br - + BrO H + Usandsynligt at alle 12 reaktantpartikler støder sammen samtidig. ca.

Transkript

1 Reaktionsmekanisme: 5Br - + BrO H + 3Br 2 + 3H 2 O Usandsynligt at alle 12 reaktantpartikler støder sammen samtidig ca partikler Reaktionen foregår i flere trin Eksperimentel erfaring: Max. 2 eller højst 3 partikler støder sammen i hvert trin Danner et mellemprodukt

2 Reaktion mellem H 2 og O 2 : 2H 2 + O 2 2H 2 O H 2 + O 2 2OH (1) H 2 + molekyle 2H + molekyle (2) Initiation OH + H 2 H + H 2 O (3) Propagation H + O 2 O + OH (4) O + H 2 H + OH (5) Branching H væg (6) H + O 2 + molekyle HO 2 + molekyle (7) Termination HO 2 + H 2 H + H 2 O 2 (8) HO 2 + H 2 O OH + H 2 O 2 (9) Slow Propagation

3 Eksperimentel bestemmelse af Reaktionsmekanisme: 1. Initiering af reaktion (f.eks. blanding, opvarmning, belysning etc.) 2. Måle en eller flere parametre som funktion af tiden, f.eks.: a. Gasudvikling (ml gas / s) b. Trykudvikling (Bar / s) c. Farveskift (intensitetsændring / s) d. Prøveudtagning + fysisk/kemisk analyse afkøling af prøven => reaktionshastighed sænkes fjerne en reaktant ved kemisk reaktion => reaktionen stopper f.eks. fjerne H + ved tilsætning af OH -

4 Elementar Reaktioner: Stofferne (reaktanter) A og B reagerer og danner stofferne (produkter) C, D og E: (A, B, C, D, E = molekyler, ioner, atomer) A + 2B C + D + E Reaktionen kan f.eks. forløbe i tre trin: I: A + B C + X Bimolekylær II: X D + Y Elementarreaktioner Unimolekylær III: B + Y E Bimolekylær Sum: A + 2B C + D + E Reaktion I, II og III tilsammen udgør reaktionsmekanismen. Enkeltreaktionerne kaldes elementarreaktioner og beskriver tilsammen reaktionsmekanismen: Hvad reagerer (A og B) Molforholdet mellem reaktanterne (A og 2B) Hvordan partiklerne reagerer med hinanden (1A og 1B partikel støder sammen og reagerer etc..) Hvilke mellemprodukter der dannes og mængden af mellemprodukter i hvert reaktionstrin (1X i trin I og 1Y i trin II) Hvad dannes (C, D og E) Hvor meget der dannes af hvert produkt Unimolekylær Bimolekylær Trimolekylær Tetramolekylær : Omdannelse af enkelt partikel (dekomponering) : Sammenstød og reaktion mellem to partikler : Sammenstød og reaktion mellem tre partikler : Kendes ikke - dvs., er aldrig observeret

5 Mellemprodukter: I: A + B C + X Bimolekylær II: X D + Y Elementarreaktioner Unimolekylær III: B + Y E Bimolekylær Sum: A + 2B C + D + E Mellemprodukter er karakteriseret ved: X og Y dannes og omdannes igen til andre forbindelser X og Y er ustabile (kan kun isoleres med stort besvær) X og Y reagerer hurtigt videre (eller tilbage) Hastighedsbestemmende Reaktion: Påstand: Reaktionshastigheden bestemmes af den langsomste elementarreaktion. F.eks.: I: A + B C + X Hurtig : A og B omdannes fuldstændig til C og X II: X D + Y Hurtig : X dekomponerer hurtigt til D og Y III: B + Y E Langsom : B er uvillig til at reagere med Y Reaktion III langsom Ophobning af D og Y Reaktion II og I forløber baglæns

6 Aktiveret Kompleks: Bimolekylær reaktion, N og ML støder sammen og reagerer: N + M - L N - M + L Binding mellem N og M dannes samtidig med at binding mellem M og L brydes Energiprofil:

7 Energiomsætning: Der frigives energi Exoterm Reaktion Der optages energi Endoterm Reaktion

8 Bimolekylær Elementarreaktion: OH - + CH 3 I CH 3 OH + I - (NB! Se animation på kemi webside: S N 2 reaktion) Reaktionen foregår kun hvis: O - atomet i OH - - gruppen rammer C - atomet i CH 3 I modsat I - atomet Den kinetiske energi er større end aktiveringsenergien

9 Reaktionshastighed og Temperatur: O 2 molekylers hastighedsfordeling ved forskellige temperaturer Højere temperatur højere hastighed (kurverne forskydes mod højre) 0 o C 0 molekyler med hastighed over ca m/s 500 o C ca. 0,5% med hastighed over ca m/s 1000 o C ca. 0,75% med hastighed over 1200 m/s Flere sammenstød ved højere temperatur Mere energirige sammenstød Større chance for reaktion

10 Hvorfor Katalyse? Hvad er en katalysator: En katalysator er et stof som forøger reaktionshastigheden uden selv at forbruges ved reaktionen. Typiske eksempler: Pt, oxider, carbon, ioner 1. Katalyse er den eneste måde at få reaktionen til at foregå, f.eks. ammoniaksyntese: 3H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (g) Exoterm reaktion mod højre Exoterm mod højre Gasreaktion Mest NH 3 ved ligevægt Varmetilførsel forskyder mod venstre Mindre NH 3 Trykforøgelse forskyder mod højre Lav temperatur og højt tryk Eksempel: 200 o C, 1000 atm. > 98 % rent NH 3 Reaktionshastighed Uendelig langsom 500oC, 100 atm. ca. 10 % rent NH 3 Reaktionshastighed Langsommere (lavere temperatur) Kompromis: ca. 400 o C, 140 atm. ca. 15 % NH 3 i gasblandingen Fe 3 O 4 katalysator Reaktionshastighed Rentabel produktion Kemi 2000 B, side Lavere energiforbrug - ofte den vigtigste begrundelse 3. Bedre produkt - renere 5. Billigere reaktionsanlæg 6. Mulighed for at styre reaktionen: Cu CH 3 CH 2 OH CH 3 CHO + H 2 CH 3 CH 2 OH Al 2 O 3 C 2 H 4 + H 2 O

11 Katalysatorers Virkemåde: Ændrer reaktionsvejen Den katalyserede reaktionsvej har mindre aktiveringsenergi - mindre energi til at starte reaktionen Energiændringen mellem start og sluttilstand ændres ikke Reversibel (ligevægt) reaktion: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 Katalysatoren har samme effekt for begge reaktioner: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2

12 Homogen og Heterogen Katalyse: Homogen katalyse: Homogen blanding af katalysator og reaktanter Typisk: Reaktionen foregår i en opløsning af katalysatoren og reaktanterne Eksempel: Spaltning af H 2 O 2 : 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g) Langsom reaktion ved stuetemperatur. Homogen katalyse med I - ioner: H 2 O 2 (aq) + I - (aq) H 2 O(l) + IO - (aq) (1) H 2 O 2 (aq) + IO - (aq) H 2 O(l) + O 2 (g) + I - (aq) (2) I - ionerne gendannes I - katalyserer reaktionen Heterogen katalyse: Katalysatoren er heterogent blandet med katalysatoren Typisk: Reaktionen foregår på overfladen af katalysatoren Eksempel: Heterogen katalyse med MnO 2 : 2H 2 O 2 (aq) MnO 2 2H 2 O(l) + O 2 (g) MnO 2 forbruges ikke under reaktionen reaktionen MnO 2 katalyserer