kimyasal kinetik - Ankara Üniversitesi Açık Ders Malzemeleri

KİM-118 TEMEL KİMYA
Prof. Dr. Zeliha HAYVALI
Ankara Üniversitesi
Kimya Bölümü
Bu slaytlarda anlatılanlar sadece özet olup ayrıntılı bilgiler ve örnek
çözümleri derste verilecektir.
•
Kimyasal kinetik: kimyasal reaksiyonların zamanla ilerleyişini ve
ilerleme hızınınnasıl değiştirileceğini araştıran bilim dalıdır.
•
Bir reaksiyonun, başlamasından denge konumuna ulaşıncaya kadar
geçen süre içindeki tüm etkileşmeleri kimyasal kinetik içinde
incelenir.
Reaksiyon Hızını Etkileyen Faktörler
1.
2.
3.
4.
Sıcaklık
Reaksiyona girenlerin konsantrasyonları
Katalizörler
Reaksiyona giren madde katı olduğunda; katı maddenin yüzey
alanı hızı etkiler
5. Reaksiyona giren veya reaksiyonda oluşan madde gaz olduğunda,
basınç hızı etkiler.
•
reaksiyon hızı A2 ve B2'nin derişimleri çarpımı ile orantılıdır.
•
Hız sabiti adı verilen orantı katsayısı k olmak üzere “r” ile
simgeleyeceğimiz reaksiyon hızı için;
•
•
r = k [A2] [B2]
Hız sabiti k'nın sayısal değeri, sıcaklığa ve reaksiyonun uygun
çarpışma sayısına bağlıdır.
•
Genel olarak, bir basamaklı reaksiyonlar veya çok basamaklı
reaksiyonların bir basamağı için
aA + bB + . . → ürünler
r = k[A]a [B]b. .
•
Reaksiyon mertebesi derişim üslerinin toplamı ile bulunur.
n = a + b + . . .
11.5 HIZ DENKLEMLERİ VE SICAKLIK
•
Reaksiyon hız sabiti k'nın sıcaklıkla değişimi ilk kez Svante Arrhenius
tarafından 1889 yılında
k=Zu e
•
•
•
•
•
•
•
Ee
−
RT
olarak ileri sürülmüştür. Arrhenius denklemi adı verilen bu eşitlikte;
Zu reaksiyon için belirgin olan bir sabit,
e doğal logaritma tabanı (2,718…)
Ee reaksiyonun etkinleşme (aktifleşme) enerjisi (j/mol)
R gaz sabiti (8,314 jmol-1K-1)
T mutlak sıcaklıktır.
e-Ee/RT çarpanına Boltzmann faktörü adı verilir.
Arrhenius denklemi
k=Zu e
Ee
−
RT
Ee
ln k =ln Zu −
RT
Ee
log k =log Zu −
2,303RT
İki ayrı T1 ve T2 sıcaklıkları için ölçülen aynı reaksiyonun hız sabitleri
k1 ve k2 ise, denklemi iki kez yazılıp taraf tarafa çıkarılarak:
log
Ea
k2
T - T1
( 2
=
)
2,303 R T 2 x T 1
k1
11.6 SIFIRINCI DERECE REAKSİYONLARININ KİNETİĞİ
•
Sıfırıncı dereceden reaksiyonlarda, reaksiyon hızı reaksiyona giren
maddenin derişiminden bağımsızdır.
•
r=-d[A]/dt=k[A]n
•
Yani
n=0 olduğundan mertebe sıfırdır.
r=k olur.
Sıfırıncı Mertebeden Reaksiyonlar
H ı z =−
−
d [A]
dt
∆[ A]
∆t
= k [ A] = k
0
= k [ A] = k
0
[ A] − [ A]0 = −kt
− d [ A ] = kdt
A
t
Ao
0
− ∫ d [ A ] = k ∫ dt
[ A] = [ A]0 − kt
[A]0 A nın başlangıç konsantrasyonu, t=0
[A], t anındaki konsantrasyon
[A]= mol dm-3
t= saat
k= mol dm-3 s-1 (Sıfırıncı mertebeden reaksiyon için hız sabitinin birimi)
Sıfırıncı mertebe, yarılanma süresi
[ A] = [ A]0 − kt
[ A]0
2
Hız ifadesinde [A] yerine, [A]0/2 alınırsa, t1/2 olmalıdır.
= [ A]0 − kt1/2
−
t1/2
[ A]0
2
[
A ]o
=−
2k
= − kt1/2
[ A]0
2
= kt1/2
Birinci Mertebeden Reaksiyonlar
Birinci dereceden tepkimeler genellikle A → Ürünler
∆[A]
Hız = ∆t
[ A]0
ln
[ A]
= kt
−
d [A]
dt
[ A]0
log
[ A]
A
= k [ A]
−∫
Ao
kt
=
2,303
olarak gösterilebilir.
d [ A]
[ A]
t
= k ∫ dt
0
kt
log [ A] = log [ A]0 −
2,303
[A], t anındaki konsantrasyon,
[A]0 A nın başlangıç konsantrasyonu
[A]= mol dm-3
t= saat
k= zaman-1 (Birinci mertebeden reaksiyon için hız sabitinin birimi)
Birinci mertebe, yarılanma süresi
[ A]0
kt1/2
log
=
[ A]2 / 2 2,303
kt1/2
log 2 =
2,303
2,303log 2
=
k
0, 693
=
k
0
t1/2
ln
veya
t½ =
t1/2
[A]0
[A]0/2
k
ln 2
0.693
=
=
k
k
11.8 İKİNCİ DERECEDEN REAKSİYONLARININ KİNETİĞİ
İkinci dereceden reaksiyonlar iki aynı veya farklı molekülün etkin çarpışması sonucu
olur.
2A → ürünler
A + B → ürünler
Eğer [A] = [B] ise
⇒
- d[A]
dt
Eğer [A] = [B] ise ⇒ - d[A]
dt
−
d [A]
=k [A]2
=k [A][B]
k: L mol-1 s-1 (İkinci mertebeden reaksiyon
için hız sabitinin birimi)
= k [ A]
2
dt
A
t
d [ A]
−∫
2 = k ∫ dt
A
0
Ao [ ]
⇒
1
1
=
+kt
[A0]
[A]
veya
1
1
= kt
[A]
[A]0
İkinci derece yarılanma süresi
• [A] = [A]0 /2
ve
t = t1/2 alınarak
1
1
=
+kt
[A0]
[A]
1
[ A ]0
= kt 1 2 +
2
2
[A ]0
1
[ A ]0
1
[A] 0
1
[A] 0
= k t1 2
= k t1 2
⇒ t1 2 =
1
k[A]0