Слайд 2
![Теория активированного комплекса (ТАК) ТАК или теория абсолютных скоростей реакций](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-1.jpg)
Теория активированного комплекса (ТАК)
ТАК или теория абсолютных скоростей реакций предложена в
1935 г. независимо Г. Эйрингом, а также М. Поляни и М. Эвансом и
оперирует основными понятиями
Потенциальная кривая
Поверхность потенциальной энергии
Координата реакции
Слайд 3
![Выражение для скорости реакции Для реакции: А + В ?Пр](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-2.jpg)
Выражение для скорости реакции
Для реакции: А + В ?Пр
W
= χ *ν≠ C≠, где
ν≠ = kбT/h [c-1] - частота распада АК, эффектив-ная скорость перехода АК через энергетический барьер;
χ ≤ 1 - трансэмиссионный коэффициент, показывает долю АК , переходящих в продукты
Механизм реакции:
k1
А + В ↔ АВ≠ Для получения конечного
k-1 уравнения применим
k1 МКРК
АВ≠ → Пр
Слайд 4
![Основные факторы протекания реакции в ТАК Элементарный акт реакции происходит](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-3.jpg)
Основные факторы протекания реакции в ТАК
Элементарный акт реакции происходит адиабатически, т.е.
ядра движутся независимо от движения электронов. Потенциальная энергия U при движении ядер изменяется непрерывно и является функцией межъядерных расстояний
Исходные вещества и активированный комплекс находится в состоянии равновесия
Протекание реакции распада активирован-ного комплекса не смещает равновесие в первой стадии
Слайд 5
![Термодинамический подход](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-4.jpg)
Слайд 6
![Выводы](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-5.jpg)
Слайд 7
![Выводы](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-6.jpg)
Слайд 8
![Ea = ΔH≠ + nRT](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-7.jpg)
Слайд 9
![Энтропийный фактор](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-8.jpg)
Слайд 10
![Выводы](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-9.jpg)
Слайд 11
![Расчетные выражения](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-10.jpg)
Слайд 12
![Расчетные выражения При стандартном состоянии для реакции в растворах С0](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-11.jpg)
Расчетные выражения
При стандартном состоянии для реакции в растворах С0 = 1
моль/cм3 .
Для газовых реакций за стандарт принимается давление компонентов, равное Р0 =1 атм.
Если реакция протекает в газовой фазе, то P=CRT и C= RT/P тогда при изменении стандарта константу скорости в единицах концентрации следует пересчитать по формуле
kр[1/(атмn-1·время)] = kс [(л/моль)n-1/время]*(RT)1-n ,
где R = 0,082 л·атм/(моль·К)
Слайд 13
![Кинетика реакций в растворе по ТАС Клеточный эффект Механизм реакций](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-12.jpg)
Кинетика реакций в растворе по ТАС
Клеточный эффект
Механизм реакций в растворе
должен учитывать как столкновения молекулы исходных веществ, так и столкновения с молекулами растворителя.
Поэтому двум реагирующим молекулам труднее встретиться. Для этого они должны продиффун-дировать сквозь слой растворителя. И если сблизятся и образуют так называемую пару столкновений, то им труднее разойтись, так как этому препятствуют окружающие их молекулы растворителя. Время пребывания в клетке обычно составляет 10-10 - 10 -8 с.
Слайд 14
![Бимолекулярная реакция в растворе Этот сложный механизм можно заменить более](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-13.jpg)
Бимолекулярная реакция в растворе
Этот сложный механизм можно заменить более простой кинетической
схемой, состоящей из двух последовательных стадий:
k1 - представляет собой константу скорости диффузии молекул А и В через растворитель
k2 – кинетическая константа скорости
Слайд 15
![Анализ уравнения по WР Применим метод МКСК: W(AB) = 0;](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-14.jpg)
Анализ уравнения по WР
Применим метод МКСК: W(AB) = 0; WР
= r2
W(AB) = r1–r-1–r2 = k1CACB–k-1C(AB) –k2C(AB) = 0
C(AB) = k1CACB/(k-1+k2) ? WР = k1k2CACB/(k-1+k2)
WР = k1k2CACB/(k-1+k2) = kнаблCACB
Если k-1 << k2 , WР = k1CACB – реакция лимитируется диффузией через растворитель;
Если k-1 >> k2 , то WР = k2K1CACB - реакция лимитируется кинетической стадией процесса
Слайд 16
![Режимы протекания реакции Два предельные случае описывают два режима проведения](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-15.jpg)
Режимы протекания реакции
Два предельные случае описывают два режима проведения реакции:
1.
Диффузионный, описывается законами диффузии (законы Фика)
Скорость реакции зависит от вязкости среды и не зависит от природы реагентов
2. Кинетический, описывается законами формальной кинетики
Слайд 17
![Кинетика реакций в растворе по ТАК При применении ТАК к](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-16.jpg)
Кинетика реакций в растворе по ТАК
При применении ТАК к кинетике реакций
в растворах нужно учитывать влияние растворителя на реагирующие частицы, так как при этом изменяются энергия активации, стерический фактор и трансмиссионный коэффициент. С помощью формального термодинамического подхода можно приближенно учесть влияние растворителя на скорость реакции через коэффициенты активности реагентов.
Слайд 18
![Кинетика в растворах Согласно теории активированного комплекса константа скорости равна:](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-17.jpg)
Кинетика в растворах
Согласно теории активированного комплекса константа скорости равна:
k =
k2Kс ≠ = (kбT/h) *Kс ≠, где Kс ≠ – константа равновесия образования АК в единицах концентрации.
Для растворов заменим ее Ka ≠ , выраженную через активности: А + В ↔ АВ≠ :
Ka ≠ = αАВ≠/ αАαВ = САВ≠/ САСВ *γАВ≠ /γАγВ , где γI - коэффициент активности; αI = СI *γI
Слайд 19
![Уравнение Бренстеда - Бъеррема Ka ≠ = Kс ≠ *](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-18.jpg)
Уравнение Бренстеда - Бъеррема
Ka ≠ = Kс ≠ * γАВ≠
/γАγВ ? Kс ≠ = Ka ≠ γАγВ /γАВ≠
Тогда получим:
k = (kбT/h) *KС ≠ = [(kбT/h) * Ka ≠ ]*γАγВ /γАВ≠;
Введем обозначение: k0 = [(kбT/h) *Kа ≠ ] - имеет смысл константы скорости при концентрации стремящейся к нулю (γI? 1).
k = k0 * γАγВ /γАВ≠ - уравнение
Бренстеда - Бьеррума
Слайд 20
![Уравнение Бренстеда - Бьеррума k = k0 * γАγВ /γАВ≠](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-19.jpg)
Уравнение Бренстеда - Бьеррума
k = k0 * γАγВ /γАВ≠ ,
где k0 = (kбT/h) *Kа ≠
Поскольку коэффициент активности зависит от диэлектрической проницаемости, зарядов частиц, размеров и природы частиц, концент-рации, то это уравнение объясняет зависи-мость константы скорости от всех этих параметров.
А -- В ? A∙ + В ∙ - гомолитический распад
А -- В ? A+ + В - - гетеролитический распад
Слайд 21
![Примеры Гомолитический распад N2O5 ? NO2∙ + NO3∙ k*105 c-1](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-20.jpg)
Примеры
Гомолитический распад
N2O5 ? NO2∙ + NO3∙
k*105 c-1
Газовая фаза
1,65
CCl4 2,00
CH3NO2 1,56
Слайд 22
![Примеры Гетеролитический распад CH3J + Cl- ? CH3Cl + J-](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-21.jpg)
Примеры
Гетеролитический распад
CH3J + Cl- ? CH3Cl + J-
kотн
CH3OH 1
HCONH2 12,5
HCONH(CH3) 45,3
HCON(CH3)2 1,2*106
Слайд 23
![Реакции в растворах электролитов](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-22.jpg)
Реакции в растворах электролитов
Слайд 24
![Уравнение Бренстеда – Бъеррема-2](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-23.jpg)
Уравнение Бренстеда – Бъеррема-2
Слайд 25
![Первичный солевой эффект Увеличение константы скорости k с ростом ионной](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-24.jpg)
Первичный солевой эффект
Увеличение константы скорости k с ростом ионной силы раствора
I обозначают как первичный солевой эффект
Слайд 26
![Вторичный солевой эффект](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-25.jpg)
Слайд 27
![Недостатки ТАК Невозможность определения для большинства реакций энергии активации неэмпирическим](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-26.jpg)
Недостатки ТАК
Невозможность определения для большинства реакций энергии активации неэмпирическим путем
Отсутствие надежных
экспериментальных данных о строении и структуре активированного комплекса и способов их оценки
Слайд 28
![Влияние диэлектрической постоянной (ε)](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-27.jpg)
Влияние диэлектрической постоянной (ε)
Слайд 29
![Влияние полярности среды](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-28.jpg)
Слайд 30
![Катализ В общем случае катализ это ускорение реакции под действием](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-29.jpg)
Катализ
В общем случае катализ это ускорение реакции под действием особых химических
соединений – катализаторов.
Катализатор – это вещество или тело, которые вступают в реакцию в одной или нескольких стадий и выходит в конце реакции в неизменном виде.
Слайд 31
![Катализаторы Если катализатор не выходит в неизмен-ном виде, а расходуется](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-30.jpg)
Катализаторы
Если катализатор не выходит в неизмен-ном виде, а расходуется в побочных
реакциях, то такие стадии реакции называются стадиями отравления катализатора (ингибирования) и вещества, способствующие протеканию побочных реакций называются каталитическими ядами
Слайд 32
![Классификация каталитических процессов По фазовому составу каталитические реакции делятся: Гомогенный](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-31.jpg)
Классификация каталитических процессов
По фазовому составу каталитические реакции делятся:
Гомогенный катализ (Исходные
вещества и катализатор находятся в одной фазе)
Гетерогенный катализ (Реакционная смесь и
катализатор находятся в разных фазах). Реакция протекает на границе двух фаз, например,
газ – твердый катализатор
Ферментативный катализ ( Занимает промежу-
точное положение между гомогенным и гетероген-ным катализом, часто относят к микрогетерогенному)
Слайд 33
![Катализ – явление специфическое, поэтому каталитическую активность можно оценить только](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-32.jpg)
Катализ – явление специфическое, поэтому каталитическую активность можно оценить только по
отношению к конкретной реакции. Действие катализатора не всегда приводит к ускорению конкретной реакции, но и к появлению новых продуктов.
Реакция термического разложения эфира в газовой фазе без катализатора протекает:
C2H5OC2H5 ? 2CH4 + 1/2C2H4 +CO
C катализатором J2:
C2H5OC2H5 + J2 ? CH3CHO + C2H6 + J2
Слайд 34
![Гетерогенный катализ](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-33.jpg)
Слайд 35
![Эффективность катализатора В гомогенном катализе мерой активности является число оборотов](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-34.jpg)
Эффективность катализатора
В гомогенном катализе мерой активности является число оборотов реакции nk
, т.е. количество молекул, превращающихся за единицу времени на одном активном центре : nk = W/Cкат ; С[моль/л]
В гетерогенном катализе – удельная активность a = W/Sкат или a = W/mкат
Слайд 36
![Эффективность катализатора Интегральная избирательность или селективность – отношение количества целевого](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-35.jpg)
Эффективность катализатора
Интегральная избирательность или селективность – отношение количества целевого продукта к
теоретически возможному из взятого количества исходного вещества: β = СПР/ СПР,теор*100%
Самой высокой селективностью обладают ферменты и ряд гомогенных катализато-ров (95-100%). Для гетерогенного катализа β обычно ниже (~70%).
Слайд 37
![Механизм действия катализаторов](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-36.jpg)
Механизм действия катализаторов
Слайд 38
![Теория промежуточных соединений в катализе Е.А. Шпитальский (1926 г), И.И.](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-37.jpg)
Теория промежуточных соединений в катализе
Е.А. Шпитальский (1926 г), И.И. Кобозев
Катализатор образует
с исходным веществом лабильное (неустойчивое) промежуточное соединение (ПС)
Образование промежуточного соединения ПС протекает обратимо и быстро
ПС относительно медленно превращается в продукт реакции
Катализатор может взаимодействовать с реагентом, образуя несколько ПС
Wпр пропорциональна концентрации ПС
Слайд 39
![Виды гомогенного катализа Кислотно – основной (Катализатор – кислота или](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-38.jpg)
Виды гомогенного катализа
Кислотно – основной (Катализатор – кислота или основание)
Метало
–комплексный ( катализатор – ионы
металлов , металокомплексные соединения)
Ферментативный (биокатализаторы - ферменты)
Слайд 40
![Кислотно – основной катализ По C.Аррениусу (1884 г) кислота –](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-39.jpg)
Кислотно – основной катализ
По C.Аррениусу (1884 г) кислота – это соединение,
образующее при диссоциации в воде ионы водорода H3O+ , а основание – это соединение, образующее при диссоциации в воде гидроксид - ионы OН-
Недостаток – применимо только для водных растворов
Слайд 41
![Кислотно – основной катализ По Дж.Брестеду и Т.Лоури (1923 г)](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-40.jpg)
Кислотно – основной катализ
По Дж.Брестеду и Т.Лоури (1923 г) кислота –
это вещество, являющее донором протона, а основание – вещество, являющее акцептором протона. В растворе сущест-вует кислотно – основное равновесие:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Кислота Основание Кислота Основание
Слайд 42
![Кислотно – основной катализ По Г.Льюису кислота – это акцептор](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-41.jpg)
Кислотно – основной катализ
По Г.Льюису кислота – это акцептор неподеленной пары
электронов, а основание вещество, являющее донором электронной пары.
Кислотами Льюиса являются такие соединениями, как FeCl3, AlCl3, AlBr3, BF3
Основания: NH3, N2H4, NO3-, C6H5N
Слайд 43
![Реакции специфического кислотно – основного катализа Специфический кислотный катализ. В](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-42.jpg)
Реакции специфического кислотно – основного катализа
Специфический кислотный катализ. В этом случае
катализатором являются кислоты Аррениуса, т.е. ионы H3O+ :
S + H3O+ ↔ SH+ + H2O ? P + H3O+
Специфический основный катализ. В этом случае катализатором являются основания Аррениуса, т.е. ионы OН- :
S + OН- ↔ H2O + S- ? P + HA
Лимитирующей стадией является вторая стадия – распада SH+ или S-
Слайд 44
![Реакции общего кислотно – основного катализа Общий кислотный катализ .](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-43.jpg)
Реакции общего кислотно – основного катализа
Общий кислотный катализ . В этом
случае катализатором являются кислоты Бренстеда, т.е. НА (или ВН+):
S + ВН+ ↔ SH+ + В- ? P + ВН+
Общий основной катализ . В этом случае катализатором являются основания Бренстеда, т.е. В :
S + В ↔ ВH+ + S- ? P + HA
Лимитирующая стадия – это стадия образования SH+ или S-
Слайд 45
![Пример Реакция образования сложных эфиров:](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-44.jpg)
Пример
Реакция образования сложных эфиров:
Слайд 46
![Реакции электрофильно – нуклеофильного катализа Электрофильный катализ. В этом случае](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-45.jpg)
Реакции электрофильно – нуклеофильного катализа
Электрофильный катализ. В этом случае катализаторами являются
кислоты Льюиса и механизм включает образование с одним из реагентов донорно – акцепторных связей.
Примеры: - реакция Фриделя –Крафта –
Слайд 47
![Реакции электрофильно – нуклеофильного катализа Нуклеофильный катализ. В этом случае](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-46.jpg)
Реакции электрофильно – нуклеофильного катализа
Нуклеофильный катализ. В этом случае катализаторами являются
основания Льюиса: амины,R3N, R2HN, RNH2 .
Принято обозначать нуклеофильное замещение символом SN2 и для мономолекулярного замещения SN1.
Слайд 48
![Общий случай кислотно – основного катализа k1 S + ВН+](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-47.jpg)
Общий случай кислотно – основного катализа
k1
S + ВН+ ↔
SH+ + В-
k-1
k2
SH+ ? P + H+
K3
В- + H+ ↔ ВН+ - протекает быстро и не может быть лимитирующей стадией.
Стадия протекающая после лимитирующей не входит в кинетическое уравнение реакции
Слайд 49
![Вывод уравнения k1 S + ВН+ ↔ SH+ + В-](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-48.jpg)
Вывод уравнения
k1
S + ВН+ ↔ SH+ + В-
; r1 = k1CSCBH+
k-1 r-1 = k-1CSH+CB-
k2 r2 = k2CSH+
SH+ ? P + H+ Wp = r2 = ?
Применим метод МКСК : WSH+ = 0
WSH+ = r1 -r-1 - r2 = k1CSCBH+ - k-1CSH+CB- - k2CSH+ = 0
CSH+ = k1CSCBH+/(k-1CB- + k2) и окончательно:
Wp = r2 = k1k2CSCBH+/(k-1CB- + k2)
Слайд 50
![Анализ уравнения Wp = r2 = k1k2CSCBH+/(k-1CB- + k2) 1.](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-49.jpg)
Анализ уравнения
Wp = r2 = k1k2CSCBH+/(k-1CB- + k2)
1. Предположим, что
k-1CB- << k2 и получим:
Wp = k1k2CSCBH+/ k2 = k1CSCBH+
Видно, что лимитирующая стадия первая (k1) и этот случай относится к общему (неспецифическому) кислотному катализу. Скорость реакции имеет первый порядок по катализатору ВН+ (n=1), что подтверждает каталитический характер реакции
Слайд 51
![Общий (Неспецифический) кислотный катализ Wp = k1CSCBH+= kнаблCS ; kнабл](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/300773/slide-50.jpg)
Общий (Неспецифический) кислотный катализ
Wp = k1CSCBH+= kнаблCS ; kнабл =
Wp/CS ;
kнабл = k’1CB’H+ k”1CB”H+ = ΣkiCBiH+
Например реакция иодирования ацетона:
СH3COCH3 + HCl ↔ СH3C=CH2(OH) + Cl-
СH3C=CH2(OH) + J2 → СH3COCH2 J + HJ
kнабл = k’1C HCl + k”1CHJ + k’”1CH2O