=-(0,0592/z)*lg K - Atom alkotórészei: elektronok (katódsugárzás), proton (gázkisülésű cső), neutron (+Be kölcs.). Rendszám

0=-(0,0592/z)*lg K; lgK= (z) / 0,0592.
A standard redoxpotenciál: standard hidrogénelektródhoz viszonyított potenciálja redoxelektródoknak. pl.: Fe3 e- Fe2
ilyenkor =(0,059/z)*lg (c1/c2) és c1>c2 , c1 a katód.
a/20. A koncentrációs elemek fogalma és elektromotoros erejének kiszámítása. A hidrogén-elektród elvi alkalmazása a pH-mérésben. Referencia (másodfajú) elektródok. A kalomel- és az ezüst-elektród működési elve.
Koncentrációs elemek: azok a galvánelemek, melyeknek a két elektródja azonos, de az elektrolitok koncentrációja különböző. Ilyenkor is fellép potenciálkülönbség az elektródok között. Ezt használják fel ismeretlen pHjú, [H ] koncentrációjú oldatok pH meghatározásakor. Hidrogén-eleltródot készítenek belőle, melyet összekötnek egy standard hidrogénelektróddal. Ha az ismeretlen hidrogénion koncentráció < 1M, akkor anód lesz, H22H 2e-; ha nagyobb, katód, 2H 2e-H2.
Az elektromotoros erőt a redukciós potenciáljából számítjuk: Eel=C1-C2. C1=0 Eel=-C2. Koncentrációs elemnél az elektromotoros erő (az elem maximális munkavégző képessége) a Nernst egyenletet felhasználva: Eme=(0,059/z)*lg (c1/c2), ahol z az elektródfolyamat töltésszám változása, c1, c2, pedig a két elektród ionkoncentrációja és c1>c2 (c1 a katód).
A pH mérésben fel lehet használni, a Nernst egyenletet alkalmazva: C2= 0,0592lg(1/[H ism]) =C1-C2=0,0592pH. pH=/0,0592.
Két hidrogénelektród és só-híd helyett a gyakorlatban üvegelektródot tesznek az ismeretlen pHjú oldatba és referencia (fém-csapadék: kalomel) elektróddal kötik össze közvetlen pH. =konstans (üvegelektród minőségétől függ) 0,0592pH.
Üvegelektród (membránelektród, összehasonlító elektród): hidrogénionra szelektív membránelektród (speciális üvegből), ionkoncentráció gyors meghatározását teszi lehetővé.
A félcella egy típusa, az ionszelektív membránelektródok csoportjába tartozó üvegelektród.
(A membránelektródok szelektív hatásúak, mivel a membránok csak adott ionokat engednek át, a többit méretük, vagy töltésük alapján kizárják.)
Felépítése az ábrán látható, egy vastagfalú üvegcső végére pH-érzékeny üvegből többnyire gömb alakúra kiképzett, vékony (0,001-0,1 mm falvastagságú) membránt forrasztanak.
Az elektród belsejében ismert pH-jú pufferoldat (kiegyenlítő oldat) van, amelybe a potenciál mérése céljából egy úgynevezett belső összehasonlító elektródot helyeznek. (A belső összehasonlító elektród lehet például ezüst - ezüst-klorid, vagy más állandó potenciállal rendelkező elektród.)
Az üveggömb olyan vékony, hogy a hidrogén át tud diffundálni rajta.
Egy hidrogénionokat tartalmazó oldatba merítve az üveggömböt, az elektródpotenciál függ az oldat hidrogénion koncentrációjától.
Az üvegelektródokat pH-mérőkben alkalmazzák.
Az elektród a galvánelem egy-egy redoxirendszerét képviselő félcella. Történhet rajta oxidáció (anód) v. redukció (katód). Fajtái: első és másodfajú.
Elsőfajú a fém-, gáz-, és redoxielektródok. Az ionok koncentrációja működés közben változik, az elektródok polarizálódnak, potenciáljuk csökken, az ilyen elektródok potenciálja hígítással csökken (kivéve a redoxelektródnál, itt változatlan).
Másodfajú a fém-csapadék elektród. Az ionkoncentráció állandó(a csapadékból pótlódik, ill. a felesleg a só anionjával csapadék formájában kiválik), ezért potenciálja állandó. (hígítással nő a potenciál)
Az elektrolit a fém kis oldhatósági szorzatú saját sóját tartalmazza (pl: AgCl), valamint a fém jó oldhatóságú sója is benn van (pl.:KCl). Az oldatban, feleslegben, csapadék formájában is jelen vannak ezek. Vagyis az oldat telített az AgCl-ra és a KCl-ra is.
másodfajú elektród: működés közben az elektrolit Ag ion konc. nem változik, nincs polarizáció, változatlan potenciálú (vonatkozatatási, referencia elektród).
Ha anód: az oldatba Ag ionok kerülnek, és rögtön kiválnak AgCl-ok; ha redukció: az oldat ezüstion koncentrációja csökken, mely az AgCl csapadékból oldódással pótlódik. AgAgCl(s)Cl-1(1M): reverzibilis reakció AgCl(s) e- Ag(s) Cl-.
A kalomel elektród: Hg-fém, kis oldhatósági szorzatú Hg2Cl2, működési elve ugyan ez.
a/21 Redoxelemek. Standard redoxpotenciál és annak összefüggése az oxidációval és redukcióval. Biológiailag fontos reverzibilis és irreverzibilis redox rendszerek.
Redoxelem: olyan galváncella, amely elektródjainak anyagi minősége az oxidáltságukat leszámítva megegyezik. Az ilyen elektródok potenciálértékét a Nernst-képlet módosított formája adja: = 0 (RT/zF).ln(cox/cred)= 0 0,059/z.lg(cox/cred),
ahol 0 a standard redoxpotenciál különbség, melyet szintén a standard hidrogénelektródra (egységnyi aktivitású hidrogéngázt (0,1MPa) és egységnyi aktivitású hidrogéniont (1M oldat) és platinával kormozott elektródot tartalmaz – standard red. potenciálja def. szerint 0=0) vonatkoztatunk. A logaritmusban az oxidált és redukált forma koncentráiójának hányadosával kell számolni, az adott elektród ionkoncentrációja helyett.
standard redoxpotenciál: redoxelektród standard redukciós potenciálja.
Normál redoxpot: oxidált és redukált formát egyenlő konc. tartalmazó redoxelektród elektródpotja. A potenciálok különbsége az elektród potenciáljával egyenlő (mindig a nagyobból vonjuk le a kisebbet). Pozitív előjelű érték arra utal, hogy az adott elektródon redukció, negatív, ha oxidáció játszódik le.
Biológiailag fontos reverzibilis és irreverzibilis redox rendszerek: (a redoxreakciók a legfontosabb kémiai reakciók - energiatermelésre (tüzelőanyag elégetés), fémek előállítására ércekből, és az anyagcserében használják különféle módokon) számos biológiailag fontos reakcióban történik e-átmenet. : acetát acetaldehid, NAD H 2e-NADH, NADP H 2e-NADPH, acetaldehidetanol, citokróm-c1(Fe3 )citokróm-c1(Fe2 ), 1/2O2 2H 2e-H2O.
I. Reverzibilis: A nikotinamid-adenin-dinukleotid (NAD ) és a nikotinamid-adenin-dinukleotid-foszfát (NADP ) az élő sejtekben megtalálható két igen fontos biokémiai kofaktor. Alapvető szerepük van az elektronok szállításában a redoxpotenciál-transzfer során.
A NADH a NAD redukált alakja, míg a NAD a NADH oxidált alakja. Ugyanígy a NADPH a NADP redukált megfelelője, a NADP pedig a NADPH oxidált megfelelője.
Habár csak egyetlen foszfát-csoportban különböznek, a NADH és a NADPH eltérő biokémiai funkciót töltenek be: A NADH a sejtlégzés részét képező glikolízis és citromsav-ciklus kofaktora, míg a NADPH a nukleinsavak és zsírsavak bioszintéziséhez szükséges.
NAD /NADH
A sejtek a NAD-ot niacinból szintetizálják és redoxreakciók során elektrontranszportra használják. Ekkor a NAD egy elektronpárt és egy protont felvéve NADH-vá redukálódik, és egy további proton (H ) szabaddá válik.
MH2 NAD → NADH H M: energia; ahol M valamely metabolit.
Két hidrogénatomot (pontosabban egy hidrid-iont és egy protont) ad le a metabolit. A proton oldatba kerül, míg a hidridion egyik elektronja a NAD töltéshordozó nitrogénjére, a maradék hidrogénatom pedig ezzel a nitrogénnel átellenes szénhez kapcsolódik.
A NADH-ban elraktározott redoxpotenciál vagy ATP-képződésre fordítódik az aerob légzés elektron-transzportja segítségével vagy anabolikus reakciókra fordítódik. Az ATP a sejtek univerzális energiahordozója, és a NADH felhasználása alapvető fontosságú előállításukhoz. Azonban bizonyos körülmények között (például hypoxia) az oxidált NAD aerob regenerációja elégtelen a sejt azonnali ATP-szükségletének a fedezésére, ezzel szemben a glikolízis oxigén hiányában is képes a NADH-t NAD -dá oxidálni (fermentáció).
NADP /NADPH
A NADP anabolikus reakciók – zsírsav- és nukleinsav-szintézis – redukáló ágense. A színtestekben a NADP oxidálószer, szerepe a fotoszintézis bevezető reakcióiban elsődleges. Az itt megtermelt NADPH a Calvin-ciklus bioszintetikus reakcióiban redukáló ágensként jelenik meg.
megfordítható még pl.:FAD 2H 2e- = FADH2 (koenzim a lebontás során)
II. Irreverzibilis: glükóz P glükóz-6-P
fruktóz-6-P P fruktózdifoszfát
foszfoenolpiruvát piruvát
a/22. Reakcióhő, égéshő, képződéshő, oldáshő fogalma. Hess tétele és alkalmazása. Termokémiai egyenletek. Kötési energia és képződéshő összefüggése.
Reakcióhő: a kémiai reakciókat kísérő entalpiaváltozás (H=HK(termék)-HK(kiindulási))
Égéshő: az standard entalpiaváltozás, mely 1g anyag oxigénfeleslegben való teljes elégetésekor szabadul fel. Az égés mindig exoterm (hidrogén égéshője nagy, a nagy hidrogéntartalmú vegyületeké is) [kJ/g]
Képződéshő: azt a folyamatot kísérő hőváltozás, mely 1 mol standard állapotú vegyület standard állapotú elemeiből való képződését kíséri. HK. Az elemek képződéshője: 0. Oldáshő: az oldás exoterm vagy endoterm, az oldandó anyag részecskéi közti vonzerőt csak energia befektetéssel lehet legyőzni. Míg az oldószer és oldandó anyag között kialakuló új kölcsönhatások energia felszabadulással járnak. A két folyamat energiaváltozásának aránya szabja meg az oldáshőt. A disszociáció mindig endoterm, a hidratáció exoterm, a kettő összege adja az oldáshőt.
Hess-tétel: az entalpiaváltozás, reakcióhő csak a rendszer kezdeti és végállapotától függ, független a reakcióúttól (pl: CO2 keletkezése: C O közv: CO2, vagy COCO2), a részfolyamatok minőségétől és sorrendjétől. H=HK(termék)-HK(kiindulási) vagyis a termékek együtthatókkal szorzott képződéshőinek összegéből kivonjuk a kiindulási anyagok együtthatókkal szorzott képződéshőinek összegét.
Termokémiai egyenlet: benne a kiindulási anygok és a termékek minőségét, mennyiségét, halmazállapotát és a folyamat reakcióhőjét fel kell tűntetni
Kötési energia: 1 mólnyi anyagban lévő adott típusú kötés képződéshőjének felel meg; a molekulák képződéshője ált. exoterm, entalpia csökkenéssel jár. Megállapították, hogy egy bizonyos kötéstípus felszakításához szükséges energia közelítőleg azonos, függetlenül attól, hogy milyen molekuláról van szó (kötésiE additivitása, emiatt:)
Kötési energiák összeadásával kiszámíthatjuk a molekulák képződéshőjét: mért és számított között eltérések lehetnek (molekulaszerkezetre lehet következtetni – pl: butadién kettős kötés delokalizáltsága).
Termodinamikai rendszer alatt az egymással kölcsönhatásban lévő kémiai anyagokat értjük, amiket tanyulmányozni szeretnénk. Ami nem a rendszer része, azt környezetnek nevezzük. A rendszer lehet:
izolált: r. és k. között nincs kölcsönhatás.
zárt: r. és k. között Ekicserélődés van.
nyitott: r. és k. között E és anyagcsere is zajlik.
A rendszer teljes Ekészletét belső E-nak nevezzük. Ez függ az anyag minőségétől és annak állapotától.
Nő: T emeléssel; olvadással, párolgással, forrással; aktiválással.
A termodinamika tételei:
1. zárt rendszerben a belső E változása a r. és k. közötti hőcsere és munka függvénye: E = Q W állandó nyomáson: W = -P*V
2. a rendszer és környezetének entrópiája önként végbemenő folyamotokban fokozatosan nő: Sr Sk > 0 S =H/T [J/K] !!!!
3. 0 K-en a tökéletes kristály entrópiája 0.
(reális kristályoké nem a rácshibák miatt)
a/23. Exoterm és endoterm reakciók. Az entalpia, entrópia, szabadenergia és szabadentalpia fogalma. Reakciók entalpiaváltozása és számítása a standard képződési entalpiákból, illetve moláris égéshőből.
Ha a rendszer és környezete között hőkicserélődés van, akkor lehet endoterm vagy exoterm a folyamat. Exoterm folyamatnál a rendszer energiája csökken (környezeté nő), endoterm folyamatban a rendszer energiája nő (és a környezeté csökken).
Entalpia: az anyagok hőtartalma állandó nyomáson.
E = Q -PV Qp=H=E pV
függ: belső energia, nyomás, térfogat.
Entalpiaváltozás: H=E p.V (állandó nyomáson mért reakcióhő).
H°=HK(termék)-HK(kiindulási) [kJ/mol]
vagy égéshőkből: H°=Qégés(termék)-Qégés(kiindulási) [kJ/g]
Entrópia (S): a rendezetlenség mértéke - a természetben végbemenő folyamatokban nő, mivel a rendezetlenebb állapot a valószínűbb. S=Svégáll-Skiind. S=H/T (J/K). Rendszer és környezete entrópiaváltozásának összege mindig nagyobb, mint 0. Ha a természetben végbemenő folyamatokban entrópia csökkenne, akkor a rendszer hasznos munkát végezhetne energiabefektetése nélkül. A termodinamika III. főtétele szerint: 0Ken megszűnne a kristályt alkotó atomok rezgőmozgása. A tökéletes kristály entrópiája 0 Ken nulla. Reális kristályokra ez nem igaz: T=0Ken is nagyobb mint 0, oka a részecskék többféle orientációja és a rácshibák többféle térbeli elhelyezkedést tesznek lehetővé.
Az abszolút entrópia az alábbiak összege:
a) T=0K számított entrópia (molekula geometria, kristályrács szerk),
b) fázisátmenetek során bekövetkező ugrásszerű entrópianövekedés,
c) az adott fázisban hőmérséklet növekedéséhez tartozó entrópiaváltozás.
Kémiai reakciókban az entrópia azért változik, mert
a) módosul a molekulák, ionok, atomok száma (növekszik a szám – növ. az entrópia);
b) halmazállapotváltozás következik be (a gázok entrópiája a legmagasabb, a tiszta szilárd anyagoké (fémek) a legkisebb);
c) a részecskék geometriája, bonyolultsága változik (bonyolódás -> entrópia nő). Szabadentalpia (szabadenergia): a természetben a folyamatok az entalpiacsökkenés és az entrópianövekedés irányába mennek végbe. Gibbs szerint egy önként lejátszódó folyamat entalpia (v. belső energia) csökkenése két részből áll:
a) az egyik szabadon átalakítható az energia más fajtájává, a rendszer munkavégző képességét jelenti (=szabadentalpia)
b) a másik ahhoz szükséges, hogy adott hőmérsékleten tartsa a rendszert (biztosítva annak rendjét) – energiává nem alakítható.
>> H= G T*S
ahol G a szabadentalpia (a rendszer max. munkája az egyensúly eléréséig), a TS szorzat az át nem alakítható munkát jelöli.
A szabadentalpia-változást a kezdeti és végállapot határozza meg, értéke:
G=H-TS. [kJ/mol]
Segítségével megjósolható egy folyamat típusa, végbemenetele:
G<0 a folyamat exergonikus és önként végbemegy
G>0 és a folyamat endergonikus, önként nem játszódik le
G=0 egyensúlyi állapot.
Az önként végbemenő reakciók szabadentalpia csökkenéssel járnak, a rendszer egyensúlyba kerül környezetével, hasznos munkavégzés megszűnik: G=0.
(állandó térfogaton nincs térfogati munka, belső energiaváltozás történik, és ennek egyenlete: F=E-TS, ahol F a szabadE, ami hasonlít G-hez, de nem ugyanaz).
a/24. Spontán végbemenő reakciók. Kémiai reakciók entrópia változása (delta S) és szabadenergia változása (delta G). Gibbs egyenlet.
A folyamatok határozott irányban, önként, spontán (külső hatásoktól mentesen, az egyensúly eléréséig) mennek végbe, megfordításuk csak energiabefektetéssel lehetséges.
Termodinamikai valószínűség: azon mikroállapotok száma, mellyel a rendszer makroállapota megvalósul. A nagyfokú rendezettség kevésbé valószínű állapot, a rendezetlenség valószínűbb. A rendezetlenség mértéke az entrópia (S), a folyamatokat kísérő entrópiaváltozás pedig: S=Svégáll-Skezdeti.
A rendszer és környezetének entrópiája önként végbemenő folyamatokban állandóan nő. A kettő entrópiaváltozásának összege mindig nagyobb, mint 0.
Sr Sk > 0
Az önként lejátszódó folyamatok entrópiaváltozása a
S=H/T
összefüggéssel jellemezhető, (ahol H a rendszer entalpiaváltozása (reakcióhő)= E PV) egysége J/K.
Kémiai reakciókban az entrópia azért változik, mert
a) módosul a molekulák, ionok, atomok száma (növekszik a szám – növ. az entrópia);
b) halmazállapotváltozás következik be (a gázok entrópiája a legmagasabb, a tiszta szilárd anyagoké (fémek) a legkisebb);
c) a részecskék geometriája, bonyolultsága változik (bonyolódás -> entrópia nő). Szabadentalpia (szabadenergia): a természetben a folyamatok az entalpiacsökkenés és az entrópianövekedés irányába mennek végbe. Gibbs szerint egy önként lejátszódó folyamat entalpia (v. belső energia) csökkenése két részből áll:
a) az egyik szabadon átalakítható az energia más fajtájává, a rendszer munkavégző képességét jelenti;
b) a másik ahhoz szükséges, hogy adott hőmérsékleten tartsa a rendszert (biztosítva annak rendjét) – energiává nem alakítható.
>> H= G T*S
ahol G a szabadentalpia (a rendszer max. munkája az egyensúly eléréséig), a TS szorzat az át nem alakítható munkát jelöli.
A szabadentalpia-változást a kezdeti és végállapot határozza meg, értéke:
G=H-TS.
Segítségével megjósolható egy folyamat típusa, végbemenetele:
G<0 a folyamat exergonikus és önként végbemegy
G>0 és a folyamat endergonikus, önként nem játszódik le
G=0 egyensúlyi állapot.
Az önként végbemenő reakciók szabadentalpia csökkenéssel járnak, a rendszer egyensúlyba kerül környezetével, hasznos munkavégzés megszűnik: G=0.
(állandó térfogaton nincs térfogati munka, belső energiaváltozás történik, de ennek jele: F=E-TS)
Standard állapotú kiindulási anyagokat, végtermékeket véve:
G=H-TS (Gibbs egyenlet)
Ilyenkor a folyamat iránya is jósolható. Ha H és S negatív, a reakció alacsony hőmérsékleten lejátszódik önként. Ha H és S pozitív, a reakció magasabb hőmérsékleten játszódik le. Ha H és G pozitív, de S negatív semmilyen Tn nem játszódik le önként, viszont ha S pozitív és G, H negatívak minden hőmérsékleten önként végbemegy a folyamat.
a/25. A kémiai reakciók sebessége és rendűsége; a reakció molekularitásának fogalma. A reakciósebességi állandó jelentősége és a sebességi állandót befolyásoló tényezők. A felezési idő fogalma.
A reakciók csoportosításának többféle módja van: fázis (homogén, heterogén), átalakulás mértéke (teljes, részleges=megfordítható), összetettség, molekularitás szerint. Az összetett reakciókat felépítő egyszerű reakciólépéseknek vagy elemi reakcióknak nevezzük
A molekularitás a reakció mechanizmusával függ össze, megmutatja, hogy az adott reakciólépés hány molekula kémiai kölcsönhatása során jön létre.
a) monomolekulás (ritka) bomlás, pl.: C2H5NH2C2H4 NH3
b) bimolekulás (leggyakoribb) pl.:gázfázisban: O3 O2 O2 oldataban: H OH-H2O
c) trimolekulás (ritka) 2NO O2 2 NO2
d) ennél nagyobb molekularítású reakciók esélye 0.
Reakciósebesség: megmutatja, hogy időegység alatt mekkora a koncentrációváltozás. A BC v=±c/t; v=k[A]1[B]1
ahol k a sebességi állandó, egységnyi koncentráció mellett mért reakciósebesség.
, ha termékre vonatkozik, -, ha kiindulási anyag koncentrációjára.
Sebességi állandó: az egységnyi koncentrációk mellett mért reakciósebességgel azonos. Értéke az adott kémiai átalakulásra jellemző adat.
(a sebességi állandók hányadosa adja meg az egyensúlyi állandót megfordítható reakciókban: Aa Bb Cc Dd
v(átalakulás)= k1*[C]c[D]d
v(visszaalakulás)=k2* [A]a[B]b
K=k2/k1=[C]c[D]d /[A]a[B]b )
A reakció kinetikus rendje: a sebességi egyenletben lévő koncentrációk hatványkitevőinek összege.
0. rendű reakció: sebessége független a koncentrációtól, v=k=ÁLL., az ilyen reakciók sebessége pl. a katalizátoron lévő aktív helyek függvénye. Felezési idő e.a. ckiindulás . pl.:
2 NH33 H2 N2 (1000°C-on, Wolfrám katalizátorral)
1. rendű reakció: a reakciósebesség egyetlen anyag koncentrációjával arányos v=k[A], vagyis ckiindulás e.a. v, de a felezési idő független ckiindulás .
Sebességi állandó: az 1. rendű reakciók sebességét jellemezhetjük a reagáló anyag koncentrációjának időbeli csökkenésével:
v=k[A]=-[A]/t ennek integrálásával számítható k,
ln[A0] =ln[A] kt
k=2,303/t.lg[A0]/[A] k kiszámítható, ha ismerjük a kezdeti és a t időpontbeli koncentrációkat.
A logaritmus rész arra utal, hogy elsőrendű reakcióban az átalakuló anyag koncentrációja exponenciálisan csökken.
Felezési idő: az az időtartam, amely alatt az átalakuló anyag kezdeti koncentrációja felére csökken. tf =0,693/k
azaz a kinetikusan elsőrendű reakció felezési ideje független a kezdeti koncentrációtól.
2. rendű: a reakciósebesség két koncentráció szorzatával
v=k[A][B] pl: O3 O O2
ill. egy koncentráció négyzetével arányos
v=k[A]2 pl: HI bomlása: 2HIH2 I2
A felezési idő fordítottan arányos a kezdeti koncentrációval.
Többnyire bimolekulás reakciók.
2. rendű reakciók 1. rendűvé tétele: ha az egyik anyag nagy feleslegben van jelen, így koncentrációja gyakorlatilag áll., akkor v csak a másik anyag koncentrációjától függ. pl.: szacharóz hidrolízise
a/26. A reakciósebesség változása a hőmérséklettel. Az aktiválási energia. Sorozatreakciók. A katalízis. Szervetlen katalizátorok.
A reakciók sebessége általában nő a hőmérséklet emelésével (kb. 2szeresére 10° emelésével). Arrhenius szerint: a részecskéknek aktiválási energiával kell rendelkezni, összefüggés van T, Ea és k között: k=Ae-Ea/RT, a hőmérséklet emelkedésével a reakció sebességi állandója logaritmikusan nő, A a reakciókonstans, megadja az 1s alatti ütközések számát és R is konstans, Ea az aktiválási energia.
A T-nek a v-re gyakorolt hatását az ütközési elmélet és az aktivált komplexek kialakulása értelmezi.
Ütközési elmélet: az ütközés előfeltétele a kémiai reakciónak, de nem minden ütközés vezet átalakuláshoz (gát: aktiválási energia). Az ütközés csak akkor hatásos, ha az ütköző részecskék megfelelően nagy energiával rendelkeztek. Az Ea a részecskék hőmozgásából származik. A hőmérséklet emelésével nő az aktivált molekulák száma, s így a reakció sebessége is. A molekulák (főleg makro) térbeli orientációja is fontos.
Átmeneti állapot elmélete: megfelelő ütközés esetén aktivált komplex keletkezik. Az aktiválási energia átalakul rezgési energiává, ami lazítja a kötéseket. A rövid életű aktivált komplexben a kötések átrendeződnek, a nagy E segítségével új kötések alakulnak ki.
Több elemi lépésből álló reakciók (egymástól nem függetlenül, de önállóan játszódnak le) = összetett reakciók (egyensúlyra vezető, sorozat és párhuzamos reakciók).
Sorozatreakciók (konszekutív): a termékek újabb reakcióba lépnek önmagukkal v. más anyagokkal, s új termékek keletkeznek. A(kiind.a.)B(intermedterm) C(végterm).
[A] exponenciálisan csökken.
[B] kezdetben nő, majd lassan elkezd csökkenni. Megfelelő k1/k2 arány esetén az intermedier koncentráció állandósul ([B] állandósága: stacionárius v. steady state konc.\állapot).
[C] fokozatosan nő, (nő a képződési sebessége) eleinte lassan, mivel AB a sebességmeghatározó lépés. (A kisebb sebességi állandójú elemi reakció határozza meg az egész folyamat sebességét.) pl: glükóz anaerob bomlása.
Katalízis: katalizátor tulajdonságai
a) új reakcióutat nyit meg, csökkentve az aktiválási E-t
b) fokozza a kémiai reakciók sebességét (mindkét irány)
c) átmenetileg vesz csak részt a reakcióban (végül változatlan formában visszakapjuk)
d) nem befolyásolja a szabadentalpia változást, egyensúlyi állandót.
Homogén katalízis: katalizátor és szubsztrátjai azonos fázisban. A termékek minősége független a katalizátortól.
Heterogén katalízis: különböző fázisban (pl:szilárd kat-gáz szubsztrát). A katalizátor minősége, a változó körülmények (P,T…) jelentősen befolyásolják a képzödő termékek minőségét. A katalizátor irányító hatása, abban nyilvánul meg, hogy ugyanabból a kiindulási anyagkeverékből más-más termék képződését segítik elő.
A katalizátorok megfelelő felülete az aktív centrum. A katalizáló hatás függ idegen anyagok jelenlététől. Aktiválókfokozzák, inhibitorokmegbénítják a katalizátor működését. Az élő szervezet biokatalizátorai az enzimek. h
Szervetlen katalizátorok: a gépjárművekben a CO-ot oxidációval CO2á, a NO-ot redukcióval elemi nitrogénné alakítják.0>0>
|