De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

Hoofdstuk VI: organische reacties HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina 135-160.

Verwante presentaties


Presentatie over: "Hoofdstuk VI: organische reacties HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina 135-160."— Transcript van de presentatie:

1 Hoofdstuk VI: organische reacties HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina

2 Hoofdstuk VI: organische reacties VI.1 Soorten organische reacties Sommige organische reacties worden gecatalogeerd naar de naam van de ontdekker of naar bepaalde experimentele omstandigheden. Voorbeeld: de Rosenmund reductie, een katalytische hydrogenatie Meer systematische benadering: * Addities A + B  C * Eliminaties A  B + C * SubstitutiesA-B + C-D  A-C + B-D * OmleggingenA  B

3 Hoofdstuk VI: organische reacties VI.2 Classificatie van reacties via mechanisme Radicalair: homolytische bindingssplitsing / -vorming Polair / Ionair: heterolytische bindingssplitsing /-vorming

4 Hoofdstuk VI: organische reacties VI.3 Beschrijving van een reactie: thermodynamische en kinetische aspecten (Mc Murry: p ) Beschouw een reactie: aA + bB cC + dD Thermodynamisch aspect: in welke mate grijpt de overgang A + B naar C + D plaats  G° Kinetisch aspect: hoe snel geschiedt de overgang  G ‡

5 Hoofdstuk VI: organische reacties VI.3.1 Thermodynamisch aspect De positie van het chemisch evenwicht wordt uitgedrukt door volgende vergelijking met K eq = evenwichstconstante De waarde van de evenwichstconstante duidt aan welke zijde van de reactiepijl bevoordeligd is. Bepaald door G = Gibbs vrije energie G voor na  G < 0 spontane reactie:

6 Hoofdstuk VI: organische reacties Verband leggen tussen K en verschillen in vrije energie: niet direct mogelijk want bij evenwicht  G = 0 Vandaar: standaard vrije energie  G 0 standaardtoestand (bij een referentietemperatuur) = meest stabiele toestand bij 1 atmosfeer druk (en bij deze referentietemperatuur) bv. Ideale oplossing met alle componenten in 1M concentratie onder standaardcondities: K = 1, ln K = 0,  G =  G 0 bij evenwicht:  G = 0  G =  G 0 + R T lnK R = 0, kJ / (K mol) T = absolute temp in Kelvin K = [Prod] / [React] bij evenwicht  G 0 = - R T lnK of K = e - G0G0 RT

7 Hoofdstuk VI: organische reacties Oorsprong van de drijvende kracht ? H = E + PV  H =  E + PV E voor na  H < 0 exotherm E voor na  H > 0 endotherm  G =  H - T  S HH H = enthalpie  H = reactiewarmte bij constante druk exotherm proces:  H < 0, vrijstelling van warmte endotherm proces:  H > 0, absorptie van warmte

8 Hoofdstuk VI: organische reacties SS Maat voor de verandering in de hoeveelheid moleculaire wanorde of bewegingsvrijheid, die gepaard gaat met een reactie. A + B  C A  B + C Minder bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, daling in entropie, negatieve  S Meer bewegingsvrijheid / wanorde in de producten dan in de reactantia, stijging in entropie, positieve  S

9 Hoofdstuk VI: organische reacties  H negatief: warmte komt vrij bij bindingsvorming  H positief: warmte wordt geabsorbeerd bij bindingsbreking De maat voor de warmteverandering bij het breken van een binding = bindingsdissociatie-energie = de hoeveelheid energie nodig voor het breken van een gegeven binding om twee radicalen te vormen wanneer de molecule zich bevindt in de gasfase bij 25°C Bindingen gevormd in producten C-ClD = 351 kJ/mol H-ClD = 432 kJ/mol Totaal D = 783 kJ/mol Bindingen gebroken in reactantia C-HD = 438 kJ/mol Cl-ClD = 243 kJ/mol Totaal D = 681 kJ/mol  H° = 681 kJ/mol – 783 kJ/mol = -102 kJ/mol

10 Hoofdstuk VI: organische reacties Evenwicht (equilibrium): In welke richting grijpt de reactie plaats ? Snelheid (Rate): Is de reactie snel of traag ?

11 Hoofdstuk VI: organische reacties VI.3.2 Kinetisch aspect In sommige gevallen: drijvende kracht zeer groot, maar evenwichtsligging zeer langzaam bereikt Energiedrempel te groot: activatie-energie  G ‡ Hoe bereikt een molecule voldoende energie ?? Gemiddelde energie: Boltzmann distributie Bij hogere temperatuur: hogere fractie moleculen met voldoende energie

12 Hoofdstuk VI: organische reacties Snelheid van een proces: R P irr v = -d(R) / dt = + d(P) / dt v = k[R] (k in sec -1 ) __ k = ln ([R] t =0 / [R]) 1 t t (1%) = 0,01/k t (50%) = 0,69/k t (99%) = 4.61/k k = A e - E a RT of log k = log A – (E a / 2,3 RT) A = botsingsfactor Ea = Arrhenius activeringsenergie

13 Hoofdstuk VI: organische reacties Beschrijving van een reactie via een energiediagram

14 Hoofdstuk VI: organische reacties verschil tussen potentiële energie van TTS en de reactanten = activatie-energie  G ‡ : bepaalt snelheid waarmee evenwicht bereikt wordt verschil  G 0 tussen reactanten en producten: bepalend voor de evenwichtssamenstelling !!! maximum energie

15 Hoofdstuk VI: organische reacties

16

17

18 VI.4 Intermediairen in een reactie (Mc Murry: p )

19 Hoofdstuk VI: organische reacties


Download ppt "Hoofdstuk VI: organische reacties HOOFDSTUK VI: Organische reacties Mc Murry: pagina 135-160."

Verwante presentaties


Ads door Google