Wykład 3

Kwasy i zasady:
definicja Brønsteda – Lowry’ego
• Kwasem Brønsteda – Lowry’ego jest substancja,
która dostarcza (jest donorem) protonu H+.
• Zasadą Brønsteda – Lowry’ego jest substancja,
która ten proton przyjmuje (jest akceptorem protonu).
H A
kwas 1
+
B
zasada 2
A
sprzężona
zasada 1
+
H B
sprzężony
kwas 2
1
Stała równowagi
Moc danego kwasu w roztworze wodnym można opisać przy
użyciu standardowego wyrażenia na stałą równowagi Keq:
A- + H3O+
HA + H2O
A
H3
Keq =
HA H2O
O+
mol / dm3
2
Stała kwasowości
W rozcieńczonym roztworze wodnym stosowanym przy
pomiarach kwasowości, stężenie wody [H2O] pozostaje prawie
stałe i wynosi ~55,6 mol/dm3.
Z tego powodu możemy stan równowagi opisać stosując
wielkość o nazwie stała kwasowości Ka
K
a
Keq x H2O
A
x
H3O
HA
3
Zakres wartości Ka dla różnych kwasów jest bardzo duży.
Od ~1015 dla tak zwanych „superkwasów”
do ~10-60 dla kwasów najsłabszych.
Pospolite kwasy nieorganiczne, takie jak H2SO4, HNO3 czy
HCl mają wartości Ka w zakresie 102 – 109,
podczas gdy wartości
Ka organicznych kwasów karboksylowych RCOOH leżą w
zakresie 10-5 – 10-15.
Moc kwasu jest najczęściej wyrażana za pomocą wartości
pKa
pKa = - log Ka
4
pKa = - log Ka
Kwas mocniejszy
większa wartość Ka
mniejsza wartość pKa
Kwas słabszy
mniejsza wartość Ka
większa wartość pKa.
5
Zwróćcie uwagę na odwrotną zależność między mocą kwasu
i mocą jego sprzężonej zasady.
Z mocnym kwasem sprzężona jest słaba zasada.
Mocny kwas to ten, który łatwo traci swój proton, co oznacza,
że jego sprzężona zasada ma małe powinowactwo do protonu
i dlatego jest słabą zasadą.
Ze słabym kwasem sprzężona jest mocna zasada.
Słaby kwas to ten, który z trudnością traci swój proton, co
oznacza, że jego sprzężona zasada ma duże powinowactwo do
protonu i dlatego jest mocną zasadą.
6
CH3COOH
kwas 1
mocniejszy
OH
CH3COO
zasada 2
sprzężona
zasada1
sprzężony
kwas 2
mocniejsza
słabsza
słabszy
+
HOH
+
Porównujemy kwasowości dwóch kwasów 1 i 2
K a1 = 10 -5
Ka2 = 10 -16
Równowaga zawsze przesunięta jest w stronę
słabszego kwasu i słabszej zasady.
CH3COOH
+
OH
CH3COO
+
HOH
7
+
HC CH
kwas 1
słabszy
OH
zasada 2
słabsza
pKa (acetylen) = 25
HC C
sprzężona
zasada 1
mocniejsza
+
H2O
sprzężony
kwas 2
mocniejszy
pKa (woda) = 16
8
Czy zajdzie następująca reakcja:
O
CH3 C CH3 + Na
?
NH2
O
CH3 C CH3 + NH2
kwas 1
zasada 2
?
O
CH3 C CH2
O
CH3 C CH2
sprzężona
zasada 1
mocniejszy
Na
+
+
NH3
NH3
sprzężony
kwas 2
słabszy
amoniak, NH3 ma wartość pKa ~ 34,
a aceton CH3COCH3 ma wartość pKa ~ 19 .
REAKCJA ZAJDZIE
9
Niektóre związki mogą oddziaływać zarówno
jak kwasy, jak i zasady.
Np.: woda, alkohole, kwasy karboksylowe, amoniak, aminy.
Sprzężony kwas
H3O
Związek
Sprzężona zasada
H2O
OH
CH3OH2
CH3OH
CH3O
CH3COOH2
CH3COOH
CH3COO
NH4
NH3
NH2
CH3NH3
CH3NH2
CH3NH
10
Tabela względnej mocy kwasów
kwas
W
Z
R
O
S
T
K
W
A
S
O
W
O
Ś
C
I
Ka ≈
zasada
CH3(CH2)2CH3
10 - 45
CH3(CH2)2CH2-
CH2 = CH2
10 - 44
CH2 = CH-
NH3
10 - 34
NH2-
RC≡CH
10 - 25
RC≡C-
ROH
10 - 18
RO-
H2O
10 - 16
OH-
PhOH
10 - 10
PhO-
RNH3+
10 - 10
RNH2
NH4+
10 - 9
NH3
H2CO3
10 - 7
HCO3-
CH3COOH
10 - 5
CH3COO-
CF3COOH
1
CF3COO-
HNO3
10
NO3-
H3O+
50
H2O
HCl
10 7
Cl-
HBr lub H2SO4
10
9
Br-
lub HSO4-
HI oraz HClO4
10 10
I-
lub ClO4-
Super kwas SbF5 . FSO3H
> 10 12
SbF5 . FSO3-
W
Z
O
R
S
T
Z
A
S
A
D
O
W
O
Ś
C
I
11
Należy zapamiętać, że:
‰ Im mocniejszy kwas tym słabsza zasada z nim sprzężona;
‰ W równowagach kwasowo-zasadowych (tj. przemianach
związanych z przeniesieniem wodoru) położenie stanu
równowagi jest zawsze przesunięte w kierunku słabszego
kwasu i słabszej zasady;
‰ Moc kwasu jest względna
(ten sam związek może być kwasem lub zasadą w
zależności od tego z czym reaguje),
ponad to
moc kwasu zależy od rodzaju rozpuszczalnika
(np. kwas słaby w wodzie może okazać się mocnym kwasem
w bezwodnym środowisku - np. w ciekłym amoniaku
zastosowanym jako rozpuszczalnik).
12
Gdzie przyłącza się najpierw proton?
Do najmocniejszej zasady ( najsłabszy sprzężony kwasu).
RNH2
pKa (RNH3+) = 10,5
słabszy kwas
mocniejsza sprzężona zasada
RNH2
mocniejsza zasada
do aminy
RSpKa (RSH) = 8,6
mocniejszy kwas
słabsza sprzężona zasada
RSsłabsza zasada
13
Jeżeli miareczkujemy mieszaninę kwasów mocną zasadą
kwasy miareczkowane są w kolejności zgodnej z rosnącą
wartością pKa
czyli najpierw reaguje mocniejszy kwas
RCOOH
pKa= 4,5
mocniejszy kwas
RCHCOOH
NH3
NaOH
RNH3+
pKa= 10,5
słabszy kwas
RCHCOO
NH3
NaOH
RCHCOO
NH2
14
Kwasy i zasady
definicja Lewisa
• Kwasem Lewisa jest substancja, która jest
akceptorem pary elektronowej.
• Zasadą Lewisa jest substancja, która jest donorem
pary elektronowej.
15
Kwasy Lewisa – stwierdzenie, że jest zdolny do przyjęcia pary
elektronowej oznacza, że musi mieć pusty, nieobsadzony,
niskoenergetyczny orbital lub
silnie spolaryzowane wiązanie chemiczne z wodorem, takie że H+
może być uwolniony (np. HBr, HCl, HNO3).
Definicja Lewisa jest znacznie szersza niż definicja Brønsteda –
Lowry’ego.
Kwasem Lewisa jest :
H +,
Kationy metali np.: Li+, Mg2+,
Różne kationy np.: Br+, Cl+
Związki pierwiastków grupy IIIA np.: BF3, AlCl3, AlBr3
Związki metali przejściowych np.: TiCl4, FeCl3, ZnCl2, SnCl4
Różne obojętne donory protonu np.: H2O, HCl, HNO3 itp
16
Definicja zasady Lewisa jest podobna do definicji zasady
Brønsteda-Lowry’ego.
Jest to związek mający parę niewiążących elektronów, które
mogą być wykorzystane do związania się z kwasem Lewisa.
Większość związków organicznych zawierających atom tlenu
lub azotu jest zasadą Lewisa.
Zasady Lewisa:
CH3OCH3
CH3CH2OH
CH3C
CH3NH2 CH3CH2N=CH3 CH3C N
CH3SCH3
O
OH
CH3C
O
NH2
Cl
17
Ważne jest aby wolna, niewiążąca para elektronowa
była dostępna.
Związek nie może posiadać ładunku dodatniego na
atomie z wolną parą.
H3O+ chociaż ma wolną parę elektronową na tlenie nie
jest zasadą Lewisa, gdyż ta nie jest dostępna.
H O H
H
18
Kwas Lewisa
akceptor pary elektronowej
jeżeli akceptorem jeżeli akceptorem
jest H+
jest inny atom
kwas
elektrofil
Zasada Lewisa
donor pary elektronowej
jeżeli donoruje
do H+
jeżeli donoruje
do innego atomu
zasada
nukleofil
19
W reakcjach z węglem mówimy o:
nukleofilach i elektrofilach.
Nukleofile – cząsteczki lub jony ujemne, które w procesie
powstawania wiązania z atomem węgla, dostarczają pary
elektronów, tworzącej nowe wiązanie (np. I-).
CH3 Cl
+
I
CH3 I
+
Cl
Elektrofile – cząsteczki lub jony dodatnie, które w
procesie tworzenia wiązania wykorzystują pary
elektronowe dostarczane przez atom węgla (np. Br+).
CH2 CH2
+
Br
CH2 CH2Br
20
Analiza Elementarna
Skład pierwiastkowy związku:
C
H
N
Σ
69,35%
5,89%
11,62%
86,86%
do 100% brakuje 100 - 86,86 = 13,14%
C
H
N
O
to jest tlen O
69,35%
5,89%
11,62%
13,14%
21
C
H
N
69,35
= 5,78
12
5,78
0,82
= 7,02 ~ 7
= 5,89
5,89
0,82
= 7,18 ~ 7
11,62
= 0,83
14
0,83
0,82
=1
0,82
0,82
=1
5,89
1
13,14
O
16
= 0,82
Na tym etapie
nie wolno zaokrąglać!
Tu już można zaokrąglić
Wzór empiryczny
C7H7NO
22
Wzór empiryczny C7H7NO
Wzór sumaryczny rzeczywisty wynika z masy cząsteczkowej.
Sumujemy masy atomowe we wzorze empirycznym:
7*12 + 7*1 + 14 + 16 = 121
Załóżmy , że masa cząsteczkowa wynosi 121
wzór sumaryczny związku jest taki sam jak wzór empiryczny,
czyli C7H7NO.
Gdyby masa cząsteczkowa wynosiła 242 to wzór rzeczywisty
byłby 242 / 121 =2
2 * C7H7NO = C14H14N2O2
23
Stopień nienasycenia:
C7H7NO
n=
n=0
n=1
n=2
n = 4 (i więcej)
2 + 2C + N - I
n=
2
2 + 2*7 + 1 - 7
2
=5
same wiązania nasycone bez pierścienia
C=C (C=N, C=O) lub pierścień
2*C=C (C=N, C=O)
lub C≡C (C≡N)
lub C=C (C=N, C=O) i pierścień
prawdopodobnie pierścień aromatyczny
24
C7H7NO :
O
C
H
NH2
C
O
NH2
o-aminobenzaldehyd
2-aminobenzaldehyd
benzamid
O
C
H
O
C
H
NH2
m-aminobenzaldehyd
3-aminobenzaldehyd
H2N
p-aminobenzaldehyd
4-aminobenzaldehyd
25
Jak przebiegają reakcje chemiczne?
Zanim przystąpimy do omawiania reakcji chemicznych jakim
ulegają związki organiczne warto zdać sobie sprawę jak
przebiegają reakcje chemiczne.
Każdą reakcję chemiczną można traktować jak proces,
którego istotą jest rozerwanie wiązań obecnych w substratach
i utworzenie nowych wiązań, właściwych dla produktów reakcji.
Rozpad wiązania chemicznego może się odbyć na dwa sposoby:
homolityczny
i
heterolityczny.
26
Homolityczny rozpad wiązania
Jeżeli elektrony wiązania zostano podzielone „po równo” między
atomami tworzącymi wiązanie
mamy do czynienia z rozpadem homolitycznym,
a powstałe produkty naszą nazwę rodników
(zawierają niesparowany elektron)
Zapis rozpadu homolitycznego (używamy strzałek z pólgrotami):
A
B
A
+ B
2 rodniki
27
Homolityczny rozpad wiązania
C-C
CH3 CH3
CH3 + CH3
rodnik
metylowy
CH3CH2 CH3
propan
rodnik
metylowy
CH3CH2 + CH3
rodnik
etylowy
28
Rodniki = posiadają niesparowany elektron np.:
H., Br., Cl., I ., CH3., .OH, RO. , R., ∅-CH2 .
∅ oznacza pierścień benzenowy
Rodniki są bardzo reaktywne chemicznie, dążą do
sparowania pojedynczego elektronu poprzez:
rozerwanie innych wiązań (i pozyskanie elektronu
kosztem homolitycznego rozerwania tego wiązania)
lub
reakcję z drugim rodnikiem (sparowanie pojedynczych
elektronów dwóch rodników i wytworzenie wiązania
chemicznego)
29
Heterolityczny rozpad wiązania
Jeżeli podczas rozpadu wiązania para elektronowa pozostaje
przy jednym z atomów, które tworzyły wiązanie mówimy o
rozpadzie heterolitycznym (jonowym).
Rozpad heterolityczny jest ułatwiony wtedy, gdy wiązanie jest
spolaryzowane.
Zapis rozpadu heterolitycznego (używamy strzałki z grotem
wskazującym kierunek przesunięcia się pary elektronowej).
A
A
B
B
A
A
+ B
A
bardziej elektroujemny
+ B
B
bardziej elektroujemny
30
Heterolityczny rozpad wiązania
C-Z
C
Z
C
+ Z
karbokation sp2
C
Z
C
+ Z
karboanion sp3
31
Podstawowe typy reakcji organicznych:
Reakcje addycji – A – zachodzą wówczas, gdy dwa
substraty reakcji łączą się ze sobą, tworząc jeden nowy
produkt.
A + B → C
Przykładem reakcji addycji jest np.: reakcja alkenów z HBr
H Br
+
H
H
CC
H
H
H Br
HCCH
HH
32
Podstawowe typy reakcji organicznych:
Reakcje eliminacji – E – zachodzą, gdy pojedynczy
substrat rozszczepia się na dwa produkty:
A → B + C
Przykładem reakcji eliminacji, jest reakcja halogenku
alkilu:
H Br
HCCH
HH
zasada
H
H
CC
H
H
+
H Br
Reakcje eliminacji są odwrotnością reakcji addycji:
H Br
+
H
H
CC
H
H
H Br
HCCH
HH
33
Podstawowe typy reakcji organicznych:
Reakcje substytucji (podstawienia) – S – zachodzą, gdy
dwa substraty wymieniają się fragmentami swoich
cząsteczek, dając dwa nowe produkty:
A–B + C–D → A–C + B–D
Przykładem reakcji substytucji jest reakcja alkanu z chlorem
w obecności światła UV:
H H
H C C H
H H
+ Cl Cl
hν
H H
H C C Cl
H H
+
H Cl
34
Podstawowe typy reakcji organicznych:
Reakcje przegrupowania – R – zachodzą wtedy, gdy
pojedynczy substrat ulega reorganizacji wiązań i atomów,
dając produkt izomeryczny:
A → B
CH3CH2
H
C C
H
H
1-buten
kataliza
kwasowa
CH3
H
C C
H
CH3
2-buten
35
Elementy kinetyki i termodynamiki reakcji.
Dlaczego przebiegają reakcje chemiczne?
Znany jest szereg reakcji chemicznych, jednak
wiadomo, że przebiegu niektórych hipotetycznie
oczekiwanych reakcji nie obserwujemy.
CH3CH3 + H2O
→ CH3CH2OH + H2
taka reakcja nie przebiega
Przebieg innych wymaga zastosowania określonych
czynników
hν
CH3CH3 + Br2
CH3Br + HBr
∆
(C6H10O5)n + 6n O2
6n CO2 + 5n H2O
CH3COOCH3 + H2O
H2SO4
CH3COOH + CH3OH
36
Mechanizm reakcji – jak reakcja przebiega?
R-X + OH-
ROH + X-
Czy najpierw następuje
rozerwanie wiązania R-X?
R + + XR+ + OH-
Czy też proces jest
synchroniczny,
czyli równoczesne rozerwanie
wiązania R-X i wytworzenie
wiązania R-OH
HOδ-……R…….Xδ-
ROH
37
Mechanizm reakcji opisuje szczegóły przebiegu reakcji:
pokazuje on ,
które wiązania ulegają rozerwaniu i w jakiej kolejności,
pokazuje, które powstają i w jakiej kolejności
jaka jest względna szybkość każdego etapu.
Pełny mechanizm uwzględnia wszystkie substraty,
wszystkie utworzone produkty oraz ilości każdego z nich.
Jak wiemy istnieją dwa podstawowe sposoby
rozerwania wiązań:
homoliza = reakcja rodnikowa
(rozpad symetryczny, w każdym fragmencie jeden elektron)
i heteroliza = reakcja polarna
(czyli polarne rozerwanie wiązania, w jednym z fragmentów
znajdują się oba elektrony).
Reakcje polarne są najbardziej rozpowszechnionymi
reakcjami w chemii organicznej.
38
Reakcje rodnikowe
Nie występują tak często jak reakcje polarne, mają jednak
istotne znaczenie w chemii wielu procesów przemysłowych.
Należy pamiętać, że choć większość rodników jest elektrycznie
obojętna , są one wysoce reaktywne chemicznie, ponieważ
zawierają atom o nieparzystej liczbie elektronów, zamiast
trwałego układu oktetowego.
Oktet może być utworzony poprzez oderwanie atomu lub
grupy atomów od innej cząsteczki –
prowadzi to do utworzenia nowej obojętnej cząsteczki
i nowego rodnika – taki przebieg to substytucja rodnikowa
39
Reakcje polarne i ich przebieg
Większość cząsteczek organicznych jest elektrycznie obojętnanie mają ładunku dodatniego, ani ujemnego.
Wiadomo jednak, że niektóre wiązania w cząsteczce ,
szczególnie w niektórych grupach funkcyjnych są polarne.
Polarność wiązania wynika z różnic elektroujemności
powiązanych ze sobą atomów.
Y
M
C
C
Y = O, N, Cl, Br, I
M = metal np Mg, Li, Na
40
Polarność wiązania może być zwiększona skutkiem
oddziaływania grup funkcyjnych z cząsteczkami
rozpuszczalnika lub na skutek oddziaływania cząsteczek z
kwasami lub zasadami Lewisa.
Przykładem takich oddziaływań jest wzrost polaryzacji
wiązania C - O w alkoholu w wyniku protonowania atomu
tlenu:
H
O
H C
H H
metanol
słabo polarne
wiązanie C-O
H A
H H
O
H C
H H
+
A
metanol protonowany
silnie polarne
wiązanie C-O
41
Polarność a reaktywność
Polarność grupy funkcyjnej wpływa na reaktywność,
ponieważ ładunki przeciwnie naładowane przyciągają się
wzajemnie – zatem miejsca bogate w elektrony jednej
cząsteczki – będą oddziaływać (reagować) z miejscami
ubogimi w elektrony drugiej cząsteczki.
Wiązanie chemiczne powstanie, gdy reagent bogaty w
elektrony dostarczy pary elektronowej reagentowi ubogiemu
w elektrony.
A
elektrofil
ubogi w elektrony
+
:B
nukleofil
bogaty w elektrony
42
Obok polarności wiązania operujemy czasami pojęciem
polaryzowalności atomu – czyli zdolności do zaburzania
chmury elektronowej danego atomu przez czynniki zewnętrzne
takie jak rozpuszczalnik, oddziaływanie innych reagentów.
Większe atomy, posiadające luźno upakowane elektrony
dalszych powłok, są bardziej polaryzowalne niż atomy małe,
których elektrony są silnie przyciągane przez dodatnio
naładowane jądro.
Z tego powodu jod jest bardziej polaryzowalny niż fluor.
Wynikiem dużej polaryzowalności jodu jest fakt, że pomimo
braku różnic w elektroujemności między węglem a jodem,
wiązanie C - I może zachowywać się tak jakby było
spolaryzowane.
43
Integralną częścią mechanizmu reakcji jest przedstawienie
•opisu jej przebiegu z energetycznego punktu widzenia
•podanie danych kinetycznych
Równanie reakcji - sumaryczny zapis reakcji, bez wnikania
szczegółowo w jej przebieg
Większość reakcji – kilka lub kilkanaście procesów zrywania
i powstawania wiązań chemicznych
(poszczególne akty zrywania i powstawania wiązań = reakcje
elementarne)
Znaczenie poznania mechanizmu reakcji – nie tylko
teoretyczne, lecz również praktyczne (pozwala sterować
przebiegiem poprzez zmiany środowiska reakcji)
Na podstawie mechanizmu wyznacza się jej efekty
energetyczne i kinetykę - znajomość tych parametrów jest
niezbędna do zastosowania danej reakcji w przemyśle.
44
Rozważając przebieg reakcji bierzemy pod uwagę:
a) aspekt termodynamiczny (czyli czy możliwy jest przebieg
reakcji ?)
b) aspekt kinetyczny (jaka jest szybkość reakcji ?)
Szybkość reakcji określa się ilościowo jako zmianę
molowego stężenia substratów (lub produktów) w jednostce
czasu.
45
Najważniejszymi czynnikami, które wpływają na szybkość
reakcji są:
rodzaj i stężenie reagujących substancji lub ciśnienie gazów
(jeżeli reakcja biegnie w fazie gazowej);
•temperatura
•obecność katalizatorów
•wpływ promieniowania
46
Opis reakcji chemicznej:
szybkość reakcji
i równowaga termodynamiczna.
Każda reakcja chemiczna może zachodzić w dwóch kierunkach.
Położenie wytworzonych stanów równowagi chemicznej wyraża
równanie na stałą równowagi chemicznej.
Dla ogólnie przedstawionej reakcji:
aA + bB
cC + dD
mamy:
Keq =
produkty
substraty
=
C
A
c
a
D
B
d
b
47
Liczbowa wartość stałej równowagi mówi, która strona reakcji
jest energetycznie uprzywilejowana.
Jeżeli Keq > 1 reakcja przebiega w prawo.
→
Jeżeli Keq < 1 reakcja przebiega w kierunku odwrotnym,
tzn. od prawej strony do lewej.
←
.
48
Dla reakcji mającej korzystną stałą równowagi K > 1
(zachodzącej zgodnie z zapisem), poziom energetyczny określający
energię produktów musi być niższy od poziomu energii substratów.
Energia
substraty
produkty
postęp reakcji
Reakcja ta jest termodynamicznie korzystna
49
Energia
produkty
substraty
postęp reakcji
Ta reakcja jest termodynamicznie niekorzystna
K<1
50
Zmiana energii całkowitej podczas reakcji nosi nazwę
zmiany entalpii swobodnej (swobodnej energii Gibbsa)
oraz
albo
∆Go = Goproduktów – Gosubstratów
∆Go = - RT ln Keq
Keq = e
−∆Go / RT
51
Keq = e
−∆Go / RT
RT > 0
∆G < 0
∆G > 0
Energia
Energia
Energia
produkty
substraty
produkty
substraty
produkty
substraty
postęp reakcji
postęp reakcji
K>1
K<1
trwały produkt
∆G = 0
nietrwały produkt
postęp reakcji
K=1
trwały produkt
52
Zmiana entalpii swobodnej zależy od dwóch członów:
zmiany entalpii ∆H
i zależnego od temperatury członu entropowego T∆S
∆Go = ∆H o - T∆S o
Zmiana entalpii, ∆H o, nosi nazwę ciepła reakcji.
Jeżeli ∆H o jest ujemne, to wiązania w produktach są
silniejsze niż w substratach, w wyniku reakcji zostaje
uwolnione ciepło, a reakcja nosi nazwę reakcji
egzotermicznej.
Jeżeli ∆H o jest dodatnie, wiązania w produktach są
słabsze niż w substratach, ciepło jest absorbowane, a
reakcja nosi nazwę reakcji endotermicznej.
53
Warto pamiętać, że rozrywanie wiązań wymaga energii,
tworzenie wiązań uwalnia energię.
Układ dąży do zastąpienia wiązań słabszych wiązaniami
mocniejszymi.
Niższa energia – trwalszy układ
∆H = (Σ energii wiązań substratów) - (Σ energii wiązań
produktów)
Zmiana entropii, ∆S, jest miarą zmiany liczby stopni
swobody cząsteczek
-stopnia nieuporządkowania cząsteczkowego lub swobody
ruchu.
54
Dla reakcji:
A=B+C
obserwuje się większą swobodę ruchu (nieuporządkowanie) w
produktach niż w substratach,
∆S > 0
Dla reakcji typu:
A+B=C
wniosek jest przeciwny a ∆S < 0
Zazwyczaj T∆S jest znacznie mniejsze od ∆H o w typowych
temperaturach reakcji.
Chemicy często dokonują uproszczenia, że ∆Go ~ ∆H o .
55
Podsumujmy
Wyjaśnienie wielkości termodynamicznych
∆G0
Zmiana entalpii
swobodnej
[kJ/mol]
Różnica energii całkowitej między produktami
i substratami reakcji.
∆G0 jest proporcjonalna do stałej równowagi,
zgodnie z równaniem:
∆G0 = -RT ln Keq
∆H0
Zmiana entalpii
[KJ/mol]
Ciepło reakcji; różnica energii między
wiązaniami rozerwanymi podczas reakcji a
wiązaniami utworzonymi w jej wyniku
∆S0
Zmiana entropii
[J/K x mol ]
Całkowita zmiana swobody ruchu lub
„bałagan” wynikający z reakcji; zazwyczaj
znacznie mniejsze od ∆H0
56
Znajomość Keq jest ważna , jednak mówi nam jedynie o
położeniu stanu równowagi (lub ile produktu ostatecznie się
utworzy) –
nie mówi jednak
jak szybko reakcja przebiegnie, jak szybko ustali się stan
równowagi.
temp. pokojowa
benzyna + powietrze
→ reakcja praktycznie nie przebiega
zapłon
benzyna + powietrze →
reakcja przebiega bardzo
gwałtownie CO2 + H2O
Powinniśmy rozróżnić:
Szybkość reakcji (jak szybko reakcja przebiegnie)
Równowaga reakcji (w jakim kierunku reakcja zachodzi)
57
Nawet reakcje z dużą wartością K nie zachodzą natychmiast.
Ich szybkość może być różna.
Jakie warunki muszą spełnić dwie reagujące ze sobą cząsteczki
aby reakcja między nimi zaszła?
1. Muszą się spotkać lub zderzyć
2. Powinny zbliżyć się do siebie w takim ułożeniu, by możliwe
było rozerwanie lub utworzenie odpowiedniego wiązania.
3. Ich sumaryczna energia musi wystarczyć do rozpoczęcia
reakcji
Bariera energetyczna dla reakcji chemicznych nazywana jest
energią aktywacji Ea
Wysokość tej bariery decyduje o szybkości reakcji
termodynamicznie korzystnej.
58
Graficzna metoda przedstawiania zmian energii,
która następuje w czasie reakcji
Energia
stan przejściowy (kompleks aktywny)
energia aktywacji = ∆E
substraty
produkty
postęp reakcji
∆ E ‡ = Eakt = Ea = ∆ E * = ∆ G ‡
Indeks ‡ lub * oznacza stan przejściowy
59
Energia
Energia
∆E
∆E
substraty
substraty
produkty
postęp reakcji
produkty
postęp reakcji
I
II
I - Mała energia aktywacji oznacza szybką reakcję, ponieważ
prawie wszystkie zderzenia zachodzą z energią wystarczającą
do tego, aby reagujące cząsteczki osiągnęły stan przejściowy.
II - Duża energia aktywacji oznacza powolny przebieg reakcji,
ponieważ niewiele cząsteczek zderza się z energią wystarczającą
do osiągnięcia stanu przejściowego.
60
Równanie kinetyczne to zazwyczaj równanie
różniczkowe opisujące dokładnie zmiany stężenia molowego
substratów w czasie zachodzenia reakcji chemicznej.
Najczęściej przyjmuje ono postać:
v = k [A]n[B]m[C]p……….
gdzie
k - stała szybkości reakcji
[A], [B], [C], ... - stężenia molowe (w przypadku roztworów)
lub ciśnienia cząstkowe (w przypadku gazów) substratów
uczestniczących w reakcji
n,m,p, - wykładniki potęgowe dobierane zwykle
empirycznie, choć czasami też na podstawie znajomości
mechanizmu, zwane często rzędem reakcji.
61
Współczynnik proporcjonalności k w równaniu
kinetycznym, nazywany stałą szybkości, jest charakterystyczny
dla określonej reakcji i danej temperatury.
Zależność między Ea , temperaturą T i stałą szybkości
reakcji k wyrażona jest równaniem Arrheniusa:
k = Ae
-Ea / RT
A jest czynnikiem częstości
rosnące T powoduje zmniejszenie Ea / RT ,
co powoduje wzrost
e
-Ea / RT
i
wzrost k
62
Seria procesów rozpadu i powstawania wiązań podczas
reakcji zachodzi najczęściej w kilku etapach
– niektóre z nich są wolne, a inne szybkie.
Najwolniejszy z tych etapów, będąc swego rodzaju
„wąskim gardłem” reakcji, decyduje o szybkości całego procesu.
Nazywany jest etapem decydującym o szybkości reakcji.
W równaniu kinetycznym występują substancje biorące udział w
etapie decydującym o szybkości lub w etapach wcześniejszych.
63
Są dwie główne metody przyspieszania reakcji.
1. Polega na ogrzaniu substratów tak, by przy zderzeniu
większy procent cząsteczek miał energię co najmniej
równą energii aktywacji.
2. Polega na dodaniu do mieszaniny reakcyjnej katalizatora,
który otwiera alternatywną ścieżkę reakcyjną z innym
zestawem rozrywanych i tworzonych wiązań.
Ścieżce tej odpowiada mniejsza energia aktywacji.
64
Energia
reakcja niekatalizowana
zmniejszenie energii
aktywacji
reakcja katalizowana
substraty
produkty
postęp reakcji
65
W reakcji katalizowanej w grę może wchodzić dodatkowy
produkt pośredni (produkty pośrednie).
Energia
reakcja niekatalizowana
reakcja katalizowana
substraty
produkty
postęp reakcji
66
Energia
Energia
∆E1
substraty
∆E2
∆Η 1 ο
produkty
substraty
produkty
postęp reakcji 1
A+B=C+D
A+B
∆Η 2
ο
postęp reakcji 2
C+D=A+B
1
2
C + Dz
∆H1 o < 0
∆H2 o > 0
| ∆H1 o | = | ∆H2 o |
∆ E1‡ < ∆ E2‡ reakcja 1 jest szybsza od reakcji 2
równowaga przesunięta w kierunku A + B → C + D
67
Energia
Energia
∆E
∆E
substraty
∆Η ο
substraty
produkty
postęp reakcji
∆H o < 0 ;
mała energia aktywacji
szybka reakcja egzotermiczna
∆Η ο
produkty
postęp reakcji
∆H o < 0
duża energia aktywacji
wolna reakcja egzotermiczna
W reakcjach egzotermicznych stan przejściowy swoją
budową bardziej przypomina substrat.
68
Energia
Energia
∆E
substraty
produkty
∆E
produkty
∆Η ο
∆Η ο
substraty
postęp reakcji
∆H o > 0 ;
mała energia aktywacji
szybka reakcja endotermiczna
postęp reakcji
∆H o > 0
duża energia aktywacji
wolna reakcja endotermiczna
W reakcjach endotermicznych stan przejściowy swoją
budową bardziej przypomina produkt.
69
Reakcja dwuetapowa
Energia
drugi stan
przejściowy
pierwszy stan
przejściowy
produkt pośredni
substraty
∆Η ο
produkty
postęp reakcji dwuetapowej
A+B=C=D+E
C = produkt pośredni
70
Reakcja dwuetapowa
Energia
drugi stan
przejściowy
pierwszy stan
przejściowy
∆E2
∆E1
produkt pośredni
substraty
∆Η ο
produkty
postęp reakcji dwuetapowej
A+B=C=D+E
∆E1* > ∆E2* pierwszy etap wolniejszy niż drugi i on decyduje o
całkowitej szybkości reakcji
71
Kontrola termodynamiczna i kinetyczna
Załóżmy, że w reakcji może powstać więcej niż jedna grupa
produktów:
C+D
A+B
E+F
Które produkty otrzymamy i dlaczego?
Popatrzmy na profile energetyczne reakcji.
72
Energia
Energia
∆E1
∆E2
A+B
A+B
C+D
E+F
postęp reakcji
postęp reakcji
Jeżeli reakcja osiąga stan równowagi powstają produkty
najbardziej korzystne energetycznie – tu E + F.
Jest to kontrola termodynamiczna
Reakcja A + B → E + F ma mniejszą energię aktywacji,
Jest to reakcja szybsza – kontrola kinetyczna.
73
Energia
Energia
∆E1
∆E2
A+B
A+B
C+D
E+F
postęp reakcji
postęp reakcji
Reakcja A + B → E + F jest więc korzystna zarówno z punktu
widzenia termodynamicznego (energetycznego),
jak i kinetycznego (szybkości reakcji).
74
Załóżmy teraz inne profile energetyczne:
Energia
Energia
∆E2
∆E1
A+B
A+B
C+D
E+F
postęp reakcji
postęp reakcji
Nadal najbardziej korzystne energetycznie są produkty E + F.
Kontrola termodynamiczna.
Ale C + D powstają szybciej (mniejsza energia aktywacji.
75
Kontrola kinetyczna.
Energia
Energia
∆E2
∆E1
A+B
∆E3
A+B
C+D
E+F
postęp reakcji
postęp reakcji
W niższej temperaturze powstaną głównie C + D .
Niewiele cząsteczek osiągnie energię niezbędną dla reakcji
A+B→E+F
Podwyższenie temperatury dostarczy wystarczającej energii aby
zaszły obie reakcje.
Jak i reakcja odwrotna C + D → A + B (∆E3<∆E2 )
W rezultacie w wyższej temperaturze powstanie głównie E +76F
Narysuj diagram energetyczny dla reakcji dwuetapowej,
przechodzącej przez produkt pośredni ,
który jest mniej trwały zarówno od substratu jak i produktu,
gdzie produkt jest trwalszy od substratu,
energia aktywacji etapu pierwszego (substrat-produkt pośredni)
jest większa niż etapu drugiego (produkt pośredni-produkt)
Energia
pierwszy stan
przejściowy
drugi stan
przejściowy
∆E2
∆E1
produkt pośredni
substraty
produkty
postęp reakcji
77
Energia
pierwszy stan
przejściowy
drugi stan
przejściowy
∆E2
∆E1
produkt pośredni
substraty
produkty
postęp reakcji
Pierwszy stan przejściowy przypomina bardziej
substraty
produkt pośredni
Drugi stan przejściowy przypomina bardziej
produkt
produkt pośredni
Który etap decyduje o szybkości reakcji?
pierwszy
drugi
78
Energia
drugi stan
przejściowy
pierwszy stan
przejściowy
∆E2
∆E1
substraty
produkt pośredni
∆Η ο
produkty
postęp reakcji
Reakcja jest endotermiczna czy egzotermiczna?
Egzotermiczna
(∆H < 0 )
∆G jest
>0
czy
<0
<0
>1 ; <1 ; 0
Keq jest
>1
79
Utlenianie i redukcja w chemii organicznej
Chemia nieorganiczna
Utlenianie – oddawanie elektronów
Redukcja – przyjmowanie elektronów
Chemia organiczna
Utlenianie – [O] - zmniejszenie gęstości elektronowej na
atomie węgla poprzez utworzenie nowego wiązania
C-O, C-N, C-X (X=halogen)
lub zerwanie wiązania C-H
Redukcja – [H] - zwiększenie gęstości elektronowej na
atomie węgla
poprzez utworzenie wiązania C-H
lub zerwanie jednego z wiązań C-O, C-N, C-X
80
CH4
Cl2
+
hν
CH3Cl
HCl
zerwanie wiązania C-H i utworzenie wiązania C-Cl
utlenianie
CH3Cl
1) Mg, eter
H2C CH2
2) H3O
Br2
CH4
zerwanie wiązania C-Cl
i utworzenie wiązania C-H
redukcja
Br CH2CH2 Br
utworzenie wiązania C-Br
utlenianie
81
H2C CH2
H2
kat.
CH3 CH3
utworzenie wiązania C-H
redukcja
H2C CH2
H2O
H
CH2 CH2
H
OH
utworzenie nowego wiązania C-H i C-O
ani redukcja ani utlenianie
82
Zmiany stopni utlenienia w związkach organicznych
wzrost stopnia utlenienia
CH4
wysoki stopień utlenienia
H2C CH2
HC CH
CH3Cl
CH2Cl2
CHCl3
CCl4
CH3OH
HCHO
HCOOH
CO2
CH3NH2
H2C NH
HC N
x
niski stopień utlenienia
83
Najczęściej stosowane środki utleniające
wprowadzające wiązanie C-O:
KMnO4, CrO3, K2Cr2O7, H2O2, HIO4, O3, CF3CO3H
Najczęściej stosowane środki redukujące:
H2 ( w obecności katalizatora Pt, Ni, Pd itp.)
LiAlH4, NaBH4, B2H6, - wiązania C=O
Zn/HCl, Fe/HCl, Sn/HCl, - grupa NO2
84
Wydajność reakcji
Wydajność reakcji ma istotne znaczenie nie tylko w aspekcie
ilościowym przeprowadzenia określonej syntezy,
lecz także oszacowania kosztów wytwarzania nowego związku
chemicznego lub produkcji przemysłowej.
Zadanie 1
Oblicz wydajność syntezy aspiryny (kwasu acetylosalicylowego),
jeżeli do reakcji użyto 5 gramów kwasu salicylowego (kwas
orto-hydroksybenzoesowy), 5 cm3 bezwodnika octowego (o
gęstości d=1,08 g/cm3) oraz katalitycznych ilości kwasu
siarkowego a w wyniku procesu otrzymano 5 g aspiryny.
Rozwiązując to zadanie należy najpierw napisać równanie
przebiegającej reakcji chemicznej.
85
COOH
OH
kwas salicylowy
COOH
OCCH3
O
H+
(CH3CO)2O
bezwodnik
octowy
CH3COOH
kwas octowy
(produkt uboczny)
aspiryna
Następnie należy policzyć masy molowe wymienionych w
zadaniu substratów oraz masy interesujących nas produktów
(lub masę interesującego nas produktu).
Kwas salicylowy:
COOH
OH
COOH
H
H
C
C
C
C
H
C
C
H
H
C
H
O
7 x 12 = 84
6x1 = 6
3 x 16 = 48
Σ = 138 g/mol
86
COOH
OH
kwas salicylowy
(CH3CO)2O
bezwodnik
octowy
H+
COOH
OCCH3
O
aspiryna
CH3COOH
kwas octowy
(produkt uboczny)
Masa molowa kwasu salicylowego 138 g/mol
Masa molowa bezwodnika octowego:
4 x 12 (C) + 6 x 1 (H) = 3 x 16 = 102 g/mol
Masa molowa kwasu acetylosalicylowego (aspiryny):
9 x 12 (C) + 8 x 1 (H) + 4 x 16 (O) = 180 g/mol
Ponieważ nie interesuje nas produkt uboczny - kwas octowy
nie musimy obliczać jego masy molowej.
87
COOH
OH
kwas salicylowy
(CH3CO)2O
bezwodnik
octowy
H+
COOH
OCCH3
O
aspiryna
CH3COOH
kwas octowy
(produkt uboczny)
Zgodnie z równaniem reakcji:
1 mol kwasu salicylowego reaguje
z 1 molem bezwodnika octowego dając 1 mol aspiryny
i 1 mol kwasu octowego ( kwas octowy jest produktem ubocznym
i nie interesuje nas ile go powstało).
Powinniśmy teraz obliczyć ile moli substratów użyto do syntezy
(który użyto w nadmiarze, a którego mniej)
i ile moli interesującego nas produktu powstało.
88
Do reakcji użyto:
Kwas salicylowy - 5 g ,
(jeżeli podzielimy ilość kwasu salicylowego przez jego masę
molową określimy ile moli kwasu użyto do reakcji):
5 g : 138 g/mol = 0,0362 mola kwasu salicylowego
Bezwodnik octowy - 7 cm3 bezwodnika o gęstości 1,08 g/cm3
ponieważ m = V x d ,
do reakcji użyto
5cm3 x 1,08 g/cm3 = 5,4 g bezwodnika,
co stanowi
(5,4 g : 102 g/mol) = 0,0529 mola tego związku .
Skoro z równania reakcji wynika, że 1 mol kwasu
salicylowego reaguje z 1 molem bezwodnika octowego,
to na podstawie przeprowadzonych wyliczeń wynika,
że do reakcji użyto nadmiaru bezwodnika w stosunku do ilości
użytego kwasu salicylowego.
89
Zabieg stosowania nadmiaru tańszego odczynnika jest
często stosowany w reakcjach chemicznych, aby poprawić
wydajność procesu (reguła przekory) i zwiększyć możliwość
przereagowania droższego z substratów).
Z równania reakcji wynika, że z jednego mola kwasu
salicylowego i jednego mola bezwodnika może powstać
maksymalnie jeden mol aspiryny, zatem ponieważ bezwodnik
użyto w nadmiarze w stosunku do kwasu salicylowego o
możliwej ilości wytworzenia aspiryny zdecyduje ilość użytego
kwasu salicylowego.
W reakcji użyto 0,0362 mola kwasu salicylowego, czyli
maksymalnie może utworzyć się 0,0362 mola aspiryny.
90
Obliczmy, ile moli aspiryny uzyskano:
Otrzymano 5 g aspiryny (masa molowa 180 g/mol), czyli uzyskano:
5 g : 180 g/mol = 0,0278 mola aspiryny
wydajność reakcji =
ilość produktu jaką otrzymano
ilość produktu jaka mogła teoretycznie powstać
Wydajność reakcji wynosi:
x 100 %
0,0362 mola - 100%
0,0278 mola - x %
czyli x = (0,0278 X 100%) : 0,0362 = 76,73 %
Można też obliczyć liczbę gramów aspiryny, która mogła powstać
w reakcji, gdyby przebiegła ona ze 100% wydajnością:
0,0362 mola x 180g/mol =6,516 g,
otrzymano 5 g
Więc wydajność wynosi:
[5g : 6,516g ]x 100% =76,73%
Wynik podajemy z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku
91
Często reakcje chemiczne przebiegają w kilku etapach.
Należy umieć wyliczyć wydajność reakcji kilkuetapowej.
Zadanie 2
Oblicz, ile benzenu trzeba użyć do dwuetapowej syntezy
prowadzącej przez toluen do kwasu benzoesowego w celu
otrzymania 100 g kwasu benzoesowego jeżeli wydajność
pierwszego etapu wynosi 70%, wydajność drugiego etapu
90% a wydajność krystalizacji kwasu benzoesowego 85%.
Napiszmy równania przebiegających reakcji:
CH3
CH3Cl / AlCl3
KMnO4
W = 90%
W = 70%
benzen
COOH
toluen
kwas benzoesowy
wydajność krystalizacji
85%
92
CH3
CH3Cl / AlCl3
KMnO4
W = 90%
W = 70%
benzen
COOH
toluen
kwas benzoesowy
wydajność krystalizacji
85%
Z podanych równań wynika, że gdyby każda reakcja przebiegała ze
100% wydajnością to z 1 mola benzenu powstałby 1 mol toluenu
a następnie jeden mol kwasu benzoesowego.
Jednak podane reakcje nie przebiegają z wydajnością 100%.
Zatem z 1 mola benzenu powstanie:
1 mol x 0,7 = 0,7 mola toluenu
(70% to 70 : 100 czyli 0,7).
Kolejna reakcja przebiegała z wydajnością 90% (czyli 0,9)
Wobec tego z 1 mola benzenu powstanie 0,7 mola toluenu
a z 0,7 mola toluenu powstanie 0,7 x 0,9 = 0,63 mola kwasu
benzoesowego.
Krystalizacja przebiega z wydajnością 85%,
czyli z 0,63 mola powstałego w syntezie „surowego”, czyli
zanieczyszczonego produktu otrzymamy
0,63 mola x 0,85 = 0,5355 mola czystego kwasu.
93
Obliczmy masy molowe substratu (benzenu) i końcowego
produktu (kwasu benzoesowego)
Masa molowa benzenu = 6 x 12(C) + 6 x 1 (H) = 78 (g/mol)
Masa molowa kwasu benzoesowego =
7 x 12(C) + 6 x 1(H) + 2 x 16 (O) = 122 (g/mol)
Z 1 mola (78 g) benzenu w wyniku syntezy i krystalizacji
powstaje 0,5355 mola czystego kwasu benzoesowego,
czyli
122 g/mol x 0,5355 mola = 65,33 g czystego kwasu.
Zatem skoro :
na 65,33 g kwasu 78 g benzenu (potrzeba tyle benzenu)
to
na 100 g kwasu x g benzenu (potrzeba tyle benzenu)
x=
(100 g x 78 g) : 65,33 g = 119, 94 g benzenu
94
Zadanie 3
Wiedząc, że wydajność poniższej syntezy wynosi 55% ,
oblicz z jakiej ilości bromocykloheksanu należy wyjść,
aby otrzymać 100 g alkoholu B.
Br
bromocykloheksan
CH2CH2OH
alkohol (B)
Z równania reakcji wynika, że gdyby powyższy ciąg reakcji
przebiegał ze 100% wydajnością, to z 1 mola bromocykloheksanu
powstawałby 1 mol alkoholu (B).
Ponieważ reakcja otrzymywania alkoholu z bromopochodnej
przebiega z 55% wydajnością, to w jej wyniku z 1 mola
bromocykloheksanu powstaje 1 mol x 0,55 = 0,55 mola alkoholu.
95
Obliczmy teraz masy molowe substratu- bromocykloheksanu:
liczba atomów C = 6 x 12 = 72
liczba atomów H = 11 x 1 = 11
liczba atomów Br = 1 x 80 = 80
Masa molowa = 72 + 11 + 80 = 163 (g/mol)
Obliczamy masę molową produktu –alkoholu (B)
liczba atomów C = 8 x 12 = 96
liczba atomów H = 16 x 1 = 16
liczba atomów O = 1 x 16 = 16
Masa molowa = 96 + 16 + 16 = 128 (g/mol)
W wyniku reakcji z 1 mola bromocykloheksanu (163 g) powstaje
0,55 mola alkoholu , czyli 128 g/mol x 0,55 mol = 70,4 g alkoholu.
Zatem:
otrzymanie 70,4 g alkoholu – wymaga użycia 163 g
bromocykloheksanu
na otrzymanie 100 g alkoholu - potrzeba X g bromocykloheksanu
X = (100g x 163g) : 70,4 g = 231,5 g bromocykloheksanu
96
Zadanie 4
Propen (22,4 dm3) przepuszczono przez 200cm3 1-molowego
roztworu bromu w rozpuszczalniku organicznym (np.CCl4).
Otrzymano 15 g produktu. Oblicz wydajność tej reakcji.
CH2 CHCH3
Br2
CCl4
CH2BrCHBrCH3
Do reakcji użyto 22,4 dm3 propenu, który jest gazem.
Wiadomo, że objętość molowa gazów wynosi 22,4 dm3, czyli
do reakcji użyto 1 mol tego substratu.
Do reakcji użyto również roztworu bromu w ilości 200 cm3
(czyli 0,2 dm3) roztworu 1-molowego (tzn. o stężeniu 1 mol/dm3),
zatem do reakcji użyto:
0,2 dm3 x 1 mol/dm3 = 0,2 mola bromu.
97
CH2 CHCH3
Br2
CCl4
CH2BrCHBrCH3
Z równania reakcji wynika, że reakcja przebiega w stosunku
molowym:
1 mol propenu reaguje z 1 molem bromu dając 1 mol produktu.
O wydajności reakcji decydować będzie ten z substratów,
którego użyto w niedomiarze.
Z przeprowadzonych wyliczeń widać, że bromu (0,2 mola) użyto
za mało, aby cały propen (1 mol) mógł przereagować.
Zatem w reakcji może powstać maksymalnie 0,2 mola produktu
(bo z bromem może przereagować tylko 0,2 mola propenu).
98
Obliczamy teraz masę molową produktu.
Masa molowa produktu (1,2-dibromopropanu):
3 x 12 (C) + 6 x 1 (H) + 2 x 80 (Br) = 202 (g/mol)
Maksymalnie w wyniku syntezy przy 100% wydajności
można było otrzymać:
0,2 mola x 202 g/mol = 40,4 g produktu
W reakcji otrzymano 15 g produktu, zatem wydajność tej
syntezy wynosi:
(15g : 40,4 g) x 100% = 37,13%
99
Zadanie 5
Do 4,7 g fenolu dodano 300 cm3 9% wody bromowej o gęstości
1,12 g/cm3. Otrzymano 15,8 g tribromofenolu. Oblicz wydajność
syntezy.
Br
OH + 3 Br2
H2O
Br
OH
+
3HBr
Br
Mfenolu = 94 g/mol
M (Br2) = 160 g/mol Mproduktu= 331 g/mol
HBr produkt uboczny
Ile dodano bromu?
Masa roztworu = V x d = 300 cm3 x 1,12 g/cm3 = 336 g
Masa bromu w roztworze = 0,09 (9%) x 336g = 30,24 g
100
Br
OH + 3 Br2
H2O
Br
OH
+
3HBr
Br
Liczymy ilość moli każdego z substratów:
nfenolu=
4,7 g
= 0,05 mola
94 g/mol
nbromu =
30,24 g
= 0,189 mola
160 g/mol
Z równania reakcji wynika, że reakcja przebiega w stosunku:
1 mol fenolu – 3 mole bromu
Skoro mamy: 0,05 mola fenolu to niezbędne jest zgodnie ze
stechiometrią równania użycie 0,15 mola bromu,
natomiast w reakcji zastosowano 0,189 mola bromu
– czyli użyto brom w nadmiarze.
Wydajność liczymy więc w stosunku do użytego fenolu.
101
Br
OH + 3 Br2
H2O
Br
OH
+
3HBr
Br
0,05 mola
4,7g
0,189 mola
20,24g
15,8g
Z 1 mola fenolu powstaje 1 mol produktu
z 94 g fenolu
331 g produktu
z 4,7 g (czyli 0,05 mola fenolu)
powinno powstać 0,05 x 331 = 16,55 g produktu.
W reakcji powstało 15,8g.
Wydajność reakcji = (15,8 : 16,55) x 100% = 95,5%
102