Раздел IV. Кинетически-контролируемые реакцииТема 10. Кинетически-контролируемые реакции в рамках теории активированного комплекса (ТАК)
Рассматриваем довольно медленные реакции, протекающие в кинетической области и мономолекулярные реакции, для которых не требуется сближение реагентов. Есть 2 подхода: 1) Теория переходного состояния (термодинамически равновесные условия). 2) Реакции в полярных растворителях при условии существенного перераспределения электронной плотности в реагентах (реакции переноса электрона и протона). Теория переходного состояния (активированного комплекса, ТАК): Химическая реакция – плавное изменение конфигурации системы от исходного состояния в продукты реакции через переходное состояние (активированный комплекс). Минимальный энергетический барьер между реагентами и продуктами. Переходное состояние – высшая (седловая) точка на многомерной поверхности потенциальной энергии. Седловая точка - точка, в которой потенциальная энергия максимальна при движении по одной из обобщенных координат и минимальна для всех остальных координат. В общем случае координата реакции – сложная суперпозиция расстояний и углов молекулярной системы. В простейших случаях (диссоциация) – координата реакции есть длина разрываемой связи.
Теория абсолютных скоростей реакции – была введена Эйрингом. Основное допущение и слабость теории – АК находятся в равновесии с реагентами. Предполагается, что если реакция пришла к равновесию, то реагенты и продукты в равновесии, значит и АК в равновесии. А теперь расширим это предположение на весь процесс. Но! Хотя мы и делаем сильное допущение, зато выигрываем в возможности рассчитать константу равновесия методами статистической термодинамики: , где Qi – статсуммы, отнесенные к единице объема [см-3], Е0 – разность нулевых энергий продуктов и реагентов, ni - стехиометрический коэффициент. Покажем это: , квантовая статсумма , - фактор вырождения. В классическом пределе (kT >> DE) можно от суммирования перейти к интегрированию. В этом приближении считаются и . Для одномерного движения равна: . Для трехмерного
В случае линейного ротатора (s - число симметрии): Если ротатор нелинейный: .
- для одного колебания. Вывод связи между статсуммой и константой равновесия: A + B Û С ® продукт. Пусть (V,T) – const. В равновесии: dNA = dNB = - dNC = 0. Свободная энергия Гельмгольца имеет минимум: Связь свободной энергии и статсуммы: F = - kTlnQ. Q = qN/N! для N частиц, q – статсумма 1 молекулы. Воспользуемся формулой Стирлинга – N!» (N/e)N. Отсюда получаем, что: Учтем теперь разницу уровней отсчета энергии. Если считать колебательную энергию для каждой из потенциальных ям, то (10.1) надо умножить на exp(-E0/RT), где - разница нулевых энергий: . Поделим на объем:
Основные принципы теории абсолютных скоростей (или ТАК): (1) Статистическое Максвелл – Больцмановское распределение частиц в исходном и переходном состоянии. (2) Скорость химической реакции пропорциональна числу частиц в переходном состоянии. (3) Движение по координате реакции рассматривается как интенсивное колебание АК в направлении диссоциации на конечные продукты, причем hv < kT. В этих условиях можно представить (10.1) как: . Запишем теперь , где - статсумма АК за вычетом колебания вдоль КР. Скорость реакции равна числу систем, проходящих в единицу времени через конфигурацию АК:
, оценка дает ~ 6´1012 с-1 при 300 К. Более употребительная формула: , где c - трансмиссионный коэффициент £ 1. Или еще , где - молярный объем (~0.05 л/моль). Константа равновесия может быть записана как: , где - свободная энергия активации – есть разность парциальной стандартной свободной энергии АК (с учетом отсутствия одной колебательной степени свободы) и суммой парциальных стандартных свободных энергий реагентов при концентрации 1 моль/л: . Можно представить Тогда Если сопоставить это уравнение и уравнение Аррениуса , то видно, что Е акт» , а А = или (кал´град-1´моль-1).
Влияние среды на константу скорости кинетически-контролируемых реакций. Будем работать в рамках ТАК. Рассмотрим реакцию: А + B Û X. Основное уравнение ТАК: (10.2) Будем считать, что в переходном состоянии реализуется не только минимум свободной энергии реагентов, но и свободной энергии растворителя. Влияние растворителя будем учитывать только через изменение свободной энергии реагентов и комплекса за счет сольватации. Механизм реакции будем считать неизменным. Тогда можно записать, что и если вспомнить, что , то и . Вопрос – как определить или ? Нужны модельные представления.
(А1) Реакция между ионами. Рассмотрим сближение двух ионов А и В с бесконечности на расстояние RAB. (10.3) (A2) Исходные реагенты и переходное состояние рассматриваются в виде заряженных проводящих шаров с радиусами rA, rB и rX и зарядами zA, zB и zX: . Вспомним формулу Борна: : (10.4) Модели А1 и А2 совпадают при rA = rB = rX. (В) Учет ионной силы. . В рамках приближения теории Дебая – Хюккеля: - ионная сила. . Для воды, А = 0.51 (25 0С). (10.5)
В 1950 г. Девис и Ла-Мур провели исследование зависимости от I величин констант скорости 6-ти реакций между ионами и 2 реакций между ионами и нейтральными молекулами в воде. Было получено прекрасное согласие эксперимента и теории. Тангенс наклона зависимости от с экспериментальной точностью совпал с . Если теперь объединить результаты А2 и В, то можно записать: (10.6) Влияние растворителя на предэкспонент и энергию активации ионных реакций:
Оценим величину k0. k0 – нормальный предэкспонент, его можно представить как k0 = k1V*. k1 ~ n = 1013 c-1 (порядок частоты колебаний). V* = (r*)3 = (2´10-8)3 ~ 10-23 см3. Получим k0 = 10-10 см3/с ~ 6´1010 М-1с-1 – нормальное значение предэкспонента. Вспомним уравнение Аррениуса: . Чему равно ? Рассмотрим модель А1: В водных растворах с e = 80, = - 0.0046. При RAB = 2 A, кал´моль-1´град-1. . Если , то А = 103 М-1с-1, если , то А = 1019 М-1с-1. Влияние на энергию активации: Полученное выражение объясняет часто наблюдаемый компенсационный эффект – одновременный рост предэкспонента и энергии активации, что приводит к тому, что суммарный эффект растворителя на константу скорости меньше, чем влияние по отдельности на A и Eact. Реакции дипольных молекул. Вспомним, что . Будем считать, что вторым членом можно пренебречь и - Формула Кирквуда. Если нужно учесть и дисперсионные взаимодействия, то . Если брать по Кирквуду, то . Оценим порядок изменения константы скорости реакции при смене растворителя. Пусть e1 = 2, e2 = 80, mA=mB=0, mX = 5 D, rX = 5 А:
Влияние среды на предэкспонент и энергию активации. Обозначим
Часто полагают, что , где l, s – некие константы. Такую зависимость наблюдают экспериментально. . Часто вторым членом в и пренебрегают и тогда , а - опять наблюдаем компенсационный эффект!
Рассмотрим теперь реакцию иона А в дипольной молекулой В. Переходное состояние у нас ион. Сольватация ионов – по Борну, диполя – по Кирквуду.
|