UNIWERSYTET JAGIELLOŃSKI ZAKŁAD FARMAKOKINETYKI I FARMACJI FIZYCZNEJ COLLEGIUM MEDICUM ZAKŁAD FARMAKOKINETYKI I FARMACJI FIZYCZNEJ KINETYKA CHEMICZNA Dr Beata Mycek Kraków 2006

SZYBKOŚĆ REAKCJI homogenicznej zachodzącej w stałej objętości: KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE HOMOGENICZNE JEDNORODNE HETEROGENICZNE NIEJEDNORODNE SZYBKOŚĆ REAKCJI homogenicznej zachodzącej w stałej objętości:

2 N2O5  4 NO2 + O2 SZYBKOŚĆ REAKCJI rodzaj reakcji stężenie reagentów KINETYKA CHEMICZNA Jeżeli i = 1: Przykład: 2 N2O5  4 NO2 + O2 SZYBKOŚĆ REAKCJI rodzaj reakcji stężenie reagentów temperatura katalizatory

KINETYKA CHEMICZNA SZYBKOŚĆ REAKCJI homogenicznej jeżeli objętość reagującego układu nie pozostaje stała: SZYBKOŚĆ KATALITYCZNYCH REAKCJI HETEROGENICZNYCH - liczbę moli substancji reagującej w czasie dt odnosi się (zwykle) do jednostki powierzchni, na której przebiega reakcja.

chwilowa szybkość reakcji KINETYKA CHEMICZNA chwilowa szybkość reakcji stężenie substratu [mol L-1] czas [h] t stężenie produktu [mol L-1] czas [h] t średnia szybkość reakcji w przedziale czasu

k = v gdy cA, cB, ...= 1 mol L-1 a A + b B  c C + d D KINETYKA CHEMICZNA a A + b B  c C + d D RÓWNANIE KINETYCZNE (postać ogólna): k – STAŁA SZYBKOŚCI REAKCJI – współczynnik proporcjonalności miedzy szybkością reakcji a iloczynem stężeń reagentów (stężeniem reagenta) w równaniu kinetycznym. k = v gdy cA, cB, ...= 1 mol L-1 Wartość k zależy od temperatury. n – RZĄD REAKCJI – suma wykładników potęgowych w równaniu kinetycznym

(1) 2 N2O5  4 NO2 + O2 (w fazie gazowej lub w roztworze) KINETYKA CHEMICZNA Przykłady: (1) 2 N2O5  4 NO2 + O2 (w fazie gazowej lub w roztworze) n = 1 (2) (C2H5)3N + C2H5I  (C2H5)4NI (w roztworze) n = 2 (3) CO + Cl2  COCl2 n = 5/2

CZĄSTECZKOWOŚĆ (MOLEKULARNOŚĆ) REAKCJI KINETYKA CHEMICZNA CZĄSTECZKOWOŚĆ (MOLEKULARNOŚĆ) REAKCJI liczba cząsteczek (albo atomów, rodników, jonów) biorących udział w reakcji elementarnej REAKCJE: jednocząsteczkowe (monomolekularne) reakcje izomeryzacji, np. CH2   H2C CH2 reakcje rozkładu termicznego, np. C2H5Br  C2H4 + HBr dwucząsteczkowe (bimolekularne) np. CH3COOC2H5 + NaOH  CH3COONa + C2H5OH trójcząsteczkowe (trimolekularne) procesy rekombinacji dwu atomów lub małych rodników, np. H + H + M  H2 + M CH3CH= CH2

np. hydroliza octanu etylu w środowisku kwaśnym KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE: pseudojednocząsteczkowe – jedna z reagujących substancji występuje w tak dużym nadmiarze, że jej stężenie praktycznie nie ulega zmianie w czasie reakcji np. hydroliza octanu etylu w środowisku kwaśnym CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH cząsteczkowość = rząd reakcji H2 + I2 = 2HI reakcja dwucząsteczkowa n = 2 cząsteczkowość  rząd reakcji CH3COCH3 + I2 = CH3COCH2I + HI reakcja dwucząsteczkowa n = 1

KINETYKA CHEMICZNA RZĄD REAKCJI – wielkość empiryczna wyznaczana na podstawie doświadczalnego równania kinetycznego. CZĄSTECZKOWOŚĆ REAKCJI – odnosi się do reakcji elementarnych postulowanych jako poszczególne etapy mechanizmu reakcji. PARAMETRY KINETYCZNE STAŁA SZYBKOŚCI REAKCJI - k OKRES PÓŁTRWANIA (OKRES POŁOWICZNEJ PRZEMIANY) – t0.5  t1/2 czas po upływie którego przereagowuje połowa początkowej ilości substratu.

KINETYKA REAKCJI RZĘDU ZEROWEGO KINETYKA CHEMICZNA n = 0 KINETYKA REAKCJI RZĘDU ZEROWEGO v c v t c co t 

KINETYKA REAKCJI RZĘDU PIERWSZEGO KINETYKA CHEMICZNA n = 1 KINETYKA REAKCJI RZĘDU PIERWSZEGO ln c ln co t  t c co

KINETYKA REAKCJI RZĘDU DRUGIEGO KINETYKA CHEMICZNA n = 2 KINETYKA REAKCJI RZĘDU DRUGIEGO t 

METODY WYZNACZANIA RZĘDU REAKCJI KINETYKA CHEMICZNA METODY WYZNACZANIA RZĘDU REAKCJI podstawiania wartości stężeń reagenta oznaczonych w czasie trwania reakcji do wzoru na stałą szybkości (danego rzędu) graficzna całkowa Ostwalda i Zawidzkiego różnicowa van’t Hoffa

KINETYKA CHEMICZNA Metoda podstawiania wartości stężeń reagenta oznaczonych w czasie trwania reakcji do wzoru na stałą szybkości (danego rzędu) stężenie substratu n = 0 n = 1 n = 2 k = const k = const k = const

n = 0 n = 1 n = 2 c co t ln c ln co t t (2) Metoda graficzna    KINETYKA CHEMICZNA (2) Metoda graficzna stężenie substratu n = 0 n = 1 n = 2 c co t  ln c ln co t  t 

(3) Metoda całkowa Ostwalda i Zawidzkiego KINETYKA CHEMICZNA (3) Metoda całkowa Ostwalda i Zawidzkiego (4) Metoda różnicowa van’t Hoffa

B A C k1 k2 równoległe sprzężone następcze odwracalne REAKCJE ZŁOŻONE KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE ZŁOŻONE równoległe sprzężone następcze odwracalne REAKCJE RÓWNOLEGŁE A C B k1 k2 Przykłady nitrowanie toluenu, nitrowanie fenolu, chlorowanie fenolu.

A + B  M A + C  N  induktor reakcji KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE SPRZĘŻONE A + B  M A + C  N  induktor reakcji Przykład utlenianie HI i FeSO4 za pomocą H2O2 FeSO4 utlenia się pod wpływem H2O2 zarówno w obecności jak i nieobecności HI, HI utlenia się H2O2 tylko w obecności FeSO4 – jako induktora.

c C A B t REAKCJE NASTĘPCZE Przykład KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE NASTĘPCZE Przykład przebiegające w dwóch etapach zmydlanie szczawianu dietylowego wodorotlenkiem sodowym, reakcje łańcuchowe, procesy wchłaniania i eliminacji leków z ustroju. c C A B t

a A + b B  c C + d D REAKCJE ODWRACALNE Przykład proces estryfikacji, KINETYKA CHEMICZNA REAKCJE ODWRACALNE a A + b B  c C + d D Przykład proces estryfikacji, synteza amoniaku.

WPŁYW TEMPERATURY NA SZYBKOŚĆ REAKCJI KINETYKA CHEMICZNA WPŁYW TEMPERATURY NA SZYBKOŚĆ REAKCJI WSPÓŁCZYNNIK TEMPERATUROWY Q10 RÓWNANIE ARRHENIUSA (1889)

KINETYKA CHEMICZNA ln k ln A 

TEORIA ZDERZEŃ AKTYWNYCH KINETYKA CHEMICZNA TEORIA ZDERZEŃ AKTYWNYCH (W.C. Mc C. Lewis – 1918) v (k)  szybkość zderzeń

warunek energii minimalnej (energia aktywacji) KINETYKA CHEMICZNA warunek energii minimalnej (energia aktywacji) wymagania steryczne (właściwa orientacja cząsteczek /atomów względem siebie) k  wymagania steryczne  szybkość zderzeń  warunek energii minimalnej

KINETYKA CHEMICZNA

KINETYKA CHEMICZNA

można przyjąć, że Ea nie zależy od T KINETYKA CHEMICZNA można przyjąć, że Ea nie zależy od T

TEORIA KOMPLEKSU AKTYWNEGO (H. Eyring, M.G. Evans, M. Polanyi – 1935) KINETYKA CHEMICZNA TEORIA KOMPLEKSU AKTYWNEGO (H. Eyring, M.G. Evans, M. Polanyi – 1935) k k’ energia potencjalna współrzędna reakcji substraty produkty kompleks aktywny stan przejściowy

KINETYKA CHEMICZNA

KINETYKA CHEMICZNA