Cinetica formală a reacțiilor chimice complexe

Coordonator : prof.univ.dr. Rodica SîrbuÎndrumător: asistent univ. drd. Melat CherimStudent: Hristu ElenaAnul: IIGrupa: 9

Universitatea ”Ovidius”, ConstanțaFacultatea de FarmacieSpecializarea: Farmacie

AN UNIVERSITAR: 2013-2014

Introducere

Cinetica chimică se ocupă cu studiul proceselor chimice ce se desfășoară în timp, altfel spus, ea are de obicei ca obiect studiul vitezei de reacție și a factorilor vate influențeză viteza de reacție, precum și punerea în evidență a etapelor intermediare, adică a mecanismului de reacție. Cinetica chimică descoperă legile care guverneză desfășurarea reacțiilor chimice și cauzele ce le generează.

Cinetica formală face parte din cinetica chimică care se ocupă cu studiul vitezei de reacție și dependența sa de mai mulți factori.

Cinetica formală a reacțiilor chimice tratează reacțiile complexe ca fiind sisteme ce sunt condiționate de desfășurerea simultană a mai multor etape elementare. Ea se bazează pe legile cinetice chimice ale reacțiilor elementare, chiar dacă acestea nu se desfășoară izolat ci fac parte dintr-un sistem complex de reacții. Datorită suportului matematic foarte bogat analiza cinetică a reacțiilor complexe apelează la o serie de afirmații și principii, pe baza cărora ecuațiile cinetice pot fi simplificate considerabil.

De exemplu, aproximația de staționaritate (conform căreia concentrația centrilor activi într-o secvență este constantă) a permis eliminarea concentrației cunoscute a centrilor activi, ajungându-se astfel ca în ecuațiile cinetice să fie regăsite numai concentrațiile cunoscute ale reactanților și ale produșilor de reacție. O altă simplifiacare majoră este faptul că în general, într-o secvență de mai multe etape elementare există întotdeauna o etapă lentă limitativă, care este determinantă de viteză.

În acest context se consideră că viteza întregului proces se reduce la viteza etapei limitative. Un alt principiu ce este foarte util în cinetica formală a reacțiilor complexe este principiul echilibrului detaliat care poate fi considerat și un caz particular al principiului reversibilității microscopice. Conform acestui principiu, într-un sistem aflat în echilibru, fiecare etapă elementară decurge cu aceeași viteză în ambele sensuri. În citetica chimica acest principiu a fost folosit sub urmatoarele forme:

1. Dacă o etapă elementară dintr-un proces chimic este limitativă în secvența directă, atunci ea este limitativă și în secvența inversă. 2. Într-un proces chimic reversibil, de etape elementare, atât secvența directă cât și cea inversă, decurg prin aceeași intermediari.

Tipuri de reacți i complexe:

Reacțiile opuse; Reacțiile paralele; Reacțiile succesive; Unele combinații ale lor, cum sunt reacțiile cu preechilibru.

Cinetica reacțiilor opuse

Reactiile opuse, bilaterale, sau antagoniste rezulta prin cuplarea a doua reactii numite conventional reactia directa (scrisa de la stanga la dreapta) si reactia inversa, conform modului uzual de scriere. Produsii reactiei directe sunt reactanti pentru reactia inversa, iar produsii acesteia sunt reactantii reactiei directe. Din legea conservarii masei rezulta ca cele doua reactii sunt reprezentate cantitativ de o singura ecuatie stoichiometrica.

Schema generală este: Reactanți Produși

unde: este constanta reactiei directe, iar este constanta reactiei inverse.

k

Viteza procesului este data de diferenta dintre vitezele celor doua reactii, directa si indirecta:

Cand viteza globala este nula atunci v=0, adica s-a atins starea de echilibru:

Aceste reactii sunt cunoscute in termodinamica chimica ca reactii de echilibru, fiind caracterizate de cele doua procese chimice ce decurg in ambele sensuri cu aceeasi viteza.Reactia reversibila este un process chimic dinamic. Se noteaza cu indicele „e” marimile caracteristice starii de echilibru. Constanta de echilibru K, este definita cinetic prin raportul constantelor de viteza ale reactiilor directa si inversa:

Aceasta ecuatie este intr-o stransa legatura cu principiul microreversibilitatii, conform caruia orice influenta care actioneaza asupra reactiei intr-un sens, dar nu schimba constanta de echilibru, actioneaza in aceeasi masura si asupra reactiei opuse. De exemplu, in cazul utilizarii unui catalizator, daca acesta favorizeaza reactia directa, va favoriza in mod egal si reactia inversa.

Un alt principiu care este aplicat la calculul vitezei de reactie pentru procesul direct si invers este: principiul independentei diferitelor reactii, care se emite astfel: “Daca in sistem se petrec concomitent mai multe reactii, viteza dintre ele este direct proportionala cu concentratiile reactantilor si independenta de alte reactii”. Mai mult chiar, variatia totala a concentratiei unei substante este suma tuturor acestor variatii independente.

Reactiile opuse pot fi:

reactii opuse de ordinul 1 reacții opuse de ordinul 2 reacții opuse mixte de ordinul 1 si 2.

Cinetica reacțiilor opuse de ordinul 1

Schema generala este:

Reactanți Produși

Ordinele partiale de reactie sunt egale cu 1. Initial concentratia reactantului este „a” iar pentru produsul de reacție concentratie b=0. Notam cu X conversia. Pentru vitezele de reactive se poate scrie:

k

La echilibru viteza globala este nula iar concentratiile reactantului si a produsului de eactive ating valorile de echilibru:

Reacții opuse de ordinul 1 la compușii farmaceutici

In chimia farmaceutica se gasesc numeroase exemple de compusi medicamentosi care urmeaza o cinetica de ordinul 1 la echilibrele ce apar in structurile sistemelor farmaceutice. Tetraciclinele si o parte din derivatii lor sufera o epimerizare intr-un domeniu de pH 2-6.

Derivatii barbiturici prezinta doua forme tautomere cu structuri lacta-malactinice.

In functie de pH-ul mediului, in solutii apoase, derivatii barbiturici au comportament diferit: la pH<10,5 se comporta ca acizi monobazici slabi, iar la pH>12 devin acizi dibazici foarte slabi.

Cinetica reacțiilor opuse de ordinul 2

Acest tip de reactii urmeaza o schema de tipul:

Pentru simplificare consideram cazul simplu cand reactantii se gasesc initial in concentratii egale a, reactia decurge mol la mol, iar concentratiile initiale ale produsilor de reactie, b sunt nule. Considerand ordinele partiale egale cu 1, viteza globala de reactie va fi:

Exemple de reacții opuse de ordinul 2: Reactia de esterificare

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O  Reactia de disociere a acidului iodhidric studiata de Bodenstein

2HI H2 + I2

  Reactia dintre acidul sulfuric si dietilsulfat.

H2SO4 + (C2H5)2SO4 2C2H5SO4H-

 

Cinetica reacțiilor opuse de ordinul 1 și 2

In cazul acestui proces chimic I se poate asocia urmatoarea schema:

unde: si sunt reactanti cu concentratia initiala egala cu a, iar are concentratia initiala b=0.

Reactia directa este o reactie de ordinul 2, pe cand reactia inversa este o reactive de ordinul 1. Viteza de reactie este:

La k=0

Exemple de reactii de ordinul 2 si 1 sunt: Izomerizarea cianat-ureei in solutie Dimerizarea perfluoretilenei in faza gazoasa la 300-400°C Pot exista si reactii directe de ordinul 1 si invesre de ordinul 2 care decurg dupa schema: . Un exemplu il constituie

dehidrogenarea etanului:

Cinetica reacțiilor paralele

Reactiile chimice in care simultan se produc mai multi compusi se numesc in general paralele. Acestea pot fi de doua tipuri:

Reactii gemene sau jumelate, cand reactantii sunt aceeasi iar produsii sunt diferiti:

A D; A F sau A + B D; A + B FReactii concurente sau competitive, cand nu toti reactantii sunt comuni:

A+B D; A+D F sau A + A D; A + C F

In sinteza de medicamente, existenta reactiilor paralele pot produce neajunsuri mari: pe de o parte scaderea randamentelor de reactie pentru produsul dorit si pe de alta parte, apar probleme la separarea compusilor obtinuti care au proprietati fizico-chimice asemanatoare.

Cinetica reactiilor gemene Schema reacției chimice în cazul unui reactant unic este: Sau în cazul unui amestesc stoechiometric este:

unde: k și k sunt constantele de viteză iar n și n sunt ordinele de reacție.

Viteza de transformare a reactantului este suma vitezelor reacțiilor gemene:

Viteza de formare a produșilor este:

In industria de sinteza a medicamentelor sunt multiple exemple de reactii paralele:

Reactiile de substitute la nucleul aromatic, cum ar fi clorurarea catalitica a toluenului (cu urme de iod) cand se obtine orto-clortoluen si para-clortoluen. Reactii de nitrare, reactia dintre fenol si acid azotic, obtindndu-se orto-si para-nitrofenol. Reactii de aditie la dubla legatura ale HCl. Un alt exemplu de reactii paralele jumelate dupa o cinetica de ordinul 1 il constituie degradarea in mediu alcalin al trimetadionei.

Un alt exemplu este descompunerea in cataliza bazica a prednisolonului ce decurge ca un proces tipic de reactii paralele. Prednisolonul este un steroid (glucocorticoid sintetic) cu acțiune antiinflamatoare, indicat in reumatism acut §i cronic, in poliartrita reumatoida, in forme severe de hepatita acuta virala, in meningita tuberculoasa, in Ieucemie acuta, in afectiuni inflamatorii si alergice aie ochiului.

Cinetica reactiilor concurecte Reactiile concurente sau competitive se desfasoara dupa schema:

Unde reactanții A,B,C au concentrațiile inițiale a, b, c. Reacția (I) are constantă k de ordinul n, în raport cu A și ordinul m în raport cu B. Reacția (II) are constantă k ordinul n în raport cu A și ordinul m în raport cu C. Vitezele de formare a produșilor de reacție sunt:

Reacții paralele competitive în sinteza unor medicamente:

Un exemplu din practica farmaceutica industriala il constituie cinetica procesului de clorosulfonare a acetanilidei din sinteza compusului CAS (clorura de acetilsulfanil sau p-acetil aminobenzensulfonic). CAS-ul constituie materia prima la sinteza industriala a sulfamidelor. Obtinerea CAS-lui se realizeaza prin actiunea acidului clorosulfonic asupra acetanilidei. Aceasta este o reactie de substitute care are loc in doua faze:

-in prima faza, acidul clorosulfonic are rol de agent de sulfonare si se formeaza acidul N-acetilsulfanilic;-in faza a doua, acidul clorosulfonic are rol de agent de cilorurare si se formeaza CAS-ul, In aceasta etapa, V. Zotta, sustine necesitatea unui exces de acid clorosulfonic, considerand procesul reversibil: 

Reacții succesive sau consecutive

Studiul cinetic al reactiilor ce se desfasoara succesiv(sau consecutiv) este foarte important pentru obtinerea dorita a unui produs intermediar cu randament maxim, sau pentru precizarea vitezei de formare a produsului final, daca acesta intereseaza.

Studiul reactiilor succesive poate merge pana la reactii elementare, dar nu totdeauna acest ideal este realizabil si, de obicei, o reactie complexa este redusa la o succesiune de reactii cu o cinetica simpla.Reactiile izolate care se succed si care formeaza o succesiune de reactii se numesc etape.Reactiile izolate pot avea diferite ordine si diferite constante de viteza; studiul cinetic fiind uneori ingreunat de modul de determinare a acestora.Cel mai simplu caz de reactii consecutive este :

unde fiecare etapa este ireversibila de ordinul 1.

Considerăm că la timpul t=0, concentrația lui A este a, iar a substanțelor B și C este zero. La un timp oarecare t, concentrația lui A este (a+x), a lui B este y, iar a lui C este z și se poate determina concentrația fie direct, fie prin diferență, dacă se cunoaște concentrația celorlalte doua.

Cele 3 viteze sunt legate prin relația:

Studii cinetice ale reacțiilor succesive date de sistemele farmaceutice:

S-au efectuat numeroase studii cinetice asupra reactiilor succesive din necesitati clar expuse in capitolul anterior.Sistemele farmaceutice dau si ele foarte adesea astfel de reactii.

-Un exemplu classic de reactii succesive de ordinul 1 , il constituie reactiile de dezintegrare radioactiva.Dezintegrarile sunt stationare. Ele se regasesc intr-un “echilibru radioactiv”, cu exceptia elementului care genereaza seria si a celui care o incheie. In acest caz apar doua notiuni diferite :o concentratie de echilibru si o concentratie stationara. Concentratia de echilibru se refera la cazul in care produsii unei reactii se retransforma in substantele initiale ( in mod exclusiv). Concentratia stationara se intalneste la procese ireversibile cand produsii finali ai unei reactii se transforma ( chiar daca nu exclusive) mai departe, fara a reforma substantele initiale.

- Reactia de dehidrogenare a acetonei: (CH3)2C=O CH2=C=O + CH4

- Reactia de hidroliza a diacetatului de glicol.Degradarea glucozei.Se constata ca sunt cuprinse procese complexe,reversibile,paralele si consecutive.   

La concentratii scazute ale glucozei si ale acidului catalizator, formarea polizaharidelor poate fi neglijata.Procesul succesiv poate fi schematizat astfel: unde : A este glucoza, B este 5-HMF

(5-hidroximetilfurfurol) si C sunt produsele finale.Studiile cinetice arata ca descompunerea glucozei este o reactie de ordinul 1. Cand glucoza este descompusa,concentratia lui 5-HMF creste rapid la inceputul reactiei, pentru ca apoi cresterea sa se produca cu viteze mai mici la timpi progresivi.Descompunerea lui 5-HMF creste incet la inceput indicand o perioada de inductie larga pentru ca apoi ea sa se desfasoare cu viteze crescute. Studiile cinetice au diverse aplicatii in farmacie in urmarirea stabilitatii medicamentelor.

Reactii complexe cu preechilibru

Acest tip de reacții, considerate a fi din categoria reacțiilor succesive și opuse, pot fi schematizate:

unde x reprezintă concentrația transformată din A și din B,iar y concentratia lui C și z concentrația lui P.

Exemple

-Se întalnesc frecvent la reacțiile în soluție unde echilibrele ionice de disociație acidă sau bazică, sau de formare de complecși, preced deseori reacțiile de substituție sau de transfer electronic;

-un alt exemplu este reacția în fază gazoasă de formare a NO2 din NO și O2. Ea decurge după schema:

2NON2O rapid

N2O2 + O2 2NO2 lent

Bibliografie

 1. R.Sîrbu,Cinetica chimică a compușilor farmaceutici, Ed. Printech,București,(2004),p.99-147;

2. http://www.scrigroup.com/educatie/chimie/Cinetica-reactiilor-complexe-o64193.php