Transcript Kinetika chemických reakcí

Kinetika chemických reakcí
(učebnice str. 97 – 109)
Základní pojmy
Teorie aktivních srážek
Teorie aktivovaného komplexu
Vliv koncentrace, teploty a katalyzátorů
na průběh chemické reakce
Princip akce a reakce
Základní pojmy
Reakční kinetika studuje rychlost chem. reakce a její závislost na
reakčních podmínkách.
Chem. reakci lze vnímat jako děj, jehož podstatou jsou srážky
molekul reaktantů, po nichž následuje zánik některých vazeb a
vznik vazeb nových.
1. teorie aktivních srážek
Srážky molekul – 2 teorie:
2. teorie aktivovaného komplexu
1. Teorie aktivních srážek
Pro uskutečnění reakce je nutná SRÁŽKA mezi molekulami.
Částice musí mít dostatečnou energii = aktivační energie (EA) =
minimální energie, kterou musí částice mít, aby srážka mezi nimi
byla účinná.
Energie
EA
EVL
EP
ΔH
Reakční koordinála
1. Teorie aktivních srážek
Vlivy:
A) Závislost na teplotě
Molekuly mají energie tepelného pohybu. Ta závisí na teplotě.
S růstem teploty se zvyšuje počet molekul, jejichž energie
tepelného pohybu ≥ EA.
Tímto dochází ke zvýšení rychlosti chem. rce. (větší počet
efektivních srážek).
1. Teorie aktivních srážek
Vlivy:
B) Závislost na prostorové orientaci
Aby proběhla chemická reakce, molekuly musí mít vhodnou
prostorovou orientaci. (kromě dostatečné energie)
CO (g) + NO2 (g) → CO2 (g) + NO (g)
2. Teorie aktivovaného komplexu
A2 + B2 → 2 AB
A
A
+
B
→
B
A
A
B
→
B
A
A
B
→
B
A
A
B
→
B
A
A
B Energeticky
B
nevýhodné!
Předpoklad: vznik tzv. aktivovaného komplexu.
A
A
+
B
→
B
A
B
A
B
→
A
B
A
B
Energeticky
výhodné!
Energie
2A, 2B
EA
A B
A B
A2 + B2
2 AB
Reakční koordinála
3. Vlivy na rychlost reakce
Koncentrace
Teplota
Katalyzátory
Plocha reagujících látek
Tlak (u plynů)
3.1. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce
aA + bB → cC + dD
→
Rychlost reakce je:
časový úbytek molární koncentrace některého z reaktantů, nebo
časový přírůstek molární koncentrace některého z produktů,
dělených jeho stechiometrickým koeficientem.
v=
v=
-Δ[A]
a.Δt
=
-Δ[B]
b.Δt
=
Δ[C]
c.Δt
Δ[C]
c.Δt
=
Δ[D]
d.Δt
Δ[A] = [A]kon - [A]poč
Δt = tkon - tpoč
3.1. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce
v1
aA + bB → cC + dD
Rychlost v
v2
v
→
1
v1 = v2
Soustava dospěje do
dynamické rovnováhy
v2
čas t
Gultberg a Waage: rychlost chem. reakce je přímo úměrná na
koncentraci okamžitých koncentrací výchozích látek ([X]).
v1 = k1 [A]a . [B]b
v2 = k2 [C]c . [D]d
k1 [A]a . [B]b = k2 [C]c . [D]d
K = k1/k2 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
K = rovnovážná
konstanta reakce
Příklady!!!
3.2. Vliv teploty na průběh chemické reakce
U většiny látek: zvýšení teploty o 10 °C → rychlost reakce 2-3x vyšší
3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce
EA celé řady chem. reakcí je vysoká.
Existují látky (= katalyzátory), které umožňují vést reakční systém
cestou, která je energeticky méně náročná!!!.
Katalyzátory ovlivňují (nejčastěji zvyšují) rychlost reakce, aniž by se jí
zúčastnily (tzn. v průběhu reakce se nespotřebovávají).
Aktivátory – pozitivní katalyzátory
Inhibitory – negativní katalyzátory
Jedná se nejčastěji o některé: kyseliny, zásady, kovy, oxidy, soli…
Inhibitory: např. močovina, NaCl
Enzymy = biokatalyzátory
3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce
Bez katalyzátoru
S katalyzátorem (K)
A+K →A K
A+B →A B
AK + B → A B + K
Energie
Energie
A…..B
A…..K
EA
EA1
EVL
EP
ΔH
A+B
A–B
Reakční koordinála
EVL
EP
A+K
K…..A…..B
EA2
A–K
ΔH
A–B+K
Reakční koordinála
3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce
3H2 +
Fe, Al2O3
N2 → 2NH3
5. Princip AKCE a REAKCE (La Chatelier, Braun)
Porušení chemické rovnováhy vnějším zásahem (AKCÍ), vyvolá děj (REAKCI),
Který směřuje ke zrušení účinků akce.
Akce
Přidání VL
Reakce
→ Zvýšení koncentrace P
Zvýšení koncentrace ve
Zvýšení tlaku (u plynů) → směru menšího počtu
plynných částic
Snížení tlaku (u plynů)
→ Zvýšení koncentrace ve
směru většího počtu
plynných částic
Snížení teploty
→ Posun ve směru
exotermní reakce
Zvýšení teploty
→ Posun ve směru
endotermní reakce