Transcript Kinetika

Kinetika
∆c
∆t
1
Reakční kinetika
Zabývá se rychlostí reakcí z různých hledisek
Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na
sérii srážek doprovázenou zánikem původních a
vznikem nových vazeb.
Dvě teorie chemické kinetiky:
Teorie aktivních srážek (TAS)=srážková teorie
Teorie aktivovaného komplexu (TAK)
2
Teorie aktivních srážek (TAS)
Srážka molekul je pro reakci nezbytná. Kolidující
částice musí mít navíc dostatečnou energii 
musí dojít ke zrušení původních vazeb =
= endotermní děj = spotřeba energie.
Minimální energie částic pro účinnou srážku –
AKTIVAČNÍ ENERGIE EA.
3
E
Energetický
val reakce
Aktivační energie
reakce přímé
EA
Aktivační energie
reakce zpětné
(pokud ji obrátíme)
EA
∆H
Výchozí
látky
Reakce
Produkty
Reakční koordináta-závislost energie na průběhu reakce
∆H – reakční teplo=rozdíl aktivační energie přímé a zpětné reakce
Zde mají produkty menší energii - reakce exotermická
4
Teorie aktivních srážek
Vnitřní energii částic lze ovlivnit dodáním energie
ve formě tepla.
Počet efektivních srážek v systému roste
s rostoucí teplotou systému
Tzn.: Více částic bude dosahovat aktivační energie
Tzn.: Snížením teploty lze reakci efektivně
zpomalovat (praktické využití – vymyslete
příklady)
5
Teorie aktivních srážek
Může reakce proběhnout, pokud se
molekuly srazí, ale nesprávnými „konci“?
Další podmínkou (kromě dostatečné energie) pro
efektivní srážku je VHODNÁ PROSTOROVÁ
ORIENTACE reagujících molekul
6
CO (g) + NO2 (g)  CO2 (g) + NO (g)
účinná srážka
C
O
OK
N
O
O
neúčinná srážka
C
O
X
O
N
O
7
Teorie aktivovaného komplexu
H + I-I
H
+
I
H
HII

I

HI + I
I
I
H
+
I
I
Při postupném přibližování molekul se SOUČASNĚ
oslabují původní vazby v molekulách výchozích látek
(zde vazby I-I) a vytvářejí se vazby nové (HI)
Oslabení starých vazeb – vždy spotřeba E
Tvorba nových vazeb – uvolnění E
Probíhá současně  energetická bilance je proto příznivější
než u srážkové teorie (nižší aktivační energie) - viz následující graf
8
E
EA(TAS)
EA(TAK)
∆H
Vých.
l.
Reakce
Aktivační energie
nutná k vytvoření
aktivního
komplexu mnohem nižší
hodnota než
energie potřebná
k úplnému
rozštěpení vazeb
výchozích látek
Produkty
Reakční koordináta
Všimněte si, že ∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné-nezávisí na
9
cestě
Důležitý pojem:
Rychlost reakce
(neboli reakční rychlost)
Obecně pro reakci: a A + b B c C + d D
v=
1 ∆[A]
=
a ∆t
1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D]
=
=
c ∆t
d ∆t
b ∆t
úbytek
[A] – molární koncentrace látky A
a – stechiometrický koeficient látky A
∆[A] – změna molární koncentrace látky A
∆ t - změna času
Rychlost reakce (v) je úbytek molární koncentrace
reaktantů (proto minus) nebo přírůstek molární koncentrace
produktů za určitou časovou jednotku (sekunda) dělený
stechiometrickým koeficientem látek v reakci
10
CA
CB
Koncentrace
Koncentrace
∆t
∆cA
Čas t
∆t
∆cB
Čas t
Která reakce probíhá rychleji?
11
Rychlost reakce
Rychlost reakce závisí na koncentracích výchozích
látek. Tuto závislost vystihuje kinetická rovnice:
v1
Obecně pro reakci a A + b B
c
C
+
d
D
v2
V1=k1.[A]a.[B]b
reakce v přímém směru
V2=k2.[C]c.[D]d
reakce v opačném směru (reakce po
určité době probíhá i v opačném směru (viz dále)
k1,k2 = rychlostní konstanty. Závislé jen na teplotě !
12
Parametr, který má největší vliv na rychlost
chemické reakce:
MOLÁRNÍ KONCENTRACE
reaktantů/produktů
13
Koncentrace reagujících látek se v průběhu reakce mění: na
začátku je reakce v přímém směru (v1) největší, jelikož je
koncentrace reaktantů největší. Postupně koncentrace
reaktantů ubývá, klesá tedy rychlost v1. Zároveň přibývá
koncentrace produktů a reakce v opačném směru (v2) proto
roste.
∆t
v
dynamické rovnováze
Rychlost
∆v1(A+BC+D)
Časem se obě rychlosti
vyrovnají a reakce je v tzv.
v1 = v 2
∆v2
∆t
M
(A+BC+D)
Čas t
N
14
V bodě M:
V1 (A+BC+D) >> v2 (A+BC+D)
V bodě N (viz graf) :
V1 (A+BC+D)
=
v2 (A+BC+D)
Pozor: rychlosti přímé a zpětné reakce nejsou v
rovnováze nulové!!!, jsou však stejné (takže se
reakce navenek chová, jakoby neběžela)
15
V1=k1.[A]a.[B]b
V2=k2.[C]c.[D]d
Od bodu N můžeme psát:
v1
=
k1.[A]a.[B]b =
Definice:
k1
k2
=
K
=
v2
(dynamická rovnováha)
k2.[C]c.[D]d
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
GuldbergWaageův
zákon
16
Reakční rychlost
K
=
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
K - rovnovážná konstanta reakce
(závislá na teplotě – pro každou teplotu je jiná!)
[A],[B],[C],[D] v tomto vztahu – rovnovážné
koncentrace, popř. látková množství-pokud se nemění
objem
(to, co tam mám, když dojde k rovnováze-nejde tedy o
počáteční koncentrace!)
Jak prakticky poznám, že systém dosáhl v reakci dynamické
rovnováhy? ………….. Reakce se jeví, jakoby neprobíhala
17
Hodnota rovnovážné konstanty:
-čím vyšší, tím vyšší koncentrace produktů (rovnováha
reakce posunuta doprava)
Je-li K>104 …… probíhá jednoznačně doprava (ve
směru tvorby produktů)
K< 10-4 ……. rovnováha reakce posunuta doleva
(mám tam jen reaktanty, produkty se skoro netvoří)
18
Reakční rychlost
příklad 1
Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny
následující koncentrace látek:
N2 + 3H2
2NH3
N2 = 0,425
H2 = 0,575
NH3 = 0,150
Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce
[NH3]2
0,1502
Řešení: K =
=
3
[N2][H2]
0,425 * 0,5753
19
Reakční rychlost
příklad 2
Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny
následující koncentrace látek:
H2 = 5,1.10-5
I2 = 3,1.10-3
HI = 2,7.10-3
H2 + I2
2HI
Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce
K = 46,1
20
Reakční rychlost
příklad 3 (těžký a tedy
nepovínný)
Rovnovážná konstanta K reakce
H2 (g) + I2 (g)  2HI (g)
má hodnotu K = 56,4 (při 721,15°K).
Jaké množství HI obsahuje rovnovážná směs, když
smísíme:
1 mol H2 a 1 mol I2
Pozor - to nejsou látková množství v rovnováze, ale na
začátku - to do vztahu pro rovnovážnou konstantu
nemohu přímo dosadit!
21
To mám vypočítat
Řešení: K =
[HI]2
[HI]2
=
[H2]*[I2]
H2 (g) + I2 (g)  2HI (g)
(1 – 0,5 *[HI])2
56,4
Na začátku vím, že mám 1mol H2 a 1mol I2, ale kolik H2 a
I2 budu mít v rovnováze?
To si musím vyjádřít obecně, a to pomocí koncentrace HI:
[H2]=[I2]= 1 – 0,5 *[HI] ….. toto dosadím do jmenovatele
Koncentrace na
konci (v
rovnováze)
To co mám na
začátku
výše uvedeného vztahu
Rychlost ubývání vodíku a jodu je
poloviční než přibývání HI
22
[HI]2
[HI]2
56,4 =
=
[H2]*[I2]
Úprava:
(1 – 0,5
[HI]2
*[HI])2
=
1 – HI + 0,25 HI2
56,4 – 56,4 [HI] + 14,1 [HI] 2= [HI]2
Vyřešit kvadratickou rovnici: 13,1[HI]2 – 56,4[HI] + 56,4 = 0
[HI] =
56,4 ± √56,42 – 4*13,1*56,4
2*13,1
2,726
Špatný výsledeknemůže to vyjít
vice než 2
1,58
V rovnovážné směsi mám 1,58 mol HI, 0,21 mol H2 (10,5*1,58) a 0,21 mol I2 (udělejte si zkoušku-dosadit do vzorce
pro K)
23
Reakční rychlost
příklad 4 (těžký)
Hodnota rovnovážné konstanty reakce:
Br2 (g)
2Br (g)
je K = 8*10-6. Jaká je rovnovážná koncentrace
atomárního bromu (Br), je-li na začátku
koncentrace Br2 1mol/l?
Kdo to spočítá dobře, má 1
24
Reakční rychlost
příklad 5 (těžký)
Reaguje kyselina a alkohol, vzniká ester a voda
(esterifikace):
kyselina + alkohol
ester + voda
Na začátku jsme smíchali 2 moly kyseliny a 6 molů
alkoholu. Rovnovážná konstanta je při určité
teplotě K=4. Kolik molů vody, esteru, kyseliny a
alkoholu je přítomno, dospěje-li reakce do
rovnováhy?
Kdo to spočítá dobře, má 1
Výsledek: 1,81 mol,
0,19 mol, 4,2 mol
25
Reakční rychlost
Vliv teploty na rychlost (Van´t Hoff):
∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v
Zvýšením teploty o 10 stupňů se zvýší rychlost 2-4x
POZOR – mění se rovnovážná konstanta
Rovnovážná konstanta je funkcí teploty a v
tabulkách se udává pro …………………………………….
26
Reakční rychlost
E
AB
Úspora EA
A + B K
A BK
EA1
A +B + K
A+B
A + BK
EA2
∆H
AB
EA3
∆H
AB + K
Vliv katalyzátorů K na rychlost reakce
Reakční koordináta
27
Co vědět:
Shrnutí
-co studuje kinetika, o jaké teorie se opírá
-srážková teorie – co je podmínkou účinné srážky (Ea, prostorová
orientace)
-co je aktivační energie, reakční teplo (nakreslit graf-viz snímek 4)
-teorie aktivovaného komplexu – podstata, nižší aktivační energie
-vysvětlit, co se myslí pod pojmem rychlost reakce, vliv koncentrace na
rychlost reakce, rychlostní konstanta (závisí na teplotě)
-dynamická rovnováha – rychlost přímé a zpětné reakce se rovná, co je
rovnovážná konstanta (vztah), co můžeme usuzovat z její hodnoty
-Umět spočítat příklady 1 a 2 (a jim podobné)
-Vliv teploty na reakční rychlost
-vysvětlit, co je katalyzátor (nespotřebovává se, po reakci se obnovuje
(vzpomeň na pokus: červená barva chloridu kobaltnatého se
obnovuje), snižuje aktivační energii (nový mechanismus), ale reakční
teplo katalyzované i nekatalyzované reakce je stejné (stejně jako
28
rovnovážná konstanta)!!