Transcript Chemická kinetika - podpora chemického a fyzikálního vzdělávání

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH12. Chemická kinetika
Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová
Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo:
CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO
VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.
Reakční kinetika
zabývá se studiem průběhu chemických reakcí
• sleduje reakční rychlost (rychlost přeměny reaktantů
na produkty)
• sleduje její závislost na faktorech, které reakční
rychlost ovlivňují (koncentrace, teplota, tlak,
skupenství, katalyzátory, velikost styčných ploch…..)
Rozdělení reakcí
• 1. izolované – probíhají v soustavě samy
• 2. simultánní - probíhají v soustavě současně
a) zvratné A
B
ve stejném okamžiku vznikají z reaktantů produkty a z produktů
reaktanty
C
A+BD
b) paralelní A + B
D
A+CE
společné reaktanty, různé produkty ( alespoň z části)
c) následné A  B  C
produkt se stává reaktantem následující reakce
Teorie reakční kinetiky
•
•
SRÁŽKOVÁ TEORIE
(KINETICKÁ TEORIE)
TEORIE AKTIVOVANÉHO KOMPLEXU
(TEORIE ABSOLUTNÍCH REAKČNÍCH RYCHLOSTÍ)
Srážková teorie = předpoklady
• tzv. účinná(efektivní) srážka:
• a) vhodná prostorová orientace
• b) dostatečná kinetická energie (minimální energie,
kterou musí mít částice, aby došlo k účinné srážce)
= aktivační energie EA (kJ/mol)
EA = nejmenší energie potřebná k rozbití vazby
• c) vhodné pH
Prostorová orientace molekul
Účinná (efektivní) srážka
N
O
C
O
O
CO + NO2  CO2 + NO
Neúčinná (neefektivní) srážka
O
O
C
N
O
obr.č. 1 Prostorová orientace molekul
Vliv teploty
• s růstem teploty se zvyšuje počet molekul, jejichž energie
dosahuje EA  urychlí se průběh reakce
• snížením teploty  opak
obr.č.2 Vliv teploty na počet
molekul, které se účastní
reakce
Reakční teplo ∆H = EA – EA´
EA Aktivační energie reakce přímé
E
kJ/mol
EA´ Aktivační energie reakce zpětné
EA
EA´
H
Reakční koordináta
Molekuly
výchozích
látek
Průběh reakce
Molekuly
produktů
obr. č. 3 Změna energie soustavy v průběhu chemické reakce (exotermní)
Teorie aktivovaného komplexu
• aktivní srážka
• při postupném přibližování molekul se současně:
 oslabují původní vazby v molekulách reaktantů
(energie se spotřebovává)
 začínají se vytvářet vazby nové (energie se uvolňuje)
• vzniká tak nový nestálý celek…aktivovaný komplex (AK)
obr. č. 4 Vznik aktivovaného komplexu
Rovnice a schéma
• Rovnice:
• Schéma:
• Příklad:
A2 + B2  A2B2* 2AB
A
B
A  B
 +
  :
:

A
B
A B
H2 + I2  H2I2* 2 HI
A–B
A–B
obr. č. 5 Vznik aktivovaného komplexu
E
EA
(Srážková teorie)
EA = EAK – EREAKTANTŮ
Aktivační energie nutná
k vytvoření AK -mnohem
nižší hodnota než
energie potřebná k
úplnému rozštěpení
vazeb výchozích látek
A  B
:
:
A  B
EA(AK)
A2 + B 2
∆H
2AB
Reaktanty
Reakce
Produkty
Reakční koordináta
∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné-nezávisí na cestě
obr. č. 6 Graf rozdílných hodnot aktivační energie podle srážkové teorie a teorie AK
Reakční rychlost
(rychlost chemické reakce)
je definována jako:
časový úbytek molární koncentrace některého z reaktantů, nebo
časový přírůstek molární koncentrace některého z produktů,
dělených jeho stechiometrickým koeficientem
jednotka: mol.dm–3.s–1
aA + bB (reaktanty) ↔ cC + dD (produkty)
ΔC
ΔC
ΔC
C
A
B
D
v



a  Δt
b  Δt c  Δt d  Δt
ΔC
v=
-Δ[A]
a.Δt
=
-Δ[B]
b.Δt
=
Δ[C]
c.Δt
=
Δ[D]
d.Δt
Molární koncentrace:
C A  A  
nA
V
nA … látkové množství
V … objem, v němž je
látka rozpuštěná
Úkol
• Na základě uvedené rovnice zapiš:
Cr2O3 + 3 H2
a)
b)
c)
d)
2 Cr + 3 H2O
reakční rychlost reakce přímé pro H2
reakční rychlost reakce zpětné pro Cr2O3
reakční rychlost reakce přímé pro Cr
reakční rychlost reakce zpětné pro H2O
Faktory ovlivňující rychlost chemické
reakce
 koncentrace
 teplota
 skupenství
 reakční mechanismus
 tlak
 velikost povrchu
 katalyzátory
Vliv koncentrace
• 1. ZÁKON CHEMICKÉ KINETIKY:
rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu
molárních koncentrací reagujících (výchozích) látek
aA + bB  cC + Dd
• kinetická rovnice: v1 = k1·[A]a ·[B]b
=
k . cAa . cBb
v2 = k2·[C]c ·[D]d
• k = konstanta úměrnosti, je závislá na teplotě, nazývá se
rychlostní konstanta
Vliv koncentrace
aA + bB  cC + Dd
• kinetická rovnice: v1 = k1·[A]a ·[B]b
=
k . c Aa . c Bb
v2 = k2·[C]c ·[D]d
• a,b…stechiometrické koeficienty
• a + b …celkový řád reakce = molekularita
• Zvýšením koncentrace reaktantů se zvýší rychlost
reakce
Úkol
• Zapiš kinetickou rovnici pro syntézu MgO
z prvků.
• 2Mg + O2  2MgO
• v = k . Mg2 . O21 = k . c Mg2 . cO21
Molekularita reakce
• číslo, které udává počet částic, které se musí srazit,
má-li dojít k chemické reakci
• nejběžnější jsou reakce bimolekulární (A+B), jsou
i monomolekulární, trimolekulární jsou už jen
výjimkou
v  k  A   B 
α
β
Molekularita reakce
v  k  A   B 
α
β
• ,  … exponenty molárních koncentrací příslušných výchozích
látek
– jejich hodnoty se pro danou reakci určují experimentálně
– v těch nejjednodušších případech se někdy rovnají
stechiometrickým koeficientům daných látek (a,b)
• r … řád reakce
r=+
např. pokud  +  = 1 reakce prvního řádu
Úkol 1 – vliv koncentrace
Na internetové stránce
http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=_7qpolD2
Jqk&feature=endscreen
si prohlédni uvedené video, příslušné reakce zapiš
chemickými rovnicemi a vysvětli vznik různých
produktů.
Vliv teploty
• 2. ZÁKON CHEMICKÉ KINETIKY
• van´t Hoffovo pravidlo:
• zvýšením teploty o 10° C se reakční rychlost u většiny reakcí
zvýší 2x až 4x
obr. č. 7 Jacobus Henricus van't Hoff
nizozemský chemik.
Vliv teploty
• Arrheniova rovnice vyjadřuje závislost rychlostní
konstanty na teplotě
k = A. e –EA/RT
A – rychlostní konstanta, předexponenciální faktor
E – aktivační energie (J)
A
R– univerzální plynová konstanta, R = 8, 314 J/ K. mol
T – absolutní teplota (K)
e – základ přirozeného logaritmu, e = 2,718
• S rostoucí teplotou se hodnota rychlostní konstanty zvyšuje,
a tím roste i rychlost reakce
obr.č.8 Svante August Arrhenius
švédský fyzik a chemik
Úkol 2 – vliv teploty
Zhlédni video na internetové stránce
http://www.youtube.com/watch?v=rAL83xoH-fc
popiš vlastními slovy průběh reakce a vliv daného
faktoru.
Vliv reakčního mechanismu
• probíhá– li reakce pomocí dílčích reakcí, pak
výsledná rychlost závisí na nejpomalejší z nich
Vliv skupenství
Vliv skupenství
• nejrychleji reagují plyny
• nejpomaleji pevné látky
Vliv tlaku
• uplatňuje se u reakcí v plynné fázi,
↑p↓V↑koncentrace;
• stavová rovnice plynů:p.V = n.R.T
Velikost povrchu
• uplatňuje se u heterogenních reakcí
pV = konst.
Úkol 3 – specifický povrch
Vyhledej a zhlédni na internetových stránkách
http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=-oaFNy6zt4&feature=endscreen
video a popiš svými slovy průběh reakce.
Vliv katalyzátorů
katalyzátor
• látka, která ovlivňuje rychlost chemické reakce
(zkracují n. prodlužuje čas k dosažení chemické rovnováhy)
• sama se chemickou reakcí nemění
• snižuje nebo zvyšuje EA
• účastní se tvorby aktivovaného komplexu
• reakční teplo ( ΔH) katalyzované i nekatalyzované reakce je
stejné
Vliv katalyzátorů
Energie
Bez katalyzátoru
A+B → A
B
S katalyzátorem (K)
A+K → A
K
AK + B → A
B+K
Energie
A…..B
A…..K
EA
EA1
EVL
EP
A+B
ΔH
A–B
Reakční koordináta
EVL
EP
A+K
K…..A…..B
EA2
ΔH
A–K
A–B+K
Reakční koordináta
obr.č.9 Porovnání katalyzované a nekatalyzované reakce
Vliv katalyzátorů
obr.č.10 Působení katalyzátorů
Úkol 4 – vliv katalyzátoru
S pomocí internetových stránek
http://www.youtube.com/watch?feature=endscreen
&NR=1&v=rGP1AWacDxY
zhlédni video a popiš průběh pokusu vlastními slovy.
Dělení katalyzátorů I
• pozitivní = snižují EA, reakční rychlost zvyšují
• negativní (inhibitory):
- stabilizátory = reagují s meziprodukty řetězových reakcí a tím
řetězovou reakci zastaví
- katalytické jedy = zabraňují působení katalyzátorů (např.
organické sloučeniny obsahující síru)
Dělení katalyzátorů II
• homogenní = reaktanty i katalyzátor jsou ve stejné fázi a tvoří
spolu směs
často kyseliny a zásady…tzv. acidobazická katalýza
– autokatalýza = reakce katalyzovaná některým z meziproduktů
reakce
– selektivní katalyzátor = vysoce specifický, vede reakci určitým
směrem (např. biokatalyzátory - enzymy)
• heterogenní = katalyzátor je pevná fáze s velkým povrchem
(Pt, Raneyův nikl)
reaktanty jsou plyny n. kapaliny
reakce probíhá na povrchu katalyzátoru = kontaktní katalýza
Použité informační zdroje
Obrázky
obrázek nebo animace č.[1,3,6,9] – autor Yvona Pufferová
[1] [online]. [cit. 2012-10 -24]. Dostupné z
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/64/Alfred_Werner.jpg
[2] MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie: Pro čtyřletá gymnázia. Třetí opravené vydání. Olomouc:
Nakladatelství Olomouc, 2002, s. 99. ISBN 80-7182-055-5.
[4] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://projektalfa.ic.cz/akt.htm
[5] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://chemie-obecna.blogspot.cz/2011/08/rychlostchemicke-reakce-aktivacni.html
[7] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Vant_Hoff.jpg
[8] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://cs.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius
[10] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://leccos.com/index.php/clanky/katalyzator
Literatura
• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství
Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5.
• BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno: Didaktis, 2002.
ISBN 80-86285-56-1.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační
číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A
FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO
V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.