Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Chemická kinetika přednáška 1. ročník, Obecná chemie.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Chemická kinetika přednáška 1. ročník, Obecná chemie."— Transkript prezentace:

1 Chemická kinetika přednáška 1. ročník, Obecná chemie

2 Chemická reakce děj mezi atomy a (či) molekulami, v němž zanikají všechny nebo některé vazby v molekulách výchozích látek a jsou případně nahrazeny novými vazbami v molekulách nově vznikajících látek dochází k přeměně látek na úrovni vzniku nebo štěpení vazeb děj, kdy zanikají látky výchozí a vznikají produkty

3 Jak sledujeme chemické reakce z energetického hlediska a možnost realizace a průběhu dějů (tj. kolik energie vznikne nebo kolik je potřeba a jestli to vůbec bude probíhat) – Termodynamika z dynamického hlediska (jak rychle se to děje a jak lze tuto rychlost ovlivnit) – chemická kinetika – důvod: nebaví nás čekat a taky: „čas jsou peníze“ a tak chceme, aby to bylo co nejrychleji a nebo jestli by se to nedalo dělat lépe

4 Dělení chemických reakcí Homogenní – probíhají-li v jedné fázi – ovlivněny řadou faktorů, o nichž budeme mluvit neutralizace

5 Dělení chemických reakcí Heterogenní – na styku dvou fází – také ovlivněny řadou faktorů, o nichž budeme mluvit a navíc i dalšími faktory jako je např. transport látky do mezifází, velikostí povrchu apod. Katalytická oxidace amoniaku

6 Dělení chemických reakcí dle toho, jaké částice se reakce účastní – molekulové (účastní se molekuly) SCl 2 + Cl 2  SCl 4 – iontové (účastní se ionty) Na + + Cl -  NaCl – radikálové (účastní se radikály) Br· + H 2  HBr + H· – alternativně lze použít a nazývat i dle jejich kombinací (např. ion-radikálové apod.)

7 Dělení chemických reakcí dle toho, které částice se přenáší – redukčně-oxidační (redox) – přenos elektronů Zn + 2HCl  H 2 + ZnCl 2 – reakce koordinační – přenos atomů či skupin Co NH 3  [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ – acidobázické – přenos protonů NaOH + HCl  NaCl + H 2 O

8 Dělení chemických reakcí dle mechanismu – substituční (vytěsňovací) – jedna vazba se přeruší jiná vytvoří - CH 4 + Cl 2  CH 3 Cl + HCl – adiční (skladné) – dvě nebo více částic se sloučí v jednu - CH 2 =CH 2 + HBr  CH 3 -CH 2 Br – eliminační (rozkladné) – jedna složitější částice se štěpí na více jednodušších CH 3 -CH 2 OH  H 2 O + CH 2 =CH 2 – konverze (podvojné rozklady) - dvě složitější částice si vymění některé své části NaNO 3 + KCl  NaCl + KNO 3

9 Dělení chemických reakcí dle toho, zda probíhá jediná nebo simultánně více reakcí – Izolované – probíhá v soustavě sama – Simultánní – v soustavě probíhá několik rekcí současně

10 Dělení chemických reakcí Simultánní chemické reakce se dále dělí na: – zvratné – současně probíhá v dostatečné míře reakce zpětná – bočné – výchozí látky mohou současně reagovat za vzniku různých produktů reakce

11 Dělení chemických reakcí Simultánní chemické reakce se dále dělí na: – následné (konsekutivní) – vzniká jeden produkt, z něj další atd. A  B  C  D patří sem i reakce řetězové (např. radikálové) – Cl 2  Cl· + Cl·(iniciace) – Cl· + H 2  HCl + H·(propagace) – H· + Cl 2  HCl + Cl·(zase propagace) – H· + Cl·  HCl(terminace, zanikají radikály)

12 Dělení reakcí z hlediska reakční kinetiky – malý úvod začněme otázkou: „Myslíte si, že reakce probíhají přesně tak, jak jsou napsány?“ – tzn. že například při reakci H 2 + Cl 2  2HCl si takhle letí vzduchem molekula vodíku H-H a kouká, proti ní molekula chlóru Cl-Cl. Vodík si řekne: „to by byla partie“, slovo dá slovo, srazí se, zreagují a hned potom vznikají 2 molekuly HCl? Odpověď zní, že ne! Už jste možná slyšeli, že tato reakce probíhá jinak, radikálově:

13 Dělení reakcí z hlediska reakční kinetiky – malý úvod nejprve se rozštěpí molekula chlóru na 2 radikály (např. působením UV světla): – Cl 2  Cl· + Cl·(iniciace) ten nevydrží dlouho sám a jak někoho potká, zreaguje s ním: – Cl· + H 2  HCl + H·(propagace) vzniklý radikál vodíku reaguje podobně, když např. potká molekulu Cl 2 – H· + Cl 2  HCl + Cl·(zase propagace) a nebo může potkat druhý radikál chlóru: – H· + Cl·  HCl(terminace, zanikají radikály)

14 Dělení reakcí z hlediska reakční kinetiky – co z toho vyplývá? že reakce H 2 + Cl 2  2HCl tak, jak je napsána, neprobíhá, ale probíhá sledem dílčích, jednodušších, reakcí. V případě této reakce tyto reakce odpovídají způsobu průběhu, tedy srážkám daných částic tak, jak ve skutečnosti probíhají. Z tohoto pohledu lze reakce dělit na reakce:

15 Dělení reakcí z hlediska reakční kinetiky Reakce jednoduché (elementární) – probíhající v tom nejjednodušším reakčním kroku na úrovni molekul, atomů či částic, tedy reakce, které proběhnou v rámci jedné interakce molekul, atomů či částic (srážky, interakce s fotonem apod.) Reakce složené (složité) – jsou souhrnným zápisem sledu reakcí jednoduchých, které spolu navzájem souvisí

16 Více o jednoduchých reakcích zavádíme pojem molekularita reakce - lze definovat jako počet částic výchozích látek, jejichž současná interakce vede k chemické změně (či jinak, ale méně přesně: „kolik částic se srazí během průběhu elementární reakce“ – prč méně přesně? věta nevyjadřuje podstatu reakcí monomolekulárních – rozklad jedné částice)

17 Více o jednoduchých reakcích molekularita musí být celé číslo (nemohou se srazit 0,5 částic s 0,3 částice) více než bimolekulární reakce je velmi nepravděpodobná (např. pravděpodobnost, že se v jednom okamžiku srazí 3 částice je cca x nižší než že se srazí dvě částice) – tedy často zdánlivě trimolekulární reakce jsou ve skutečnosti dvě bimolekulární reakce probíhající v rychlém sledu přesto, trimolekulární reakce existují

18 Co to je vlastně ten reakční mechanismus? Z uvedeného také vyplývá, co je to reakční mechanismus - jde o popis souhrnu jednoduchých reakcí, které vedou k výslednému produktu, tedy popisuje jednotlivé kroky reakce. V našem případě např.: – Cl 2  Cl· + Cl·(iniciace) – Cl· + H 2  HCl + H·(propagace) – H· + Cl 2  HCl + Cl·(zase propagace) – H· + Cl·  HCl(terminace, zanikají radikály)

19 Chemická kinetika - úvod Studuje rychlosti těch chemických reakcí, které jsou z energetického hlediska uskutečnitelné, a zabývá se faktory, které tuto rychlost ovlivňují. Dalším cílem (souvisejícím s cílem předchozím) je objasnění reakčních mechanismů.

20 Základní pojmy reakční rychlost – co by to mohlo být? jaké rychlosti známe? Např. rychlost automobilu z fyziky průměrná rychlost okamžitá rychlost

21 Základní pojmy rychlost chemické reakce: – jak rychle se přeměňuje reaktant na produkty nebo jak rychle vznikají produkty – co tedy bude v čitateli místo dráhy? – něco, co charakterizuje jeho množství, např. látkové množství n

22 Základní pojmy tzn.: nebo lépe pro okamžitou rychlost Ale problém!!! Pokud zůstaneme u předchozího vztahu, záleží na tom, z pohledu kterého reaktantu rychlost vyjádříme. Např. v reakci: 2H 2 + O 2  2H 2 O

23 Základní pojmy 2H 2 + O 2  2H 2 O – ze stechiometrie reakce je zřejmé, že pokud zreaguje 1 mol kyslíku, zreagují (zaniknou) také 2 moly vodíku a vzniknou 2 moly vody. – to by ale rychlost reakce vyjádřená pomocí změny látkového množství (úbytku) vodíku nebo (vzniku) vody byla dvojnásobná oproti rychlosti reakce vyjádřené pomocí (úbytku látkového množství) kyslíku – TO JE DIVNÉ, ŽE; co s tím?

24 Základní pojmy no, tak to podělíme oním stechiometrickým koeficientem i a pak to bude pro všechny stejné!!! a ještě: jelikož reaktanty zanikají, jejich změna látkového množství je záporná. Aby nebyla záporná i rychlost reakce, dáme do definičního vztahu u reaktantů před zlomek mínus vyjádřeno pomocí produktů vyjádřeno pomocí reaktantů

25 Základní pojmy – reakční rychlost – A JE TO!!! tedy obecně pro reakci aA + bB  cC + dD a pro již zmiňovanou reakci 2H 2 + O 2  2H 2 O

26 Základní pojmy – reakční rychlost někdy ale může být používání látkového množství nepraktické. Často při měření získáváme přímo nikoliv látková množství, ale molární koncentrace!... a protože jsme tvorové líní a rádi pracujeme s tím, na co jsme zvyklí, raději si odvodíme, že (bez ztráty obecnosti) pokud je naše reakční soustava homogenní a nemění se její objem, lze rychlost reakce definovat také :

27 Základní pojmy – reakční rychlost pomocí molární koncentrace obecně pro reakci aA + bB  cC + dD pro již zmiňovanou reakci 2H 2 + O 2  2H 2 O

28 Základní pojmy – rychlost reakce, malé upřesnění molární koncentraci již všichni dobře znáte a většina z vás si s ní i tyká: z toho vyplývá otázka: „Proč, sakra, v tom vztahu na předchozím slidu mluvíme o molární koncentraci, ale je tam nějaké [A] místo c A ???“

29 Základní pojmy – rychlost reakce, malé upřesnění v této chvíli je třeba zachovat klid!!! – opravdu se jedná o molární koncentraci, tj. ale přece jde o trochu speciální koncentraci. Tahle ([A]) se během reakce neustále mění, proto je vztažena k danému okamžiku v průběhu reakce. Proto bychom jí mohli také nazývat okamžitou koncentrací. A proto si ji také dovolíme v dalším průběhu značit možná pro vás nezvykle, ale přesto jinak než c i.

30 Kinetická rovnice, aneb nešlo by rychlost reakce vyjádřit i jinak? ne vždy, ale často lze rychlost reakce vyjádřit tzv. kinetikou rovnicí, která říká to, co jsme všichni tušili, ale možná se to báli říci: tedy, že rychlost reakce závisí na koncentracích výchozích látek konstantě úměrnosti k se říká rychlostní konstanta a uvidíme, že její význam je větší, než se na první pohled zdá (a je závislá na teplotě) opět pro obecně napsanou reakci aA + bB  cC + dD

31 Co je co v kinetické rovnici? exponenty  a  jsou tzv. dílčí reakční řády k danému reaktantu: –  je dílčí řád reakce vzhledem k reaktantu A –  je dílčí řád reakce vzhledem k reaktantu B obecně nelze tyto dílčí reakční řády ztotožňovat se stechiometrickými koeficienty!!! (to lze jen ve speciálních případech)... a kdo to bude tvrdit, bude vytahán za uši nelze je ani ztotožňovat s molekularitou

32 Co je co v kinetické rovnici? součet  a  je tzv. celkový řád reakce r. FORMÁLNÍ KINETIKA – zabývá se řešením kinetických rovnic s cílem popsat časové změny koncentrací reagujících látek

33 Formální kinetika – reakce 1. řádu r = 1 pokud vyjádříme rychlost reakce pomocí definice reakční rychlosti a dáme je do rovnosti s kinetickou rovnicí, např. pro rozklad látky A: A  cC + dD

34 Formální kinetika – reakce 1. řádu máme tedy diferenciální rovnici, kterou vyřešíme: řešení, grafem je klesající exponenciála

35 Formální kinetika – reakce 1. řádu zavádíme další pojem: poločas reakce poločas reakce - doba, za níž poklesne koncentrace dané látky na polovinu vztah pro výpočet lze odvodit tak, že dosadíme do rovnice: za [A] hodnotu [A] 0 /2

36 Formální kinetika – reakce 1. řádu výsledek: je tedy patrné, že poločas reakce nezávisí na koncentraci látky

37 Formální kinetika – reakce 2. řádu Postup stejný jako u reakcí 1. řádu. pro reakci A + B  produkty po dosazení do příslušných rovnic opět diferenciální rovnice: pokud uvažujeme počáteční koncentrace obou látek stejné, dostaneme:

38 Formální kinetika – reakce 2. řádu dostaneme: i zde zavádíme pojem poločas rozpadu, zjistíme ho opět stejným postupem jako u reakcí 1. řádu

39 Formální kinetika – Reakce simultánní Zvratné reakce

40 Formální kinetika – Reakce simultánní Zvratné reakce

41 Formální kinetika – Reakce simultánní Zvratné reakce

42 Formální kinetika – Reakce simultánní Zvratné reakce

43 Formální kinetika – Reakce simultánní Zvratné reakce

44 Formální kinetika – Reakce simultánní následné reakce x 1 - koncentrační úbytek látky A x 2 - koncentrační přírůstek látky C

45 Formální kinetika – Reakce simultánní čas [A], [B], [C] následné reakce – k 1  k 2 [A] [B] [C]

46 Formální kinetika – Reakce simultánní čas [A], [B], [C] následné reakce – k 1 << k 2 [A] [B] [C] Stacionární koncentrace

47 Formální kinetika – Reakce simultánní reakce bočné x 1 - koncentrační úbytek látky A x 2 - koncentrační přírůstek látky C

48 Formální kinetika – Reakce simultánní reakce bočné

49 Formální kinetika – Reakce simultánní reakce bočné produkty B a C vznikají v množstvích, která jsou k sobě ve stále stejném poměru daném poměrem rychlostních konstant obou reakcí

50 Formální kinetika – Reakce simultánní reakce bočné

51 Závislost reakční rychlosti na teplotě přes rychlostní konstantu k 1 Arrhenius – porovnal s van´t Hoffovou reakční izobarou A a B – empirické konstanty A – Arrheniův předexponenciální faktor E A – aktivační energie T - teplota

52 Závislost reakční rychlosti na teplotě Aktivační energie?

53 Závislost reakční rychlosti na teplotě srážková teorie – aby reakce proběhla, reaktanty se musí srazit ale musí k tomu mít dostatečnou energii dále závisí na počtu srážek Z vhodná prostorová orientace molekul – zavádí se sterický faktor P – A=ZP frakce molekul mající dostatečnou energii Z = A

54 Závislost reakční rychlosti na teplotě teorie aktivovaného komplexu část energie ze vznikajících vazeb využita na oslabování vazeb původních

55 Katalýza

56 homogenní vs. heterogení acidobázická – specifická acidobázická (jen ionty OH - a H 3 O + ) – obecně acidobázická (urychluje jakýkoliv donor a akceptor elektronového páru) selektivní katalýza – vede ke vzniku zcela určitých produktů (např. enzymy) autokatalýza – urychlována produktem reakce (nejprve probíhá pomalu, pak se urychlí inhibitory – reakce zpomalují


Stáhnout ppt "Chemická kinetika přednáška 1. ročník, Obecná chemie."

Podobné prezentace


Reklamy Google