Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Téma VI Termochemie, reakční kinetika, Rovnováha  2006 Tadeáš Bilka Zpracoval Tadeáš Bilka Vytvořeno pro studijní účely v roce 2006 jako příprava k maturitní.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Téma VI Termochemie, reakční kinetika, Rovnováha  2006 Tadeáš Bilka Zpracoval Tadeáš Bilka Vytvořeno pro studijní účely v roce 2006 jako příprava k maturitní."— Transkript prezentace:

1 Téma VI Termochemie, reakční kinetika, Rovnováha  2006 Tadeáš Bilka Zpracoval Tadeáš Bilka Vytvořeno pro studijní účely v roce 2006 jako příprava k maturitní zkoušce z chemie. Pro volné použití, prezentaci a kopírování. Zpracováno speciálně pro cdmo.wz.cz

2 Téma VITermochemie, reakční kinetika, Rovnováha Obsah Chemické reakce Termodynamika, termochemie Entalpie, reakční teplo Termochemické zákony  2006 Tadeáš Bilka Slučovací a spalné teplo Chemická kinetika Reakční rychlost, kinetická rovnice Srážková teorie, aktivovaný komplex Chemická rovnováha Rovnovážná konstanta, Guldberg-Waagův zákon Le-Chatelier-Braunův princip Arrheniova rovnice, katalýza

3 Kapitola 1 Chemické reakce je děj, při kterém zanikají vazby mezi atomy v molekulách výchozích látek (reaktantů) a vytvářejí se vazby nové v molekulách produktů.  2006 Tadeáš Bilka Pozn.: Hnědým obdélníkem jsou v textu vyznačeny příklady. Chemická reakce Chemická reakce jednoduchá Chemická reakce složená Z reaktantů vznikají přímo produkty. Přeměna reaktantů probíhá postupně několika reakcemi za vzniku meziproduktů. N H 2  2 NH 3 např. chlorace metanu: Cl 2  2 Cl· CH 4 + Cl·  CH 3 · + HCl CH 3 · + Cl·  CH 3 Cl...

4 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi H 2 (g) +Cl 2 (g)  2 HCl(g) vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka Homogenní reakce – všechny reakční složky tvoří jednu fázi („skupenství“). přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: 2 Na(s) + 2 H 2 O(l)  2 NaOH + H 2 (g) Heterogenní reakce – reakční složky tvoří různé fáze, reakce probíhají na fázovém rozhraní reaktantů. g... plynná fáze s... pevná fáze l... kapalná fáze aq... vodný roztok

5 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka Reakce skladné (syntéza) – z jednoduchých reaktantů vznikají složitější produkty. přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: NH 3 + HCl  NH 4 Cl Reakce rozkladné CaCO 3  CaO + CO 2 Reakce substituční – atom nebo skupina atomů je nahrazena jiným/jinou. Zn + CuSO 4  ZnSO 4 + Cu Podvojná záměna – spřažení dvou substitučních reakcí. NaCl + AgNO 3  NaNO 3 + AgCl

6 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka Reakce molekulové – reakční složky jsou neutrální molekuly. přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: Reakce radikálové – reagující částice tvoří radikály. Reakce iontové – reagující částice tvoří ionty (např. ve vodném prostředí).

7 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: Reakce protolytické (acidobazické) – dochází k výměně protonu (kationt vodíku). Reakce redoxní – dochází k přenosu elektronů a ke změnám v oxidačních číslech reagujícíh prvků ve sloučeninách. Reakce komplexotvorné – přenos skupin za vzniku komplexů.

8 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: Reakce izolované – probíhají v sytému samy. Reakce simultánní – současně probíhá několik reakcí. Dělí se na: zvratné – časem přecházejí do rovnovážného stavu. bočné – výchozí látky reagují za vzniku různých produktů. následné – produkt reakce je výchozí látkou pro následující reakce.

9 Kapitola 1 | Chemické reakce Rozdělení chemických reakcí počtu fází v reakční směsi vnějších změn reagujících částic reakční kinetiky tepelné bilance  2006 Tadeáš Bilka přenášených částic Chemické reakce dělíme podle: Reakce exotermní – uvolňuje se při nich tepelná energie. Reakce endotermní – spotřebovává se při nich tepelná energie. Ještě obecněji lze reakce z pohledu termodynamiky rozdělit podle uvolňování energie (nejen tepelné, ale i např. světelné, mechanické) na: Reakce exergonické – uvolňuje se při nich energie. Reakce endergonické – spotřebovává se při nich energie. Pozn. Jsou možná i jiná rozdělení reakcí, např. podle změn ve vazbách – adice, eliminace, přesmyky...

10 Kapitola 2 Termodynamika, termochemie  2006 Tadeáš Bilka Termodynamický systém a jeho okolí Termodynamický děj Základní pojmyTermodynamika – pojednává o přeměnách jednoho druhu energie v druhý, o směru průběhu chemických procesů a rovnováhách, ke kterým při nich dochází. Termochemie – oddíl termodynamiky, zabývá se tepelnými jevy při chemických reakcích. Základní stavové veličiny – charakterizují term. systém., lze je určit absolutně – tlak (p), objem (V), teplota (T), látkové množství (n). Termodynamický systém – část prostoru s jeho hmotnou náplní, od okolí je oddělena skutečnou nebo pomyslnou bariérou. Termodynamické veličiny (funkce) – souvisejí s měřitelnými veličinami, jsou také stavové, ale lze určit pouze jejich změny – vnitřní energie (U), entalpie (H), Gibbsova energie (G), entropie (S) atd.

11 Kapitola 2 Termodynamika, termochemie  2006 Tadeáš Bilka Termodynamický systém a jeho okolí Termodynamický děj Termodynamický systém může být:Základní pojmy izolovaný – nedochází k výměně energie a hmoty s okolím. uzavřený –dochází k výměně energie, ale nikoliv hmoty s okolím. otevřený – výměna energie i hmoty.

12 Kapitola 2 Termodynamika, termochemie  2006 Tadeáš Bilka Termodynamický děj Speciální případy termodynamických dějů:Základní pojmy izotermní – probíhá při stálé teplotě. izochorický – stálý objem. izobarický – stálý tlak. Termodynamický systém a jeho okolí adiabatický – když nedochází k výměně tepla s okolím (např. u velmi rychlých dějů – spalovací motor). Termodynamický děj může být také: vratný (reverzibilní) – když prochází velkým počtem malých stavových změn, při kterých je v rovnováze s okolím, lze jej zastavit a obráceným sledem změn vrátit do původního stavu. (idealizovaný děj) nevratný (irreverzibilní) – probíhá bez vnějšího zásahu jedním směrem, nikoliv obráceně. Samovolné děje – směřují do stavu největší stability – rovnováhy (většinou do vyčerpání výchozích látek).

13 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Entalpie, reakční teplo  2006 Tadeáš Bilka První termodynamický zákon  vyjadřuje princip zachování energie při chemických dějích  každá energie se může beze zbytku přeměnit v teplo, naopak to neplatí (v chemii)  přírůstek vnitřní energie soustavy ΔU se rovná součtu tepla Q a práce W, které byly soustavě dodány: ΔU = Q + W U plynů se práce W projeví jako objemová práce: W = pΔV, respektive integrál z p podle V, pokud tlak není konstantní. Pro izobarický děj platí, že celkové teplo přijaté systémem je rovno součtu změn vnitřní energie a objemové práce: Q = ΔU + pΔV Tento součet se nahrazuje jedinou stavovou funkcí, která vyjadřuje tepelný obsah systému, entalpií H, resp. její změnou ΔH: ΔH = ΔU + pΔV Celkovou entalpii systému nelze určit, je ale definována jako: H = U + pV

14 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Změna entalpieΔH  2006 Tadeáš Bilka  „změna tepelného obsahu“  změna entalpie je rovna změně celkové energie soustavy při přechodu z počátečního do koncového stavu  pro praktické účely se definují standardní podmínky, takže se nemusíme zabývat změnami objemů. Musíme zajistit, aby počáteční i koncový stav byly změřeny za standardních podmínek a aby chemická reakce probíhala za stálého atmosférického (standardního) tlaku – izobarický děj, jinak bychom museli počítat i s objemovou prací. Standardní podmínky: p = Pa T = 298,15 K (25 ºC) Platí, že entalpie produktů minus entalpie reaktantů je rovna změně entalpie. (Významný vztah pro platnost obou termochemických zákonů) ΔH = H produkty - H reaktanty

15 Komentář Proč chemie tolik potřebuje H a fyzika skoro ne?  2006 Tadeáš Bilka Z pohledu fyziky bývají termodynamické soustavy většinou chemicky neměnné – řeší se většinou jen objemové, teplotní či tlakové změny plynů – ideálních – neměnných. Fyzici většinou mohou dodat soustavě teplo a pak jej z ní zase snadno získat. Chemie ovšem narazila na problém: její soustavy se mohou měnit tak, že tato změna je (pro fyziky) nevratná – jak se mění vnitřní energie samotných stavebních částic (rozuměj molekul) při chemických reakcích, projevuje se to na tepelné bilanci termodynamické soustavy, ale k návratu do původního stavu by většinou bylo potřeba něco úplně jiného, než jen změny stavových veličin – chemická reakce – a to fyzici většinou „neumí“ – tohle totiž většinou na termodynamických systémech nezkoumají. Uplatnění entalpie je ovšem ohromné i v jistých oborech fyziky – spalovací motory...

16 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Reakční teploQ  2006 Tadeáš Bilka  teplo, které se uvolňuje nebo pohlcuje při chemické reakci – které si systém vyměňuje s okolím – dochází ke změně energetického obsahu systému  teplo, které systém přijme, uskuteční-li se reakce v jednotkovém rozsahu (zreagují-li za neměnného tlaku látková množství podle stechiometrických koeficientů) a teplota produktů a reaktantů zůstane stejná Standardní reakční teplo ΔH 0 ( ΔH ) je reakční teplo děje, při němž výchozí látky a produkty jsou ve standardním stavu (T = konstantní, zpravidla 298,15K, p = Pa; pevné látky v nejstálejší modifikaci) exotermní reakce – systém uvolňuje teplo a předává jej do okolí – jeho energie klesá – změna entalpie systému je záporná. endotermní reakce – systém teplo pohlcuje, jeho energie roste. ΔH < 0 ΔH > 0

17 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Termochemické zákony  2006 Tadeáš Bilka První termochemický zákon (Lavoisier-Laplace) ΔH 0 = - 41,2 kJ·mol -1 Reakční teplo dané reakce a reakční teplo zpětné reakce probíhající za stejných podmínek je až na znaménko stejné. CO(g) + H 2 O(g)  CO 2 (g) + H 2 (g) CO 2 (g) + H 2 (g)  CO(g) + H 2 O(g) ΔH 0 = 41,2 kJ·mol -1 Druhý termochemický zákon (Hessův) ΔH A  C = ΔH A  B + ΔH B  C Reakční teplo dané reakce je součtem reakčních tepel postupně prováděných reakcí vycházejících ze stejných reaktantů a končící stejnými produkty. A B C

18 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Slučovací a spalné teplo  2006 Tadeáš Bilka Spalné teplo Standardní molární entalpie spalování je změna entalpie spojená s kompletním spálením jednoho molu látky v kyslíku za standardních podmínek až na konečné oxidační produkty H 2 + C CH 4 H 2 O + CO 2 Díky Hessovu zákonu stačí tabelovat spalná tepla prvků a sloučenin a pak patřičná slučovací či reakční tepla jiných reakcí dopočítat. Chtějme např. spočítat slučovací teplo methanu z vodíku a uhlíku, známe-li spalná tepla vodíku, uhlíku a methanu. 2ΔH s (H 2 ) + ΔH s (C) ΔH s (CH 4 ) ΔH (2H 2 + C  CH 4 )

19 Kapitola 2 | Termodynamika, termochemie Slučovací a spalné teplo  2006 Tadeáš Bilka Slučovací teplo Změna entalpie (standardní podmínky), kdy vzniká jeden mol látky přímo z prvků. Předpokládá, že slučovací tepla čistých prvků za standardního stavu jsou rovna nule. Chemická stabilita Velikost slučovacího tepla sloučeniny lze považovat za míru její stability. Mluvíme ale pouze o termodynamické stabilitě – sloučeniny nepřechází vždy samy ve stabilnější – k tomu je potřeba dodatečná energie k rozštěpení stávajících vazeb – tento proces popisuje kinetická stabilita – tedy jak rychle reakce probíhá. Např. tuha je stabilnějším uspořádáním uhlíku než diamant – při přeměně diamantu v tuhu se uvolňuje energie. Ve skutečnosti však tato přeměna probíhá neměřitelně malou rychlostí. K << 1 (vysoká aktivační energie)

20 Kapitola 3 Chemická kinetika  2006 Tadeáš Bilka Chemická kinetika se zabývá studiem rychlostí chemických reakcí, reakčními mechanismy a faktory, které ovlivňují průběh chemických reakcí. Reakční mechanismus - Podrobný průběh reakce, včetně mezistupňů, které se běžně nezapisují. Je možné jej sledovat např. pomocí izotopového značkování, užitím kinetického izotopového efektu nebo experimentálním měřením závislosti rychlosti na množství reaktantů.

21 Kapitola 3 | Chemická kinetika Reakční rychlost, kinetická rovnice  2006 Tadeáš Bilka Reakční rychlost je přírůstek látkového množství produktů nebo úbytek reaktantů v čase dělený stechiometrickým koeficientem (pro měnící se objem soustavy). aA + bB  pP Rychlostní (kinetická) rovnice v = k·[A]  ·[B]  k... rychlostní konstanta ... řád reakce vzhledem k složce A ... řád reakce vzhledem k složce B  + ... celkový řád reakce [A, B] jsou koncentrace složek A, B Koeficienty ,  je nutné určit experimentálně nebo z mechanismu reakce. Nejde o stechiometrické koeficienty!

22 Kapitola 3 | Chemická kinetika Arrheniova rovnice, katalýza  2006 Tadeáš Bilka Umožňuje určit rychlostní konstantu k, která je závislá na teplotě a specifická pro danou chemickou reakci. Arrheniova rovnice A... frekvenční faktor E A... aktivační energie T... termodynamická teplota R... univerzální plynová konstanta R = (15) J·K -1 ·mol -1 Exponenciální průběh Arrheniovy rovnice T k Frekvenční faktor A je mírou efektivnosti intermolekulárních srážek vedoucích k reakci, konstanta je relativně nezávislá na teplotě a je konstantní pro danou reakci. Stanovení konstant se provádí většinou experimentálním měřením.

23 Kapitola 3 | Chemická kinetika  2006 Tadeáš Bilka Katalýza Katalyzátory – látky ovlivňující hodnotu aktivační energie reakcí, tím urychlují výrazně jejich průběh. Princip působení  katalyzátor vytvoří s jednou z výchozích látek nestálý meziprodukt – komplex  tento komplex při reakci s druhou výchozí látkou vykazuje mnohem nižší hodnotu aktivační energie, reakce tedy probíhá snadněji, rychleji  výsledkem reakce jsou produkty, přičemž katalyzátor se uvolňuje Rozdělení homogenní - ve stejném skupenství jako reagující látky, nevýhodou tohoto způsobu je, že po skončení reakce zůstává katalyzátor přítomen v reakční směsi a je ho někdy nutno oddělit od produktů heterogenní - v rozdílném skupenství než reagující látky (nejčastěji v pevném), výhoda – katalyzátor nekontaminuje produkty, ovšem katalytické působení je omezeno na rozhranní fází

24 Kapitola 3 | Chemická kinetika  2006 Tadeáš Bilka Katalýza – pokračování... Zvláštní typy katalyzátorů inhibitory - látky opačného působení než katalyzátory – na základě zvýšení aktivační energie zpomalují reakce biokatalyzátory - enzymy - látky bílkovinné povahy (často ale s důležitou nebílkovinnou složkou), které katalyzují reakce v živých soustavách. Jsou vysoce specifické a citlivé na okolní prostředí (teplotu, přítomnost různých látek)

25 Kapitola 3 | Chemická kinetika Teorie kinetiky  2006 Tadeáš Bilka Srážková teorie  vychází z předpokladu, že se částice, mají-li spolu reagovat, musí nejprve srazit, při této srážce se naruší vazby reaktantů  aby byla srážka účinná a vyústila ve vznik produktů, musí mít částice určitou minimální energii – aktivační energie (EA) a také určitou prostorovou orientaci v momentě srážky  tato teorie ovšem nebere ohled na změnu chemické struktury reagujících látek během samotné reakce, jejím vylepšením je teorie aktivovaného komplexu

26 Kapitola 3 | Chemická kinetika Teorie kinetiky  2006 Tadeáš Bilka Aktivovaný komplex  předpokládá se, že při srážce dojde k uvolnění původních vazeb a vytvoření vazeb přechodných v tzv. aktivovaném komplexu  aktivovaný komplex vzniká, když energie výchozích látek je větší než hodnota E A  tento stav je nestálý, podle reakčních podmínek se rozkládá na původní částice nebo na produkty reakce  aktivovaný komplex je charakterizován určitou hodnotou E A, ta je určena rozdílem potenciální energie aktivovaného komplexu a potenciální energie výchozích látek

27 Kapitola 3 | Chemická kinetika Teorie kinetiky  2006 Tadeáš Bilka Faktory ovlivňující rychlost  koncentrace výchozích látek (nebo parciální tlaky plynů)  teplota – vyšší T zpomaluje exotermické a zrychluje endotermické reakce – narušení rovnováhy  katalyzátory – ovlivňují aktivační energii  povaha reagujících látek (např. velikost povrchu)

28 Kapitola 4 Chemická rovnováha  2006 Tadeáš Bilka Rovnovážný stav – koncentrace výchozích látek a produktů se dále nemění, ale chemické děje stále probíhají – dynamická rovnováha – rychlost přímé i zpětné reakce je shodná. Reakce se navenek projevuje jako neprobíhající – nemění se složení.

29 Kapitola 4 | Chemická rovnováha Guldberg-Waagův zákon  2006 Tadeáš Bilka Je-li dosaženo rovnováhy, je součin koncentrací produktů umocněných na stechiometrické koeficienty v konstantním poměru k součinu koncentrací reaktantů umocněným na stechiometrické koeficienty. Rovnovážná konstanta K Pro shora uvedenou obecnou rovnovážnou (vratnou) reakci charakterizuje rovnovážný stav soustavy, závisí na teplotě. Uvádí se pouze látky, které se účastní reakce (vynechávají se i rozpouštědla). Je-li K > 1, pak rovnováha je posunuta doprava – čím větší K, tím víc. Je-li K < 1, pak rovnováha je posunuta leva – čím menší K, tím víc.

30 Kapitola 4 | Chemická rovnováha Le-Chatelier-Braunův princip  2006 Tadeáš Bilka Princip akce a reakce: porušení rovnováhy vnějším zásahem (akce) vyvolá děj (reakce), který směřuje ke zrušení účinku vnějšího zásahu. změna koncentrace – odebírání produktů nebo přidání některého z reaktantů vede ke zvýšení stupně přeměny na reaktanty. K se nemění. změna tlaku – pouze u reakcí, kde se mění látková množství plynných složek. Zvýšení tlaku vede ke zvýšení přeměny ve směru menšího počtu plynných částic, snížení tlaku podporuje reakce ve směru většího počtu plynných částic. K resp. K p (pro parciální tlaky) se nemění. změna teploty – zahřátí rovnovážné soustavy vyvolá průběh reakce ve směru endotermického charakteru, ochlazení soustavy podpoří reakci v exotermickém směru. Dochází i ke změně rovnovážné konstanty K.


Stáhnout ppt "Téma VI Termochemie, reakční kinetika, Rovnováha  2006 Tadeáš Bilka Zpracoval Tadeáš Bilka Vytvořeno pro studijní účely v roce 2006 jako příprava k maturitní."

Podobné prezentace


Reklamy Google