Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Reakce - srážky částic, zánik původních a vznik nových vazeb. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí Dvě teorie chemické.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Reakce - srážky částic, zánik původních a vznik nových vazeb. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí Dvě teorie chemické."— Transkript prezentace:

1 1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c

2 2 Reakce - srážky částic, zánik původních a vznik nových vazeb. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí Dvě teorie chemické kinetiky: Teorie aktivních srážek (TAS)=srážková teorie Teorie aktivovaného komplexu (TAK)

3 3 1) Teorie aktivních srážek (TAS) musí dojít ke zrušení původních vazeb = = endotermní děj = spotřeba energie. Srážka molekul je pro reakci nezbytná. Částice, které se srazí, musí mít navíc dostatečnou energii (= aktivační energie Ea) 

4 4 Teorie aktivních srážek Další podmínka: VHODNÁ PROSTOROVÁ ORIENTACE reagujících molekul

5 5 CO (g) + NO 2 (g)  CO 2 (g) + NO (g) COO N O CO O N O X OK účinná srážka neúčinná srážka

6 6 Reakční koordináta-závislost energie na průběhu reakce E Výchozí látky ProduktyReakce ∆H∆H EAEA EAEA Energetický val reakce Aktivační energie reakce přímé Aktivační energie reakce zpětné (pokud ji obrátíme) ∆H – reakční teplo=rozdíl aktivační energie přímé a zpětné reakce reakce exotermická

7 7 Počet efektivních srážek v systému roste s rostoucí teplotou systému Teorie aktivních srážek Vnitřní energii částic lze ovlivnit dodáním energie ve formě tepla. Tzn.: Více částic bude dosahovat aktivační energie Tzn.: Snížením teploty lze reakci efektivně zpomalovat (praktické využití – vymyslete příklady)

8 8 H + I-I H  I  I HI + I H I I + HII  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) 2) Teorie aktivovaného komplexu 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

9 9 Reakční koordináta E E A(TAK) Vých. l. ProduktyReakce ∆H∆H E A(TAS) Aktivační energie nutná k vytvoření aktivního komplexu - mnohem nižší hodnota než energie potřebná k úplnému rozštěpení vazeb výchozích látek ∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné - nezávisí na cestě

10 10 ∆[B]∆[B] Důležitý pojem: Rychlost reakce (neboli reakční rychlost) v Obecně pro reakci: a A + b B c C + d D = 1 b ∆t∆t ∆[A]∆[A] = 1 a ∆t∆t ∆[C]∆[C] = 1 c ∆t∆t ∆[D]∆[D] = 1 d ∆t∆t [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 úbytek

11 11 Koncentrace Čas t ∆t∆t ∆cA∆cA CACA Koncentrace Čas t ∆t∆t ∆cB∆cB CBCB Která reakce probíhá rychleji?

12 12 Rychlost reakce Rychlost reakce závisí na koncentracích výchozích látek. Tuto závislost vystihuje kinetická rovnice: k 1,k 2 = rychlostní konstanty. Závislé jen na teplotě ! V 1 =k 1.[A] a.[B] b reakce v přímém směru v1v1 Obecně pro reakci a A + b B c C + d D v2v2 V 2 =k 2.[C] c.[D] d reakce v opačném směru (reakce po určité době probíhá i v opačném směru (viz dále)

13 13 MOLÁRNÍ KONCENTRACE reaktantů/produktů Parametr, který má největší vliv na rychlost chemické reakce:

14 14 Čas t ∆t∆t ∆ v 1(A+B  C+D) ∆t∆t ∆ v 2 (A+B  C+D) Rychlost v MN Koncentrace reagujících látek se v průběhu reakce mění: na začátku je reakce v přímém směru (v 1 ) největší, jelikož je koncentrace reaktantů největší. Postupně koncentrace reaktantů ubývá, klesá tedy rychlost v 1. Zároveň přibývá koncentrace produktů a reakce v opačném směru (v 2 ) proto roste. Časem se obě rychlosti vyrovnají a reakce je v tzv. dynamické rovnováze v 1 = v 2

15 15 V bodě M: V 1 (A+B  C+D) >> v 2 (A+B  C+D) V bodě N (viz graf) : V 1 (A+B  C+D) = v 2 (A+B  C+D) Pozor: rychlosti přímé a zpětné reakce nejsou v rovnováze nulové!!!, jsou však stejné (takže se reakce navenek chová, jakoby neběžela)

16 16 Od bodu N můžeme psát: v 1 = v 2 (dynamická rovnováha) V 1 =k 1.[A] a.[B] b V 2 =k 2.[C] c.[D] d k 1.[A] a.[B] b = k 2.[C] c.[D] d k 1 [C] c.[D] d k 2 [A] a.[B] b = [C] c.[D] d [A] a.[B] b = K Definice: Guldberg- Waageův zákon

17 17 Rovnovážná konstanta [C] c.[D] d [A] a.[B] b = K K - rovnovážná konstanta reakce (závislá na teplotě – pro každou teplotu je jiná!) [A],[B],[C],[D] v tomto vztahu – koncentrace látek v rovnováze (na konci reakce) Jak prakticky poznám, že systém dosáhl v reakci dynamické rovnováhy? ………….. Reakce se jeví, jakoby neprobíhala

18 18 Hodnota rovnovážné konstanty: -čím vyšší, tím vyšší koncentrace produktů (rovnováha reakce posunuta doprava) Je-li K ˃ 10 4 …… probíhá jednoznačně doprava (ve směru tvorby produktů) K ˂ ……. rovnováha reakce posunuta doleva (mám tam jen reaktanty, produkty se skoro netvoří)

19 19 Reakční rychlost příklad 1 Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny následující koncentrace látek: N 2 = 0,425 H 2 = 0,575 NH 3 = 0,150 Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce N 2 + 3H 2 2NH 3 Řešení: K = = [NH 3 ] 2 [N 2 ][H 2 ] 3 0, ,425 * 0,575 3

20 20 Reakční rychlost příklad 2 Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny následující koncentrace látek: H 2 = 5, I 2 = 3, HI= 2, Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce H 2 + I 2 2HI K = 46,1

21 21 ∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v Vliv teploty na rychlost (Van´t Hoff): Zvýšením teploty o 10 stupňů se zvýší rychlost 2-4x

22 22 Reakční koordináta E ∆H∆H Úspora E A E A1 ∆H∆H E A2 E A3 A  B A + B AB A +B + K A + BK AB + K A + B  K A  B  K Vliv katalyzátorů K na rychlost reakce Katalyzátory

23 23 katalyzátor : - nespotřebovává se, po reakci se obnovuje (pokus: červená barva chloridu kobaltnatého se na konci reakce obnovuje) - snižuje aktivační energii (nový mechanismus) – urychlení reakce -ale reakční teplo katalyzované i nekatalyzované reakce je stejné (stejně jako rovnovážná konstanta)!! – nezávisí na cestě od reaktantů k produktům

24 24 Shrnutí Co vědět: -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 -Vliv teploty na reakční rychlost - katalyzátory


Stáhnout ppt "1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Reakce - srážky částic, zánik původních a vznik nových vazeb. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí Dvě teorie chemické."

Podobné prezentace


Reklamy Google