Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na sérii srážek doprovázenou zánikem původních a vznikem nových vazeb. Reakční.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na sérii srážek doprovázenou zánikem původních a vznikem nových vazeb. Reakční."— Transkript prezentace:

1 1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c

2 2 Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na sérii srážek doprovázenou zánikem původních a vznikem nových vazeb. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí z různých hledisek Dvě teorie chemické kinetiky: Teorie aktivních srážek (TAS)=srážková teorie Teorie aktivovaného komplexu (TAK)

3 3 Teorie aktivních srážek (TAS) musí dojít ke zrušení původních vazeb = = endotermní děj = spotřeba energie. Srážka molekul je pro reakci nezbytná. Kolidující částice musí mít navíc dostatečnou energii  Minimální energie částic pro účinnou srážku – AKTIVAČNÍ ENERGIE E A.

4 4 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 Zde mají produkty menší energii - reakce exotermická

5 5 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)

6 6 Může reakce proběhnout, pokud se molekuly srazí, ale nesprávnými „konci“? Teorie aktivních srážek Další podmínkou (kromě dostatečné energie) pro efektivní srážku je VHODNÁ PROSTOROVÁ ORIENTACE reagujících molekul

7 7 CO (g) + NO 2 (g)  CO 2 (g) + NO (g) COO N O CO O N O X OK účinná srážka neúčinná srážka

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) 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 Všimněte si, že ∆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 Reakční rychlost [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 – 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

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 Reakční rychlost příklad 3 (těžký a tedy nepovínný) Rovnovážná konstanta K reakce H 2 (g) + I 2 (g)  2HI (g) má hodnotu K = 56,4 (při 721,15°K). Jaké množství HI obsahuje rovnovážná směs, když smísíme: 1 mol H 2 a 1 mol I 2 Pozor - to nejsou látková množství v rovnováze, ale na začátku - to do vztahu pro rovnovážnou konstantu nemohu přímo dosadit!

22 22 H 2 (g) + I 2 (g)  2HI (g) Řešení: K = = [HI] 2 [H2]*[I2][H2]*[I2] To mám vypočítat Na začátku vím, že mám 1mol H 2 a 1mol I 2, ale kolik H 2 a I 2 budu mít v rovnováze? To si musím vyjádřít obecně, a to pomocí koncentrace HI: [ H 2 ]=[I 2 ]= 1 – 0,5 *[HI] ….. toto dosadím do jmenovatele výše uvedeného vztahu 56,4 [HI] 2 (1 – 0,5 *[HI]) 2 To co mám na začátku Rychlost ubývání vodíku a jodu je poloviční než přibývání HI Koncentrace na konci (v rovnováze)

23 23 56,4 = = = [HI] 2 [H2]*[I2][H2]*[I2] (1 – 0,5 *[HI]) 2 [HI] 2 1 – HI + 0,25 HI 2 Úprava: 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 ± √ 56,4 2 – 4*13,1*56,4 2*13,1 2,726 1,58 Špatný výsledek- nemůže to vyjít vice než 2 V rovnovážné směsi mám 1,58 mol HI, 0,21 mol H 2 (1- 0,5*1,58) a 0,21 mol I 2 (udělejte si zkoušku-dosadit do vzorce pro K)

24 24 Hodnota rovnovážné konstanty reakce: Br 2 (g) 2Br (g) je K = 8* Jaká je rovnovážná koncentrace atomárního bromu (Br), je-li na začátku koncentrace Br 2 1mol/l? Reakční rychlost příklad 4 (těžký) Kdo to spočítá dobře, má 1

25 25 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? Reakční rychlost příklad 5 (těžký) Kdo to spočítá dobře, má 1 Výsledek: 1,81 mol, 0,19 mol, 4,2 mol

26 26 ∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v POZOR – mění se rovnovážná konstanta Vliv teploty na rychlost (Van´t Hoff): Reakční rychlost Rovnovážná konstanta je funkcí teploty a v tabulkách se udává pro ……………………………………. Zvýšením teploty o 10 stupňů se zvýší rychlost 2-4x

27 27 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 Reakční rychlost

28 28 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 -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 rovnovážná konstanta)!!


Stáhnout ppt "1 Kinetika ∆t∆t ∆c∆c. 2 Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na sérii srážek doprovázenou zánikem původních a vznikem nových vazeb. Reakční."

Podobné prezentace


Reklamy Google