Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Chemické reakce Chemická rovnováha Termochemie. C HEMICKÉ REAKCE Děje, jejichž podstatou jsou změny vazeb mezi atomy ve sloučeninách. Výsledkem je zánik.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Chemické reakce Chemická rovnováha Termochemie. C HEMICKÉ REAKCE Děje, jejichž podstatou jsou změny vazeb mezi atomy ve sloučeninách. Výsledkem je zánik."— Transkript prezentace:

1 Chemické reakce Chemická rovnováha Termochemie

2 C HEMICKÉ REAKCE Děje, jejichž podstatou jsou změny vazeb mezi atomy ve sloučeninách. Výsledkem je zánik výchozích látek (reaktantů) za vzniku látek nových (produktů). Průběh reakce je možno kvantitativně popsat chemickou rovnicí: molekulovou: stavovou: iontovou: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O s uvedením skupenských stavů látek - (s), (l), (g), (aq) 3Cu + 8H + + 2NO 3 - = 3Cu NO + 4H 2 O

3 Klasifikace chemických reakcí A) podle vnějších změn:  reakce skladné (syntézy): H 2 O + SO 2 = H 2 SO 3  reakce rozkladné (analýzy):  reakce substituční (vytěsňovací):  podvojná záměna: CaCO 3 = CO 2 + CaO Pb(NO 3 ) 2 + 2KI = PbI 2 + 2KNO 3 Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

4 Klasifikace chemických reakcí B) podle počtu fází v reakční soustavě  reakce homogenní:  reakce heterogenní: všechny reakční složky jsou v jedné fázi N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) probíhají mezi reagujícími látkami ve více fázích C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) 2NaOH(aq) + H 2 SO 4 (aq) = Na 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) Zn(s) + 2HCl(aq) = ZnCl 2 (aq) + H 2 (g)

5 Klasifikace chemických reakcí C) podle přenášených částic reakce acidobazické (protolytické): - přenos protonu (H + ) mezi kyselinou a zásadou reakce oxidačně - redukční: reakce komplexotvorné: kyselina = zásada + H + - přenos elektronu mezi reagujícími látkami Ox + z.e - = Red - přenos iontů, nebo molekul mezi reagujícími látkami za vzniku tzv. koordinačních sloučenin 2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [Zn(OH) 4 ]

6 C HEMICKÁ KINETIKA Základní pojmy: Reakční rychlost – časový úbytek látkového množství kteréhokoliv reaktantu, nebo přírůstek látkového množství kteréhokoliv produktu reakce, vztažený na stechiometrický koeficient dané látky. (mol.s -1 ) Část chemie, která se zabývá rychlostí průběhu chemických reakcí a faktory, které ji ovlivňují. Studuje systém v kterémkoli okamžiku a sleduje cesty přechodu reaktant – produkt (reakční mechanismus).

7 Příklad: pro reakci katalytického spalování amoniaku 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O lze reakční rychlost definovat některým ze vztahů: Rychlost reakce v jednotkovém objemu – nemění-li se objem soustavy v čase (reakce v kondenzovaných fázích), lze vztah pro reakční rychlost upravit následujícím způsobem: (mol.dm -3.s -1 )

8 Teorie chemické kinetiky  Srážková teorie – reakce mezi molekulami je podmíněna jejich vzájemnou srážkou. Nutné předpoklady pro průběh reakce: - vhodná vzájemná prostorová orientace molekul při srážce -jejich dostatečná kinetická energie (E A - aktivační energie)  Teorie absolutních reakčních rychlostí – předpokládá vznik přechodného útvaru, v němž dosud zcela nezanikly staré vazby a nové se ještě zcela nevytvořily (aktivovaný komplex), který se pak dále může rozpadnout za tvorby reakčních produktů.

9 Průběh reakce jodu s vodíkem: H 2 + I 2 = 2HI Energie čas H H H I H I H H I I + I I EAEA +

10 Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce  koncentrace reagujících látek (Guldberg –Waagův zákon reakčních rychlostí) Rychlost reakce je úměrná součinu okamžitých koncentrací reagujících látek. Pro obecnou reakci: aA + bB = cC + dD platí podle tohoto zákona vztah: k – rychlostní konstanta; (a+b) = řád reakce N H 2 = 2 NH 3 Pro konkrétní reakci: platí pro rychlost děje vztah:

11 – ovlivňuje hodnotu rychlostní konstanty (Arrheniova rovnice) Van´t Hoffovo empirické pravidlo – zvýšení teploty reakční směsi o 10°C urychlí reakci v kapalné a plynné fázi dvoj- až čtyřnásobně. E A – aktivační energie příslušné reakce A – konstanta úměrnosti (frekvenční faktor) R - molární plynová konstanta (8,31 Pa.m 3.K -1.mol -1 ) T - termodynamická teplota  teplota

12 Účastní se tvorby aktivovaného komplexu, snižují aktivační energii, z reakce vycházejí nezměněny. - pozitivní katalyzátory – urychlují reakci - negativní katalyzátory (inhibitory) – reakci zpomalují Účinnost katalyzátoru lze výrazně ovlivnit přídavkem malého množství vhodných aditiv. - pozitivně – pomocí tzv. promotorů – např. K 2 O, Al 2 O 3 k Fe (kat.) při výrobě amoniaku. - negativně – tzv. katalytickými jedy – blokují aktivní centra katalyzátorů (CO, H 2 S, HCN).  katalyzátory – látky, které i v nepatrném množství zásadně ovlivňují rychlost chemické reakce.

13 Energetický diagram katalyzované reakce E čas A + K [A…K] [A…K] + B [A..K..B] AB + K E A1 E A2

14 C HEMICKÁ ROVNOVÁHA  Ustavuje se u všech chemických reakcí (každou reakci lze považovat za vratnou).  Jde o dynamický proces, kdy reakce běží, ale nemění se složení reakční směsi. HI H 2 I 2 c [mol.dm -3 ] t [s] H 2 + I 2 = 2 HI

15 Uvažujme obecnou reakci:aA + bB = cC + dD Reakce probíhá zprava do leva rychlostí v 1 : Po vzniku prvních molekul produktů začíná probíhat i protisměrná reakce rychlostí v 2 : Po určité době dojde k vyrovnání rychlostí přímé a protisměrné reakce:

16 Zavedením relativních koncentrací se odstraní problém jednotky rychlostních konstant !!! pak mají rychlostní rovnice tvar: Relativní koncentrace Problém: k´... [s -1, h -1 ] Jaká je vlastně jednotka rychlostní konstanty??? Např. pro reakci: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 => k 1 [mol -3.dm 9.s -1 ], pro jinou reakci: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O => k 1 [s -1 ] Obecně – „k“ různých reakcí mají různé jednotky. resp.

17 Po převedení rychlostních konstant na jednu stranu rovnice a relativních koncentrací reaktantů, resp. produktů na stranu druhou: obdržíme tzv. rovnovážnou konstantu reakce (K c ), jakožto podíl rychlostních konstant reakcí přímé a protisměrné. Guldberg-Waagův zákon chemické rovnováhy r c B,rovn = [B] rovnovážná relativní koncentrace KcKc Nezaměňovat s běžnou (analytickou) koncentrací dané látky !!!

18 U reakcí v plynné fázi: Relativní tlak - poměr parciálního tlaku látky ke zvolenému standardnímu tlaku. lze rovnovážnou konstantu definovat obdobně pomocí relativních parciálních tlaků. aA(g) + bB(g) = cC(g) + dD(g), Parciální tlak – tlak, kterou by daná plynná složka reakční směsi měla, kdyby sama vyplňovala prostor, který zaujímá celá reakční směs.

19 Vliv hodnoty rovnovážné konstanty na průběh reakce hodnota Krovnováha >10 6 zcela vpravo >1vpravo 1uprostřed <1vlevo <10 -6 zcela vlevo

20 Ovlivňování rovnovážného složení soustavy vnější vlivrovnováha se posune přídavek výchozí látkyve směru produktů přídavek produktuve směru výchozích látek odběr produktuve směru produktů zvýšení tlakuve směru menšího objemu snížení tlakuve směru většího objemu zvýšení teplotyve směru endotermní reakce snížení teplotyve směru exotermní reakce Le Chatelierův princip: Každý zásah do reakce zvenčí vyvolá děj, směřující proti účinku tohoto zásahu.

21 T ERMOCHEMIE  Vnitřní energie soustavy (U): součet všech druhů energií obsažených v soustavě. Obor zabývající se energetickými změnami v průběhu chemické reakce. Základní pojmy:  U = Q + W Q – teplo uvolněné, nebo přijaté soustavou v průběhu chemické reakce W – práce vykonaná soustavou v průběhu chemické reakce Absolutní hodnotu U nelze žádným způsobem stanovit, lze však změřit její změnu.

22 U chemických reakcí se většinou uplatňuje jen práce objemová za stálého tlaku. W = -p.  V Spojením obou výše uvedených rovnic dostaneme:  U = Q - p.  V  Reakční teplo (Q): uvolněné, nebo spotřebované teplo při chemické reakci. Většina chemických reakcí probíhá v otevřené nádobě (za stálého tlaku) – reakční teplo pak lze vyjádřit pomocí změny enthalpie (  H).  H = Q p =  U + p  V (kJ.mol -1 )

23 reakce exotermní reakce endotermní H H1H1 H2H2 H1H1 H2H2 H čas  H<0  H>0 C(s) + 2S(g) = CS 2 (g)Sn(s) + Cl 2 (g) = SnCl 2 (l)  H 0 = -349,4 kJ.mol -1  H 0 = kJ.mol -1 Rozdělení reakcí podle změn enthalpie Index „0“, znamená že tato hodnota  H platí pro standardní podmínky (298K, Pa).

24 Termochemické zákony:  I.Termochemický zákon (Lavoisier, Lomonosov) – reakční teplo přímé a protisměrné reakce je až na znaménko stejné.  II.Termochemický zákon (G.H.Hess) – celkové reakční teplo nezávisí na přechodných stavech reakce, ale jen na stavu počátečním a konečném. C(s) + H 2 O(g) = CO(g) + H 2 (g)  H 0 = +131,1 kJ.mol -1  H 0 = -131,1 kJ.mol -1 CO(g) + H 2 (g) = C(s) + H 2 O(g) Pomocí tohoto zákona lze vypočítat  H 0 reakcí, u nichž nelze přímo měřit. např.: 2C(s) + O 2 = 2CO (  H 0 ) = ?

25 Výpočty reakčního tepla:  Slučovací teplo (  H 0 sl ): reakční teplo reakce, při níž vzniká 1mol této látky z prvků.  Spalné teplo (  H 0 sp ): reakční teplo uvolněné při dokonalém spálení (sloučení s kyslíkem) 1molu látky na stálé oxidační produkty (H 2 O(l), CO 2 (g)…) (kJ.mol -1 ) Vycházejí z Hessova II. termochemického zákona a lze pro ně využít tzv. slučovacích, popř. spalných tepel.

26 látka  H sl 0 [kJ mol -1 ]  H sp [kJ mol -1 ] C(s) grafit ,6 C(s) diamant ,0 H 2 (g) ,0 O 2 (g) 0 0 H 2 O (g)- 242,0 0 H 2 O (l)- 286,0 0 CO 2 (g)- 393,6 0 CH 4 (g) - 74, ,9 C 2 H 6 (g) - 84, ,8 C 2 H 2 (g)+ 226, ,4 Slučovací a spalná tepla některých látek:

27 Např. Vypočítejme reakční teplo reakce: Fe 2 O 3 (s) + 3 CO(g) = 2 Fe (s) + 3 CO 2 (g)  H sl 0 : - 816, , ,6 kJ.mol -1  H r = [3.  H sl 0 (CO 2 )] - [3.  H sl 0 (CO) +  H sl 0 (Fe 2 O 3 )] = 3. (-393,6) -[ 3. (- 110,5) - 816,4] = - 32,9 kJ mol -1 Reakce je exotermická. Stojí za povšimnutí, že slučovací tepla prvků jsou vždy nulová. Stejně tak jsou vždy nulová i spalná tepla konečných stálých oxidačních produktů – CO 2, H 2 O (l,g). Poznámka:


Stáhnout ppt "Chemické reakce Chemická rovnováha Termochemie. C HEMICKÉ REAKCE Děje, jejichž podstatou jsou změny vazeb mezi atomy ve sloučeninách. Výsledkem je zánik."

Podobné prezentace


Reklamy Google