Kinetika chemických reakcí (učebnice str. 97 – 109) Základní pojmy Teorie aktivních srážek Teorie aktivovaného komplexu Vliv koncentrace, teploty a katalyzátorů na průběh chemické reakce Princip akce a reakce

Základní pojmy Reakční kinetika studuje rychlost chem. reakce a její závislost na reakčních podmínkách. Chem. reakci lze vnímat jako děj, jehož podstatou jsou srážky molekul reaktantů, po nichž následuje zánik některých vazeb a vznik vazeb nových. 1. teorie aktivních srážek Srážky molekul – 2 teorie: 2. teorie aktivovaného komplexu

1. Teorie aktivních srážek Pro uskutečnění reakce je nutná SRÁŽKA mezi molekulami. Částice musí mít dostatečnou energii = aktivační energie (EA) = minimální energie, kterou musí částice mít, aby srážka mezi nimi byla účinná. Energie EA EVL ΔH EP Reakční koordinála

1. Teorie aktivních srážek Vlivy: A) Závislost na teplotě Molekuly mají energie tepelného pohybu. Ta závisí na teplotě. S růstem teploty se zvyšuje počet molekul, jejichž energie tepelného pohybu ≥ EA. Tímto dochází ke zvýšení rychlosti chem. rce. (větší počet efektivních srážek).

1. Teorie aktivních srážek Vlivy: B) Závislost na prostorové orientaci Aby proběhla chemická reakce, molekuly musí mít vhodnou prostorovou orientaci. (kromě dostatečné energie) CO (g) + NO2 (g) → CO2 (g) + NO (g)

2. Teorie aktivovaného komplexu A2 + B2 → 2 AB A B A B A B A B A B Energeticky nevýhodné! → → → → + A B A B A B A B A B Předpoklad: vznik tzv. aktivovaného komplexu. A B A B A B Energeticky výhodné! + → → A B A B A B Energie 2A, 2B A B EA A B A2 + B2 2 AB Reakční koordinála

3. Vlivy na rychlost reakce Koncentrace Teplota Katalyzátory Plocha reagujících látek Tlak (u plynů) 3.1. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce aA + bB → cC + dD → Rychlost reakce je: časový úbytek molární koncentrace některého z reaktantů, nebo časový přírůstek molární koncentrace některého z produktů, dělených jeho stechiometrickým koeficientem. Δ[C] v = c.Δt -Δ[A] -Δ[B] Δ[C] Δ[D] Δ[A] = [A]kon - [A]poč v = = = = a.Δt b.Δt c.Δt d.Δt Δt = tkon - tpoč

3.1. Vliv koncentrace na průběh chemické reakce v1 aA + bB → cC + dD → Rychlost v → v2 v1 Soustava dospěje do dynamické rovnováhy v1 = v2 v2 čas t Gultberg a Waage: rychlost chem. reakce je přímo úměrná na koncentraci okamžitých koncentrací výchozích látek ([X]). v1 = k1 [A]a . [B]b v2 = k2 [C]c . [D]d k1 [A]a . [B]b = k2 [C]c . [D]d [C]c . [D]d K = rovnovážná konstanta reakce K = k1/k2 = [A]a . [B]b Příklady!!!

3.2. Vliv teploty na průběh chemické reakce U většiny látek: zvýšení teploty o 10 °C → rychlost reakce 2-3x vyšší 3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce EA celé řady chem. reakcí je vysoká. Existují látky (= katalyzátory), které umožňují vést reakční systém cestou, která je energeticky méně náročná!!!. Katalyzátory ovlivňují (nejčastěji zvyšují) rychlost reakce, aniž by se jí zúčastnily (tzn. v průběhu reakce se nespotřebovávají). Aktivátory – pozitivní katalyzátory Inhibitory – negativní katalyzátory Jedná se nejčastěji o některé: kyseliny, zásady, kovy, oxidy, soli… Inhibitory: např. močovina, NaCl Enzymy = biokatalyzátory

3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce Bez katalyzátoru S katalyzátorem (K) A + K → A K A + B → A B AK + B → A B + K Energie Energie A…..B A…..K EA K…..A…..B EA1 EA2 EVL EVL A + B ΔH A + K ΔH EP EP A – K A – B A – B + K Reakční koordinála Reakční koordinála

3.3. Vliv katalyzátorů na průběh chemické reakce Fe, Al2O3 3H2 + N2 → 2NH3

5. Princip AKCE a REAKCE (La Chatelier, Braun) Porušení chemické rovnováhy vnějším zásahem (AKCÍ), vyvolá děj (REAKCI), Který směřuje ke zrušení účinků akce. Akce Reakce → Přidání VL Zvýšení koncentrace P Zvýšení koncentrace ve směru menšího počtu plynných částic Zvýšení tlaku (u plynů) Zvýšení koncentrace ve směru většího počtu plynných částic Snížení tlaku (u plynů) Posun ve směru exotermní reakce Snížení teploty Posun ve směru endotermní reakce Zvýšení teploty