Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA CH12. Chemická kinetika Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

Reakční kinetika zabývá se studiem průběhu chemických reakcí sleduje reakční rychlost (rychlost přeměny reaktantů na produkty) sleduje její závislost na faktorech, které reakční rychlost ovlivňují (koncentrace, teplota, tlak, skupenství, katalyzátory, velikost styčných ploch…..)

Rozdělení reakcí 1. izolované – probíhají v soustavě samy 2. simultánní - probíhají v soustavě současně a) zvratné A B ve stejném okamžiku vznikají z reaktantů produkty a z produktů reaktanty C A + B  D b) paralelní A + B D A + C  E společné  reaktanty, různé produkty ( alespoň z části) c) následné A  B  C produkt se stává reaktantem následující reakce

Teorie reakční kinetiky srážková teorie (kinetická teorie) teorie aktivovaného komplexu (teorie absolutních reakčních rychlostí)

Srážková teorie = předpoklady  tzv. účinná(efektivní) srážka: a) vhodná prostorová orientace b) dostatečná kinetická energie (minimální energie, kterou musí mít částice, aby došlo k účinné srážce) = aktivační energie EA (kJ/mol) EA = nejmenší energie potřebná k rozbití vazby c) vhodné pH

Prostorová orientace molekul Účinná (efektivní) srážka N O C O O CO + NO2  CO2 + NO Neúčinná (neefektivní) srážka O O C N O obr.č. 1 Prostorová orientace molekul

Vliv teploty s růstem teploty se zvyšuje počet molekul, jejichž energie dosahuje EA  urychlí se průběh reakce snížením teploty  opak obr.č.2 Vliv teploty na počet molekul, které se účastní reakce

Reakční teplo ∆H = EA – EA´ EA Aktivační energie reakce přímé EA´ Aktivační energie reakce zpětné EA EA´ H Molekuly výchozích látek Molekuly produktů E kJ/mol Průběh reakce Reakční koordináta obr. č. 3 Změna energie soustavy v průběhu chemické reakce (exotermní)

Teorie aktivovaného komplexu aktivní srážka při postupném přibližování molekul se současně: oslabují původní vazby v molekulách reaktantů (energie se spotřebovává) začínají se vytvářet vazby nové (energie se uvolňuje) vzniká tak nový nestálý celek…aktivovaný komplex (AK) obr. č. 4 Vznik aktivovaného komplexu

Rovnice a schéma Rovnice: A2 + B2  A2B2* 2AB Schéma: A B A  B A – B  +   : :  A B A B A – B Příklad: H2 + I2  H2I2* 2 HI obr. č. 5 Vznik aktivovaného komplexu

∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné-nezávisí na cestě Reaktanty Produkty Reakce EA = EAK – EREAKTANTŮ EA (Srážková teorie) Aktivační energie nutná k vytvoření AK -mnohem nižší hodnota než energie potřebná k úplnému rozštěpení vazeb výchozích látek A  B : : EA(AK) A2 + B2 ∆H 2AB Reakční koordináta ∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné-nezávisí na cestě obr. č. 6 Graf rozdílných hodnot aktivační energie podle srážkové teorie a teorie AK

Reakční rychlost (rychlost chemické reakce) je definována jako: časový úbytek molární koncentrace některého z reaktantů, nebo časový přírůstek molární koncentrace některého z produktů, dělených jeho stechiometrickým koeficientem jednotka: mol.dm–3.s–1 aA + bB (reaktanty) ↔ cC + dD (produkty) Molární koncentrace: v = -Δ[A] a.Δt = -Δ[B] b.Δt Δ[C] c.Δt Δ[D] d.Δt nA … látkové množství V … objem, v němž je látka rozpuštěná

Úkol Na základě uvedené rovnice zapiš: Cr2O3 + 3 H2 2 Cr + 3 H2O reakční rychlost reakce přímé pro H2 reakční rychlost reakce zpětné pro Cr2O3 reakční rychlost reakce přímé pro Cr reakční rychlost reakce zpětné pro H2O

Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce koncentrace teplota skupenství reakční mechanismus tlak velikost povrchu katalyzátory

Vliv koncentrace v2 = k2·[C]c ·[D]d 1. ZÁKON CHEMICKÉ KINETIKY: rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu molárních koncentrací reagujících (výchozích) látek aA + bB  cC + Dd kinetická rovnice: v1 = k1·[A]a ·[B]b = k . cAa . cBb v2 = k2·[C]c ·[D]d k = konstanta úměrnosti, je závislá na teplotě, nazývá se rychlostní konstanta

Vliv koncentrace v2 = k2·[C]c ·[D]d aA + bB  cC + Dd kinetická rovnice: v1 = k1·[A]a ·[B]b = k . cAa . cBb v2 = k2·[C]c ·[D]d a,b…stechiometrické koeficienty a + b …celkový řád reakce = molekularita Zvýšením koncentrace reaktantů se zvýší rychlost reakce

Úkol Zapiš kinetickou rovnici pro syntézu MgO z prvků. 2Mg + O2  2MgO v = k . Mg2 . O21 = k . c Mg2 . cO21

Molekularita reakce číslo, které udává počet částic, které se musí srazit, má-li dojít k chemické reakci nejběžnější jsou reakce bimolekulární (A+B), jsou i monomolekulární, trimolekulární jsou už jen výjimkou

Molekularita reakce ,  … exponenty molárních koncentrací příslušných výchozích látek jejich hodnoty se pro danou reakci určují experimentálně v těch nejjednodušších případech se někdy rovnají stechiometrickým koeficientům daných látek (a,b) r … řád reakce r =  +  např. pokud  +  = 1 reakce prvního řádu

Úkol 1 – vliv koncentrace Na internetové stránce http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=_7qpolD2Jqk&feature=endscreen si prohlédni uvedené video, příslušné reakce zapiš chemickými rovnicemi a vysvětli vznik různých produktů.

Vliv teploty 2. ZÁKON CHEMICKÉ KINETIKY van´t Hoffovo pravidlo: zvýšením teploty o 10° C se reakční rychlost u většiny reakcí zvýší 2x až 4x obr. č. 7 Jacobus Henricus van't Hoff nizozemský chemik.

Vliv teploty Arrheniova rovnice vyjadřuje závislost rychlostní konstanty na teplotě k = A. e –EA/RT A – rychlostní konstanta, předexponenciální faktor EA – aktivační energie (J) R– univerzální plynová konstanta, R = 8, 314 J/ K. mol T – absolutní teplota (K) e – základ přirozeného logaritmu, e = 2,718 S  rostoucí teplotou se hodnota rychlostní konstanty zvyšuje, a tím roste i rychlost reakce obr.č.8 Svante August Arrhenius švédský fyzik a chemik

Úkol 2 – vliv teploty Zhlédni video na internetové stránce http://www.youtube.com/watch?v=rAL83xoH-fc popiš vlastními slovy průběh reakce a vliv daného faktoru.

Vliv reakčního mechanismu probíhá– li reakce pomocí dílčích reakcí, pak výsledná rychlost závisí na nejpomalejší z nich nejrychleji reagují plyny nejpomaleji pevné látky Vliv skupenství Vliv skupenství

Vliv tlaku Velikost povrchu uplatňuje se u reakcí v plynné fázi, ↑p↓V↑koncentrace; stavová rovnice plynů:p.V = n.R.T uplatňuje se u heterogenních reakcí pV = konst. Velikost povrchu

Úkol 3 – specifický povrch Vyhledej a zhlédni na internetových stránkách http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=-oaFN-y6zt4&feature=endscreen video a popiš svými slovy průběh reakce.

Vliv katalyzátorů katalyzátor látka, která ovlivňuje rychlost chemické reakce (zkracují n. prodlužuje čas k dosažení chemické rovnováhy) sama se chemickou reakcí nemění snižuje nebo zvyšuje EA účastní se tvorby aktivovaného komplexu reakční teplo ( ΔH) katalyzované i nekatalyzované reakce je stejné

Vliv katalyzátorů A + B → A B A + K K AK + B B + K Bez katalyzátoru S katalyzátorem (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 koordináta Reakční koordináta obr.č.9 Porovnání katalyzované a nekatalyzované reakce

Vliv katalyzátorů obr.č.10 Působení katalyzátorů

Úkol 4 – vliv katalyzátoru S pomocí internetových stránek http://www.youtube.com/watch?feature=endscreen&NR=1&v=rGP1AWacDxY zhlédni video a popiš průběh pokusu vlastními slovy.

Dělení katalyzátorů I pozitivní = snižují EA, reakční rychlost zvyšují negativní (inhibitory): stabilizátory = reagují s meziprodukty řetězových reakcí a tím řetězovou reakci zastaví - katalytické jedy = zabraňují působení katalyzátorů (např. organické sloučeniny obsahující síru)

Dělení katalyzátorů II homogenní = reaktanty i katalyzátor jsou ve stejné fázi a tvoří spolu směs často kyseliny a zásady…tzv. acidobazická katalýza autokatalýza = reakce katalyzovaná některým z meziproduktů reakce selektivní katalyzátor = vysoce specifický, vede reakci určitým směrem (např. biokatalyzátory - enzymy) heterogenní = katalyzátor je pevná fáze s velkým povrchem (Pt, Raneyův nikl) reaktanty jsou plyny n. kapaliny reakce probíhá na povrchu katalyzátoru = kontaktní katalýza

Použité informační zdroje Obrázky obrázek nebo animace č.[1,3,6,9] – autor Yvona Pufferová [1] [online]. [cit. 2012-10 -24]. Dostupné z http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/64/Alfred_Werner.jpg [2] MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie: Pro čtyřletá gymnázia. Třetí opravené vydání. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002, s. 99. ISBN 80-7182-055-5. [4] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://projektalfa.ic.cz/akt.htm [5] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://chemie-obecna.blogspot.cz/2011/08/rychlost-chemicke-reakce-aktivacni.html [7] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Vant_Hoff.jpg [8] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://cs.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius [10] [online]. [cit. 2012-10-24]. Dostupné z http://leccos.com/index.php/clanky/katalyzator Literatura MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5. BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno: Didaktis, 2002. ISBN 80-86285-56-1. 33

Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.