FYZIKÁLNÍ CHEMIE.

Prezentace na téma: "FYZIKÁLNÍ CHEMIE."— Transkript prezentace:

1 FYZIKÁLNÍ CHEMIE

2 TERMOCHEMIE Teplo uvolněné nebo pohlcené při reakci označujeme jako reakční teplo (standardní při 25 °C, tabelace) Podle typu reakce (slučovací, spalná x výhřevnost, neutralizační, disociační)

3 TERMOCHEMICKÉ ZÁKONY Laplaceův – Lavoisierův říká, že izobarické reakční teplo dané reakce je stejně velké jako teplo opačné reakce, jen má opačné znaménko. Hessův uvádí, že součet izobarických dílčích reakcí je roven izobarickému reakčnímu teplu celkové reakce

4 VÝPOČET REAKČNÍCH TEPEL
Výpočet ze slučovacích tepel (entalpií) Výpočet ze spalných tepel (pomocí Hessova zákona) Pomocí Kirchhoffovy rovnice můžeme vypočítat reakční teplo reakce při libovolné teplotě, pokud známe reakční teplo při nějaké teplotě a tepelné kapacity výchozích látek a produktů

5 GIBBSOVA ENERGIE A CHEMICKÁ ROVNOVÁHA
Změnu Gibbsovy energie při reakci můžeme vypočítat z reakčního tepla a změny entropie: ΔG°r = ΔH°r – T ΔS° Změnu Gibbsovy energie při reakci lze v řadě případů vypočítat z: ΔG°r = -RT ln KP Známe-li ΔG°r, můžeme rovnici použít pro výpočet rovnovážné konstanty KP.

6 REAKČNÍ KINETIKA Reakční rychlost je definována jako časová změna látkového množství sledované látky přepočtená na jednotkový stechiometrický koeficient. Pro reakci [V]: νA A + νB B → νC C + νD D - (1 / νA) (d[A] / dτ ) = k [A]a [B]b Není-li konstantní objem, použijí se k definici rychlosti látková množství.

7 MOLEKULARITA A ŘÁD REAKCE
Molekularita reakce udává počet molekul, které se musí současně srazit, aby nastala reakce (mono-, bi-, trimolekulární). Exponent (stechiometrický?) u koncentrace látky v kinetické rovnici udává reakční řád komponenty. Součet reakčních řádů komponent je roven řádu reakce (reakčnímu řádu).

8 ZÁVISLOST REAKČNÍ RYCHLOSTI NA TEPLOTĚ
Arrheniova rovnice: k = A exp [-EA / (R T)] A – předexponenciální faktor EA – aktivační energie R - univerzální plynová konstanta k = exp [A* - EA / (R T)]; A* = ln (A)

9 TYPY CHEMICKÝCH REAKCÍ
1) Izolované ( A → B) 2) Simultánní (několik rozdílných reakcí) a) zvratné (vratné; reversibilní) A + B ↔ C + D b) bočné C A + B< D

10 TYPY CH.R. - POKRAČOVÁNÍ c) následné (A → B → C)
d) řetězové (zvláštní případ následných) Br2 → 2 Br· Br· + H2 → HBr + H· H· + Br2 → HBr + Br· atd.

11 CHEMICKÁ ROVNOVÁHA νA A + νB B = νC C + νD D
- (1 / νA) (d[A]A / dτ ) = k1 [A]a [B]b – k2 [C]c [D]d Rovnovážná konstanta K = k1 / k2 Pro rovnovážné koncentrace platí:

12 LE-CHATELLIERŮV PRINCIP
Každý vnější zásah do chemické rovnovážné soustavy vyvolá děje směřující k potlačení vlivu tohoto zásahu. Změna koncentrace (katalytická destilace) Změna tlaku u reakcí, při nichž se mění látkové množství plynných složek Změna teploty u reakcí endotermních (٨) a exotermních (٧)