Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Prezentace na téma: "Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA"— Transkript prezentace:

1 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/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

2 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…..)

3 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

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

5 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

6 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

7 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

8 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)

9 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

10 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

11 ∆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

12 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

13 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

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

15 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

16 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

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

18 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

19 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

20 Úkol 1 – vliv koncentrace
Na internetové stránce si prohlédni uvedené video, příslušné reakce zapiš chemickými rovnicemi a vysvětli vznik různých produktů.

21 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.

22 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

23 Úkol 2 – vliv teploty Zhlédni video na internetové stránce popiš vlastními slovy průběh reakce a vliv daného faktoru.

24 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

25 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

26 Úkol 3 – specifický povrch
Vyhledej a zhlédni na internetových stránkách video a popiš svými slovy průběh reakce.

27 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

28 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

29 Vliv katalyzátorů obr.č.10 Působení katalyzátorů

30 Úkol 4 – vliv katalyzátoru
S pomocí internetových stránek zhlédni video a popiš průběh pokusu vlastními slovy.

31 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)

32 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

33 Použité informační zdroje
Obrázky obrázek nebo animace č.[1,3,6,9] – autor Yvona Pufferová [1] [online]. [cit ]. Dostupné z [2] MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie: Pro čtyřletá gymnázia. Třetí opravené vydání. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002, s. 99. ISBN [4] [online]. [cit ]. Dostupné z [5] [online]. [cit ]. Dostupné z [7] [online]. [cit ]. Dostupné z [8] [online]. [cit ]. Dostupné z [10] [online]. [cit ]. Dostupné z Literatura MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, ISBN BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno: Didaktis, ISBN 33

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