Kinetika ∆c ∆t.

Prezentace na téma: "Kinetika ∆c ∆t."— Transkript prezentace:

1 Kinetika ∆c ∆t

2 Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí z různých hledisek Na atomární úrovni lze na reakci nahlížet jako na sérii srážek doprovázenou zánikem původních a vznikem nových vazeb. Dvě teorie chemické kinetiky: Teorie aktivních srážek (TAS)=srážková teorie Teorie aktivovaného komplexu (TAK)

3 Teorie aktivních srážek (TAS)
Srážka molekul je pro reakci nezbytná. Kolidující částice musí mít navíc dostatečnou energii  musí dojít ke zrušení původních vazeb = = endotermní děj = spotřeba energie. Minimální energie částic pro účinnou srážku – AKTIVAČNÍ ENERGIE EA.

4 Energetický val reakce
Aktivační energie reakce zpětné (pokud ji obrátíme) Aktivační energie reakce přímé ∆H Výchozí látky Reakce Produkty Reakční koordináta-závislost energie na průběhu reakce ∆H – reakční teplo=rozdíl aktivační energie přímé a zpětné reakce Zde mají produkty menší energii - reakce exotermická

5 Teorie aktivních srážek
Vnitřní energii částic lze ovlivnit dodáním energie ve formě tepla. Počet efektivních srážek v systému roste s rostoucí teplotou systému Tzn.: Více částic bude dosahovat aktivační energie Tzn.: Snížením teploty lze reakci efektivně zpomalovat (praktické využití – vymyslete příklady)

6 Teorie aktivních srážek
Může reakce proběhnout, pokud se molekuly srazí, ale nesprávnými „konci“? Další podmínkou (kromě dostatečné energie) pro efektivní srážku je VHODNÁ PROSTOROVÁ ORIENTACE reagujících molekul

7 CO (g) + NO2 (g)  CO2 (g) + NO (g)
účinná srážka N C O O OK O neúčinná srážka O X C O N O

8 Teorie aktivovaného komplexu
H + I-I HII HI + I I H H H I I +   I + I I Při postupném přibližování molekul se SOUČASNĚ oslabují původní vazby v molekulách výchozích látek (zde vazby I-I) a vytvářejí se vazby nové (HI) Oslabení starých vazeb – vždy spotřeba E Tvorba nových vazeb – uvolnění E Probíhá současně  energetická bilance je proto příznivější než u srážkové teorie (nižší aktivační energie) - viz následující graf

9 E Vých. l. Produkty Reakce ∆H EA(TAS) Aktivační energie nutná k vytvoření aktivního komplexu -mnohem nižší hodnota než energie potřebná k úplnému rozštěpení vazeb výchozích látek EA(TAK) Reakční koordináta Všimněte si, že ∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné-nezávisí na cestě

10 v Důležitý pojem: Rychlost reakce (neboli reakční rychlost) 1 ∆[A] 1
Obecně pro reakci: a A + b B c C + d D 1 ∆[A] 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] v = = = = a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t úbytek [A] – molární koncentrace látky A a – stechiometrický koeficient látky A ∆[A] – změna molární koncentrace látky A ∆ t - změna času Rychlost reakce (v) je úbytek molární koncentrace reaktantů (proto minus) nebo přírůstek molární koncentrace produktů za určitou časovou jednotku (sekunda) dělený stechiometrickým koeficientem látek v reakci

11 CA CB ∆t ∆cB Koncentrace Koncentrace ∆t ∆cA Čas t Čas t Která reakce probíhá rychleji?

12 Rychlost reakce V1=k1.[A]a.[B]b reakce v přímém směru
Rychlost reakce závisí na koncentracích výchozích látek. Tuto závislost vystihuje kinetická rovnice: v1 Obecně pro reakci a A + b B c C + d D v2 V1=k1.[A]a.[B]b reakce v přímém směru V2=k2.[C]c.[D]d reakce v opačném směru (reakce po určité době probíhá i v opačném směru (viz dále) k1,k2 = rychlostní konstanty. Závislé jen na teplotě !

13 MOLÁRNÍ KONCENTRACE reaktantů/produktů
Parametr, který má největší vliv na rychlost chemické reakce: MOLÁRNÍ KONCENTRACE reaktantů/produktů

14 v1 = v2 ∆t v ∆v1(A+BC+D) Rychlost ∆v2 (A+BC+D) ∆t Čas t
Koncentrace reagujících látek se v průběhu reakce mění: na začátku je reakce v přímém směru (v1) největší, jelikož je koncentrace reaktantů největší. Postupně koncentrace reaktantů ubývá, klesá tedy rychlost v1. Zároveň přibývá koncentrace produktů a reakce v opačném směru (v2) proto roste. M N ∆t Časem se obě rychlosti vyrovnají a reakce je v tzv. dynamické rovnováze Rychlost v ∆v1(A+BC+D) v1 = v2 ∆t ∆v2 (A+BC+D) Čas t

15 V1 (A+BC+D) >> v2 (A+BC+D) V1 (A+BC+D) = v2 (A+BC+D)
V bodě M: V1 (A+BC+D) >> v2 (A+BC+D) V bodě N (viz graf) : V1 (A+BC+D) = v2 (A+BC+D) Pozor: rychlosti přímé a zpětné reakce nejsou v rovnováze nulové!!!, jsou však stejné (takže se reakce navenek chová, jakoby neběžela)

16 v1 = v2 (dynamická rovnováha)
V1=k1.[A]a.[B]b V2=k2.[C]c.[D]d Od bodu N můžeme psát: v1 = v2 (dynamická rovnováha) k1.[A]a.[B]b = k2.[C]c.[D]d Guldberg-Waageův zákon k [C]c.[D]d k [A]a.[B]b = Definice: [C]c.[D]d [A]a.[B]b = K

17 Reakční rychlost K [A]a.[B]b K - rovnovážná konstanta reakce [C]c.[D]d
= K K - rovnovážná konstanta reakce (závislá na teplotě – pro každou teplotu je jiná!) [A],[B],[C],[D] v tomto vztahu – rovnovážné koncentrace, popř. látková množství-pokud se nemění objem (to, co tam mám, když dojde k rovnováze-nejde tedy o počáteční koncentrace!) Jak prakticky poznám, že systém dosáhl v reakci dynamické rovnováhy? ………….. Reakce se jeví, jakoby neprobíhala

18 Hodnota rovnovážné konstanty:
-čím vyšší, tím vyšší koncentrace produktů (rovnováha reakce posunuta doprava) Je-li K>104 …… probíhá jednoznačně doprava (ve směru tvorby produktů) K< 10-4 ……. rovnováha reakce posunuta doleva (mám tam jen reaktanty, produkty se skoro netvoří)

19 Reakční rychlost příklad 1 N2 = 0,425 H2 = 0,575 NH3 = 0,150
Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny následující koncentrace látek: N2 + 3H NH3 N2 = 0,425 H2 = 0,575 NH3 = 0,150 Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce [NH3]2 0,1502 Řešení: K = = [N2][H2]3 0,425 * 0,5753

20 Reakční rychlost příklad 2 H2 = 5,1.10-5 I2 = 3,1.10-3 HI = 2,7.10-3
Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny následující koncentrace látek: H2 = 5,1.10-5 I2 = 3,1.10-3 HI = 2,7.10-3 H2 + I HI Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce K = 46,1

21 příklad 3 (těžký a tedy nepovínný)
Reakční rychlost příklad 3 (těžký a tedy nepovínný) Rovnovážná konstanta K reakce H2 (g) + I2 (g)  2HI (g) má hodnotu K = 56,4 (při 721,15°K). Jaké množství HI obsahuje rovnovážná směs, když smísíme: 1 mol H2 a 1 mol I2 Pozor - to nejsou látková množství v rovnováze, ale na začátku - to do vztahu pro rovnovážnou konstantu nemohu přímo dosadit!

22 To si musím vyjádřít obecně, a to pomocí koncentrace HI:
To mám vypočítat H2 (g) + I2 (g)  2HI (g) [HI]2 [HI]2 Řešení: K = = [H2]*[I2] (1 – 0,5 *[HI])2 56,4 Na začátku vím, že mám 1mol H2 a 1mol I2, ale kolik H2 a I2 budu mít v rovnováze? To si musím vyjádřít obecně, a to pomocí koncentrace HI: [H2]=[I2]= 1 – 0,5 *[HI] ….. toto dosadím do jmenovatele výše uvedeného vztahu Koncentrace na konci (v rovnováze) Rychlost ubývání vodíku a jodu je poloviční než přibývání HI To co mám na začátku

23 Úprava: 56,4 – 56,4 [HI] + 14,1 [HI] 2= [HI]2
56,4 = = = [H2]*[I2] (1 – 0,5 *[HI])2 1 – HI + 0,25 HI2 Úprava: ,4 – 56,4 [HI] + 14,1 [HI] 2= [HI]2 Vyřešit kvadratickou rovnici: 13,1[HI]2 – 56,4[HI] + 56,4 = 0 [HI] = 2,726 56,4 ± √56,42 – 4*13,1*56,4 Špatný výsledek-nemůže to vyjít vice než 2 2*13,1 1,58 V rovnovážné směsi mám 1,58 mol HI, 0,21 mol H2 (1-0,5*1,58) a 0,21 mol I2 (udělejte si zkoušku-dosadit do vzorce pro K)

24 Hodnota rovnovážné konstanty reakce: Br2 (g) 2Br (g)
Reakční rychlost příklad 4 (těžký) Hodnota rovnovážné konstanty reakce: Br2 (g) Br (g) je K = 8*10-6. Jaká je rovnovážná koncentrace atomárního bromu (Br), je-li na začátku koncentrace Br2 1mol/l? Kdo to spočítá dobře, má 1

25 Reaguje kyselina a alkohol, vzniká ester a voda (esterifikace):
Reakční rychlost příklad 5 (těžký) Reaguje kyselina a alkohol, vzniká ester a voda (esterifikace): kyselina + alkohol ester + voda Na začátku jsme smíchali 2 moly kyseliny a 6 molů alkoholu. Rovnovážná konstanta je při určité teplotě K=4. Kolik molů vody, esteru, kyseliny a alkoholu je přítomno, dospěje-li reakce do rovnováhy? Výsledek: 1,81 mol, 0,19 mol, 4,2 mol Kdo to spočítá dobře, má 1

26 Reakční rychlost ∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v
Vliv teploty na rychlost (Van´t Hoff): ∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v POZOR – mění se rovnovážná konstanta Zvýšením teploty o 10 stupňů se zvýší rychlost 2-4x Rovnovážná konstanta je funkcí teploty a v tabulkách se udává pro …………………………………….

27 Reakční rychlost E Úspora EA EA1 EA2 EA3 ∆H ∆H
AB Úspora EA A + B K A BK EA1 A + B A +B + K A + BK ∆H EA2 EA3 ∆H AB + K AB Vliv katalyzátorů K na rychlost reakce Reakční koordináta

28 Shrnutí Co vědět: -co studuje kinetika, o jaké teorie se opírá
-srážková teorie – co je podmínkou účinné srážky (Ea, prostorová orientace) -co je aktivační energie, reakční teplo (nakreslit graf-viz snímek 4) -teorie aktivovaného komplexu – podstata, nižší aktivační energie -vysvětlit, co se myslí pod pojmem rychlost reakce, vliv koncentrace na rychlost reakce, rychlostní konstanta (závisí na teplotě) -dynamická rovnováha – rychlost přímé a zpětné reakce se rovná, co je rovnovážná konstanta (vztah), co můžeme usuzovat z její hodnoty -Umět spočítat příklady 1 a 2 (a jim podobné) -Vliv teploty na reakční rychlost -vysvětlit, co je katalyzátor (nespotřebovává se, po reakci se obnovuje (vzpomeň na pokus: červená barva chloridu kobaltnatého se obnovuje), snižuje aktivační energii (nový mechanismus), ale reakční teplo katalyzované i nekatalyzované reakce je stejné (stejně jako rovnovážná konstanta)!!