Kinetika

1. Kinetika ∆c ∆t

2. Reakční kinetika Zabývá se rychlostí reakcí Reakce - srážky částic, zánik původních a vznik nových vazeb. Dvě teorie chemické kinetiky: Teorie aktivních srážek (TAS)=srážková teorie Teorie aktivovaného komplexu (TAK)

3. 1) Teorie aktivních srážek (TAS) Srážka molekul je pro reakci nezbytná. Částice, které se srazí, musí mít navíc dostatečnou energii (= aktivační energie Ea) musí dojít ke zrušení původních vazeb = = endotermní děj = spotřeba energie.

4. Teorie aktivních srážek Další podmínka: VHODNÁ PROSTOROVÁ ORIENTACE reagujících molekul

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

6. Energetickýval reakce EA EA ∆H E Aktivační energie reakce zpětné (pokud ji obrátíme) Aktivační energie reakce přímé Výchozí látky Reakce Produkty Reakční koordináta-závislost energie na průběhu reakce ∆H – reakční teplo=rozdíl aktivační energie přímé a zpětné reakce reakce exotermická

7. 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)

8. H 2) Teorie aktivovaného komplexu H + I-I HII HI + I I 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. EA(TAS) EA(TAK) ∆H Vých. l. Reakce Produkty E Aktivační energie nutná k vytvoření aktivního komplexu -mnohem nižší hodnota než energie potřebná k úplnému rozštěpení vazeb výchozích látek Reakční koordináta ∆H (reakční teplo) je v obou teoriích stejné - nezávisí na cestě

10. Důležitý pojem:Rychlost reakce (neboli reakční rychlost) Obecně pro reakci: a A + b B c C + d D 1 ∆[C] 1 ∆[D] 1 ∆[A] 1 ∆[B] v = = = = c ∆t d ∆t a ∆t b ∆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 produktůza určitou časovou jednotku (sekunda) dělený stechiometrickým koeficientem látek v reakci

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

12. Obecně pro reakci a A + b B c C + d D Rychlost reakce Rychlost reakce závisí na koncentracích výchozích látek. Tuto závislost vystihuje kinetická rovnice: v1 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. Parametr, který má největší vliv na rychlost chemické reakce: MOLÁRNÍ KONCENTRACE reaktantů/produktů

14. v Rychlost ∆v2 (A+BC+D) ∆t M N 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. ∆t Časem se obě rychlosti vyrovnají a reakce je v tzv. dynamické rovnováze ∆v1(A+BC+D) v1 = v2 Čas t

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

17. [C]c.[D]d K = [A]a.[B]b Rovnovážná konstanta K - rovnovážná konstanta reakce (závislá na teplotě – pro každou teplotu je jiná!) [A],[B],[C],[D] v tomto vztahu – koncentrace látek v rovnováze (na konci reakce) 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 Po ustavení rovnováhy v roztoku byly naměřeny následující koncentrace látek: N2 + 3H2 2NH3 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 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 + I2 2HI Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce K = 46,1

21. Vliv teploty na rychlost (Van´t Hoff): ∆T = +10°C  ∆v ~ 4.v Zvýšením teploty o 10 stupňů se zvýší rychlost 2-4x

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

23. katalyzátor : - nespotřebovává se, po reakci se obnovuje (pokus: červená barva chloridu kobaltnatého se na konci reakce obnovuje) - snižujeaktivační energii (nový mechanismus) – urychlení reakce • ale reakční teplo katalyzované i nekatalyzované reakce je stejné (stejně jako rovnovážná konstanta)!! – nezávisí na cestě od reaktantů k produktům

24. 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 -Vliv teploty na reakční rychlost - katalyzátory