Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu:

CZ.1.07/1.5.00/34.0410

Číslo šablony:

22

Název materiálu:

Kinetika chemických reakcí

Ročník:

4. ročník

Identifikace materiálu:

RAN_52_22_kinetika_chemickych_reakci

Jméno autora:

Drahomíra Rancová

Předmět:

Přírodovědný seminář

Tématický celek:

Fyzikální chemie

Anotace:

Doplněk k výkladu o rychlosti chemické reakce

Datum:

20.9. 2013

Kinetika chemických reakcí

Reakční kinetika 

Zabývá se studiem průběhu chemických reakcí.



Sleduje reakční rychlost a její závislost na faktorech, které reakční rychlost ovlivňují.

Reakční rychlost 

Rychlost chem. reakce - v v1



aA + bB



Časový úbytek c některého z reaktantů nebo přírůstek c některého z produktů dělený stech. koef.

v2

cC + dD

c[A] c[B] c[C] c[D] v    at bt ct dt

Srážková teorie 

Částice výchozích látek navzájem reagují jen, dojde-li k účinné (efektivní)srážce

a)

vhodná prostorová orientace částic

H2 + Cl2 → 2HCl

Srážková teorie vhodná prostorová orientace částic:

H2

Cl2

účinná srážka

neúčinná srážka

Srážková teorie 

b) částice mají dostatečnou kinetickou energii



EA = minimální E, kterou musí částice mít, aby došlo k účinné srážce

Dostatečná kinetická energie Graf závislosti E částic v průběhu reakce E EA – aktivační E přímé rce

EA

EA'

EA´- aktivační E zpětné rce

H – reakční teplo, rozdíl mezi EA a E A´

DH

reaktanty

reakce

produkty

Výška energetického valu Exotermní

Endotermní



Energie produktů je nižší než výchozích látek



Energie produktů je vyšší než výchozích látek



∆H < 0



∆H > 0

Výška energetického valu 

Exotermní reakce

E



Endotermní reakce

E reaktanty

produkty

DH < 0 produkty

časový průběh reakce

DH > 0 reaktanty

časový průběh reakce

Rychlost částic v závislosti na teplotě   

Distribuční křivka Při vyšších teplotách roste reakční rychlost Při dostatečném snížení teploty, lze zastavit průběh rce

T1

T2

T3 v

Teorie aktivovaného komplexu 

 



Při postupném přibližování molekul se současně v molekulách výchozích látek oslabují původní vazby (E se spotřebovává) a začínají se vytvářet vazby nové (E se uvolňuje) Vzniká aktivovaný komplex A2 + B2 A2B2 2AB A B A ….. B A–B + + A B A ….. B A-B

Teorie aktivovaného komplexu H - je závislá pouze na počátečním a konečném stavu, nikoliv na mechanismu

E

reaktanty

DH produkty časový průběh reakce

Faktory ovlivňující reakční rychlost 

Koncentrace



Teplota



Katalyzátory



Velikost styčné plochy

Vliv c na rychlost chem. rce 

Rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu okamžitých koncentrací dosud nezreagovaných výchozích látek – vyjadřuje kinetická rovnice



Kinetická rovnice:



Řád reakce – vyjadřuje vliv koncentrace reagujících látek na reakční rychlost (reakční mechanismus) ŘR – experimentálně zjištěná veličina – 1,2, x-tého řádu



v = k.c(A).c(B)

Vliv koncentrace V1

A+ B

C+D V2

 ubývá výchozích látek (v1)  přibývá produktů (v2)  výsledná v = (v1 – v2)  Dynamická rovnováha (v1 = v2)

Guldberg-Waageův zákon v1 = v2

k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d a

b

k1 [ A ] [B] K  c d k 2 [C] [D]

Vliv teploty 

Arrheniova rovnice:

k  A.e  

  



 EA RT

k – rychlostní konstanta EA – aktivační energie reakce J . mol–1 R = 8,314 J K–1mol–1 (univerzální plynová konstanta) A – konstanta pro danou reakci (frekvenční faktor ze srážkové teorie) E = 2,718 (přirozený základ logaritmu) T – termodynamická teplota

Vliv teploty 

Rychlost reakce určuje rychlostní konstanta (exponent EA/RT)



S  T -  exponent - k



zvýší-li se teplota o 10°C – v  2 – 4x



EA - v

Vliv katalyzátorů Katalyzátor – zvyšuje v chem. rce, sama se nemění Vzniká nový reakční mechanismus – E výhodnější (nebo naopak)

 

Rozdělení katalyzátorů:

 1. 2.

Pozitivní Negativní :

a) Stabilizátory b) Katalytické jedy

Vliv katalyzátorů rce nekatalyzovaná

rce katalyzovaná

Rozložení do 2 kroků – nižší EA než původní rce

 je stejné = Hessův zákon

Vliv katalyzátorů Katalýza:



Homogenní:

–  

–

Autokatalýza Selektivní katalyzátor

Heterogenní

Dělení reakcí podle reakční kinetiky Izolované Simultánní:

  1. 2. 3.

Zvratné Bočné Následné

Použité informační zdroje



Literatura: Benešová M., Pfeiferová E., Satrapová H. Odmaturuj z chemie, 2. přepracované. vyd. BRNO: Didaktis spol. s r.o., 2014, ISBN 978-80-7358-232-6.