Chemická kinetika I

1. VY_32_INOVACE_05-14 Chemická kinetika I Předmět studia chemické kinetiky, reakční rychlost a její vyjádření, faktory ovlivňující reakční rychlost

2. Kinetika chemických reakcí kinetika chemických reakcí studuje: • reakční rychlost v(jednotka mol/dm3. s) • faktory, které ovlivňují reakční rychlost (teplota, tlak, koncentrace reaktantů, přítomnost katalyzátoru apod.) • reakční mechanismy reakcí - sled reakcí, které musí proběhnout, aby z reaktantů vznikly produkty • existují chemické reakce s rychlým průběhem např. hoření methanu, ethanolu, reakce sodíku s vodou a reakce pomalé např. rozklad peroxidu vodíku, koroze železa, oxidace stříbra

3. Vyjádření reakční rychlosti • během přeměny reaktantů v produkty dochází k ubývání látkového množství reaktantů a přibývání látkového množství produktů • uvažujme reakci: • a A + b B  c C + d D • stechiometrické koeficienty všech látek jsou rovny jedné • reakční rychlost můžeme vyjádřit pomocí změn látkových množství reaktantů a produktů v čase t • rychlost reakce vyjádřená všemi uvedenými způsoby musí mít stejnou hodnotu

4. Vyjádření reakční rychlosti uvažujme reakci: • aA + bB  cC + dD • u reakcí probíhajících v roztocích můžeme reakční rychlost vyjadřovat pomocí změny molární koncentrace reaktantů a produktů v čase t viz vztah na dalším snímku

5. Vyjádření reakční rychlosti v = - 1/a .  A /  t = - 1/b .  B /  t = + 1/c .  C /  t = +1/d .  D /  t a,b,c,d – stechiometrické koeficienty reaktantů a produktů A - molární koncentrace reaktantu A B - molární koncentrace reaktantu B C - molární koncentrace produktu C D - molární koncentrace produktu D

6. Závislost koncentrace produktu na čase c (mol/l) c2 c1 t1 t2 čas (s)

7. Závislost reakční rychlosti na molární koncentraci reaktantů • Guldberg – Waageův zákon – reakční rychlost v určitém okamžiku je přímo úměrná součinu molárních koncentrací dosud nezreagovaných reaktantů

8. Závislost reakční rychlosti na teplotě látek (reaktantů) • tuto závislost vystihuje Arrheniův zákon, který lze vyjádřit vztahem: k = A. e –EA/R.T

9. EA je aktivační energie reakce – minimální množství energie, kterou musí reaktanty aby se přeměnily v produkty (v kJ/mol) • EAje vždy kladná, čím je vyšší tím je rychlost reakce menší • R je univerzální plynová konstanta • T je teplota, e je základ přirozeného logaritmu a faktor A je tzv. frekvenční faktor, který reprezentuje počet srážek, kdy jsou molekuly k sobě správně orientovány a mají dostatečnou kinetickou energii k překonání aktivační energie • na základě experimentů lze odvodit, že zvýšením teploty látek cca o 10 C vzroste reakční rychlost dvojnásobně

10. název: File:Arrhenius2.jpg, zdroj: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Arrhenius2.jpg S.Arrhenius (1859 – 1957), švédský fyzik a chemik, nositel Nobelovy ceny za chemii, formuloval teorii kyselin a zásad

11. z Arrheniova zákona plyne: • se zvyšující se teplotou se zvyšuje rychlostní konstanta a tím i reakční rychlost • se snižující se hodnotou aktivační energie u katalyzovaných reakcí se zvyšuje rychlostní konstanta a tím i reakční rychlost

12. Děkuji za pozornost. Autor DUM: Mgr. Kateřina Kleslová