Kinetika chemických reakcí
Zkoumá rychlost chemických
reakcí. Chemická reakce je chápána jako děj, při kterém zanikají vazby
v molekulách reaktantů a vznikají vazby v molekulách produktů. Cílem
je objasnění reakčních mechanismů – k tomu několik teorií:
Teorie aktivních srážek
Vychází z předpokladu, že
pro uskutečnění chemické reakce je nutná srážka mezi molekulami reagujících
srážek. Srážky jsou účinné, pokud probíhají s dostatečnou rychlostí a
kinetickou energií (nazývá se
aktivační)
a pokud jsou částice během srážek vhodně orientovány.
Průběh chem. reakce můžeme
znázornit graficky:
Rozdíl mezi aktivační energií
přímé a zpětné reakce určuju tepelné zabarvení chemické reakce – reakční teplo
ΔH.
S růstem teploty se zvyšuje
počet se počet molekul, jejichž energie dosahují aktivační energie. To
vysvětluje, proč zvýšení teploty výchozích látek zrychlí průběh chemické
reakce. Z toho vyplvá, že dostatečným snížením teploty lze zastavit průběh
jakékoliv reakce.
Tato teorie se nepotvrdila
Teorie aktivovaného komplexu
Tato teorie předpokládá, že při postupném přibližování molekul dochází k
zeslabování vazeb mezi atomy v molekulách výchozích látek (energie se
spotřebovává) a začínají se vytvářet nové vazby mezi atomy různých molekul
(energie se uvolňuje). Vzniká nový nestálý celek –
aktivovaný komplex. V další části reakce se aktivovaný komplex
rozpadne na produkty chemické reakce. Aktivační energie nutná k vytvoření
aktivovaného komplexu je mnohem nižší než aktivační energie potřebná
k úplné disociaci molekul výchozích látek. U teorie aktivovaného komplexu
je tedy energetická bilance příznivější a bližší skutečnosti než u teorie
aktivních srážek.
Rychlost reakce ovlivňuje:
1.
Koncentrace
Pro obecnou reakci popsanou chemickou rovnicí (kde a, b, c, d
jsou stechiometrické koeficienty látek A, B, C, D) lze reakční rychlost vyjádřit vztahy:

(kde
je změna molární koncentrace látky A a
t
je časový interval). Záporné
znaménko – úbytek výchozích látek A, B. Kladné znaménko – přibývání produktů
C,D.
Pokud reakce probíhá za konstantní teploty, je její rychlost přímo úměrná
součinu okamžitých koncentrací výchozích látek:

(v1 a v2 jsou
rychlosti reakce a rychlost zpětné reakce, k1 a k2 jsou rychlostní konstanty
závislé na teplotě a typu reakční soustavy).
Reakce probíhá oběma směry. Koncentrace výchozích látek A a B klesá, proto
klesá i rychlost reakce v1 a zároveň roste koncentrace látek C a D čímž se
zvyšuje rychlost reakce v2. Když se rychlosti v1 a v2 vyrovnají, je soustava ve
stavu
dynamické rovnováhy. Obě
reakce neustále probíhají, ale celkové koncentrace látek A, B, C a D se
nemění:
Pro libovolný počet reaktantů a produktů platí následující vztah, známý
jako
Guldberg – Waageův zákon:

K je rovnovážná
konstanta reakce a koncentrace látek
, , , se označují jako
rovnovážné koncentrace.
Součin rovnovážných koncentrací produktů umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty dělený
součinem rovnovážných koncentrací výchozích látek umocněných na příslušné
stechiometrické koeficienty je konstantní a roven rovnovážné konstantě dané
reakce.
Při vyšších koncentracích reagujících látek je tedy rychlost reakce vyšší
(dochází k více srážkám), než u látek méně koncentrovaných (dochází k méně
srážkám) s pomalejším průběhem reakce.
2.
Teplota
Zde platí van’t Hoffovo pravidlo - za zvýšení látek výchozích látek o 10°C
má za následek dvoj až čtyřnásobné zvýšení reakční rychlosti.
3.
Katalyzátor
Katalyzátor je látka, která zvyšuje
rychlost chemické reakce, ale sama se přitom nemění. Nelze jej tedy považovat
ani za výchozí látku a ani za produkt. Princip je, že jedna z reagujících
látek vytvoří s katalyzátorem nestálý meziprodukt. Ten se při reakci
s druhou výchozí látkou rozkládá za vzniku reakčních produktů a současné
regenerace katalyzátoru.
Homogenní
katalýza – pokud jsou
reaktanty s katalyzátorem ve stejné fázi a tvoří homogenní směs
Heterogenní
katalýza – reaktanty a
katalyzátor v jiné fázi. Katalyzátor je často pevná látka, reaktanty mají
skupenství kapalné či plynné.
Opak katalyzátoru je inhibitor – reakci zpomaluje.
Rovnováha
chemických reakcí
Zákon akce a reakce - porušení rovnováhy vnějším vlivem (akcí) vyvolává děj (reakci) směřující
k rušení účinků tohoto vlivu.
-
Rovnováha posunutá k produktům -> K>10⁴
-
Rovnováha posunutá k reaktantům -> K<10¯⁴
Rovnováha
se dá porušit:
1. změnou teploty
Při exotermní reakci se
rovnováha v případě ochlazení posune rovnováha na stranu produktů
Při
exotermní reakci se
rovnováha v případě zahřátí
posune rovnováha na stranu reaktantů
Při endotermní reakci se
rovnováha v případě ochlazení
posune rovnováha na stranu reaktantů
Při
endotermní reakci se
rovnováha v případě zahřátí
posune rovnováha na stranu produktů
2. změnou tlaku
Při reakci při které se snižuje
počet molů se v případě snížení tlaku
posune rovnováha na stranu reaktantů (tj. směrem k vyššímu počtu molů)
Při reakci při které se snižuje
počet molů se v případě zvýšení tlaku
posune rovnováha na stranu produktů (tj. směrem k nižšímu počtu molů)
Při reakci při které se zvyšuje
počet molů se v případě snížení tlaku
posune rovnováha na stranu produktů (tj. směrem k vyššímu počtu molů)
Při reakci při které se zvyšuje
počet molů se v případě zvýšení tlaku
posune rovnováha na stranu reaktantů (tj. směrem k nižšímu počtu molů)
3. změnou koncentrace
Při reakci, při které se odebírají
produkty, se posunuje rovnováha na stranu produktů (tj. nahrazuje se koncentrace produktů snižovaná
odběrem)
Při reakci, při které se přidávají
reaktanty, se posunuje rovnováha na stranu produktů (tj. snižuje se koncentrace reaktantů zvyšovaná
přidáváním)
rovnováha
k reaktantům – reakce se zastaví
rovnováha
k produktům – reakce se urychlí