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