7.Kinetika chemických reakcích
Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu PDF.
Kinetika chemických reakcích
zabývá se rychlostmi chemických reakcích a faktory, které je ovlivňují
závisí na koncentraci výchozích látek, teplotě a katalyzátorech
Teorie aktivních srážek částice se musí srazit, srážka musí být účinná
částice musí být vhodně orientovány k sobě
původní vazby se poruší a vznikají nové vazby
částice musí mít minimální aktivační energii (E
A), aby došlo k přeměně
H
2 + Cl2 → 2HCl (H–H + Cl–Cl → 2H–Cl)
osa x je průběh reakce od reaktantů k produktům
osa y je energie reagujících a vznikajících částic
H je rozdíl mezi E
A přímé a zpětné reakce
s rostoucí teplotou dosahuje více molekul aktivační energie
s rostoucí teplotou je více molekul, jejichž energie dosahuje aktivační energie
dostatečným snížením teploty lze zastavit průběh jakékoliv reakce
má–li proběhnout chemická reakce, reagující částice musí mít při srážce
dostatečnou a vhodnou prostorovou orientaci
CO (g) + NO
2 (g) → CO2 (g) + NO (g)
Teorie aktivovaného komplexu aktivační energie potřebná k vytvoření aktivovaného komplexu je nižší než
aktivační energie potřebná k úplnému rozštěpení na produkty
A–A + B–B → A–A–B–B → 2A–B
Vliv koncentrace na průběh reakce čím větší koncentrace, tím vyšší rychlost reakce (aA + bB → cC + dD)
větší koncentrace, více částic, častější srážky, větší rychlost
Gultberg – Waagový zákon
rychlost chemických reakcí je přímo úměrná koncentraci výchozích látek (v
1 = v2)
k
1 A
a Bb = k2 Cc Dd
K =
k1
k2
=
Cc Dd
Aa Bb
v průběhu reakce ubývá výchozích látek a přibývá produktů (reakce zpomaluje až
se zcela zastaví)
molekularita reakce (číslo udávající počet částic, které musí srazit, aby došlo
k bimolekulární reakci)
s klesající koncentrací výchozích látek, klesá rychlost reakce v
1 a naopak
vzhledem k rostoucí koncentraci produktů roste rychlost reakce v
2
po určité době se rychlosti obou reakcí vyrovnají (v
1 = v2)
po dosažení rovnováhy se koncentrace nemění, obě reakce probíhají i neustále
Rychlost chemické reakce časový úbytek molární koncentrace reaktantů nebo přírůstek molární koncentrace
produktů dělený jeho stechiometrickým koeficientem (aA + bB → cC + dD)
v = k Aa Bb
k (rychlostní konstanta)
a, b (řády reakce vůči látkám A, B)
(koncentrace)
v = –
A
at
= –
B
bt
=
C
ct
=
D
dt
A (změna molární koncentrace látky A)
a (stechiometrický koeficient látky A)
t (časový interval)
Vliv teploty na průběh reakce čím větší teplota, tím větší rychlost a častější srážky
van‘t Hoffovo pravidlo