RYCHLOST CHEMICKÝCH REAKCÍ, CHEMICKÁ ROVNOVÁHA, ENZYMY, VITAMÍNY

II.

Selektivní katalyzátor = vede reakci jedním směrem
(enzymy)

 Heterogenní – katalyzátor zpravidla pevný (Pt) a reaktanty

plyny nebo kapaliny

− TERMOCHEMICKÉ ZÁKONY

o Počítáme pomocí nich reakční tepla

I.

Lavoisier-Laplaceův = reakční teplo přímé a zpětné reakce je až na znaménko
stejné

II.

Hessův – výsledné rekční teplo nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek
na produkty, ale pouze na počátečním a koncovém stavu

𝛥𝐻0 = 𝛥𝐻1

0 + 𝛥𝐻

2

0

− CHEMICKÁ ROVNOVÁHA:

o U reakcí, které probíhají oběma směry – reakce zvratné
o Reakce nezvratné, př. hoření, denaturace bílkovin, …
o = stav soustavy, ve kterém se nemění její složení, i když v ní stále probíhají

chemické děje, A + B ↔ C + D stále stejná koncentrace

o Rychlost reakcí (přímé a zpětné) závisí na koncentraci látek a teploty

(rychlostní konstanta)

o V každý okamžik reakce budou v soustavě přítomné všechny látky, po

ustanovení rovnováhy jsou reaktanty a produkty ve stejném poměru

𝐾𝑐 =

[𝐻𝐼]2

[𝑁2]⋅[𝐼2]

Kc = rovnovážná konstanta reakce

o K je závislá na teplotě, najdeme ji v tabulkách

4

− Zákon chemické rovnováhy:

𝐾𝐶 =

[𝐶]𝐶 ⋅ [𝐷]𝑑

[𝐴]𝑎 ⋅ [𝐵]𝑏

o Je-li K > 1 vzniká více produktů, rovnováha posunutá doprava → přímá reakce
o Je-li K < 1 vzniká více reaktantů, rovnováha posunutá doleva → zpětná reakce
o Rovnovážnou konstantou u plynných složek vyjadřujeme pomocí parciálních

tlaků složek (zn. KP)

o K > 104 – prakticky úplná přeměna výchozích látek na produkty
o K < 10-4 – reakce téměř neprobíhá
o Chemickou rovnováhu lze ovlivnit:

▪ Koncentrací látek
▪ Teplotou
▪ Tlakem
▪ Objemem

o Princip akce a reakce → Le Chateliérův princip = porušení rovnováhy vnějším

zásahem (akcí) vyvolá děj (reakce) směřující ke zrušení účinku tohoto zásahu

o Katalyzátor má vliv pouze na rychlost reakce, ne na její rovnováhu

AKCE

REAKCE – rovnováha se posune ve směru

Přidání výchozích látek

Produktů

Odebírání produktů

Produktů

Přidání produktů

Reaktantů

Zvýšení tlaku

Menšího počtu částic

Snížení tlaku

Většího počtu částic

Zvýšení teploty

Endotermického průběhu

Snížení teploty

Exotermického průběhu

− TYPY CHEMICKÉ ROVNOVÁHY:

A. PROTOLYTICKÁ – přenos H+, reakce mezi kyselinami a zásadami

I.

Disociace = štěpení látky na ionty

▪ Disociace kyseliny

𝐾𝐴 =

[𝐻3𝑂+]⋅[𝑂𝐻−]

[𝐻𝐴]

 Vyšší KA → silnější kyselina
 KA > 10-2 = silná kyselina, 10-4 < KA < 10-2 = středně silná

kyselina, KA < 10-4 = slabá kyselina

 Obecně: čím větší rozdíl počtu atomů H a O, tím silnější

kyselina

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 (nejsilnější)

5

▪ Disociace zásady

𝐾𝐵 =

[𝐻𝐵+]⋅[𝑂𝐻−]

[𝐵]

 Silné zásady – silně poutají H+, př. NaOH, KOH