kinetika

• chemická kinetika - Zabývá se průběhem chemických reakcí a faktory, které ji ovlivňují; zabývá se rychlostí přeměny výchozích látek na produkty a vysvětluje mechanismus těchto reakcí.
• izolované reakce -

  • Probíhají samy -> žádné jiné reakce, které na ně jsou nějak vázány (nemají společné reaktanty ani produkty)
  • Jenom jedna reakce v soustavě

  A + B -> C
• simultánní reakce -

  • Může probíhat několik ch.reakcí (2 a více)
• simultánní reakce zvratné -

  • Z reaktantů vznikají produkty a ve stejném okamžiku z produktů vznikají reaktanty 
  • Směřují do rovnovážného stavu
  • a + b -><- c
  • I2 + H2 -> 2HI
• simultánní reakce paralelní -

  • Společné reaktanty (nebo zčásti společné) reagují za vzniku různých produktů
  •  Častější v organické chemii

  CH3CH2OH + H2O -> CH2CH2

  CH3CH2OH + O2 ->CH3CHO
• simultánní reakce následné -

  • Produkt se stává reaktantem následující reakce

  CH3CH3 +O2 -> CH3CH2OH + O2 -> CH2CHO + O2 -> CH3COOH
• teorie reakční kinetiky

  • srážková teorie
  • Teorie aktivovaného komplexu
• srážková teorie

  • Vychází z teorie účinných (efektivních) srážek
  • Aby byla srážka účinná (efektivní), musí být molekuly výchozích látek v okamžiku srážky vhodně orientovány
  • Musí mít dostatečnou kinetickou energii (aby se mlk. srazily)
  • Reakční koordináta: = graf závislosti energie na čase
• Teorie aktivovaného komplexu

  • Reagující částice vytvoří nejdříve aktivovaný komplex, charakterizován hodnotou Ea (rozdíl energie aktivovaného komplexu a VL), zánik vazeb a vznik nových
  • Aktivovaný komplex předpokládá současný vznik nových a zánik starých vazeb 
  • teorie aktivovaného komplexu má příznivější energetickou bilanci
  • ΔH - závisí pouze na počátečním a konečném stavu, nikoli na mechanismu (průběhu reakce) ->2.termodyn zákon
  • ->obě teorie se nevylučují, ale doplňují!!!
• RYCHLOST CHEMICKÉ REAKCE

   úbytek/přírůstek látkového množství kterékoliv výchozí látky/produktu za jednotku času dělený stechiometrickým koeficientem

  • Rychlost reakce dána časovým úbytkem koncentraví c východních látek, nebo přírůstkem koncentrací c produktů
• kinetická rovnice - k ~ rychlostni konstanta (závisí na teplotě)

  • Rychlost ch.látek je dána součinem okamžitých koncentrací VL (neP)
  • Platí pouze pro jednoduché reakce (VL -> P)
  • Platí pro složité reakce (VL -> P1 -> P2 -> Pn)
• FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ REAKČNÍ RYCHLOST

  1. Charakter látek (Na, K + H2O)
  2. Velikost styčných ploch, povrch reaktantů (prášek x hrudka)
  3. Koncentrace
  4. teplota
  5. tlak
  6. katalyzátor
• FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ REAKČNÍ RYCHLOST

  1. Koncentrace

  • Kinetická rovnice
  • Pokud probíhá za konstantní teploty, je její rychlost přímo úměrná součinu koncentrací výchozích látek
  • Směřuje do rovnovážného stavu
• FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ REAKČNÍ RYCHLOST

  1. Teplota

  • Arrheniova rovnice:
  • Zvýšením teploty o 10°C -> 2x – 4x zrychlí
• FAKTORY OVLIVŇUJÍCÍ REAKČNÍ RYCHLOST

  1. Katalyzátor

  • KATALYZÁTOR = látka, ovlivňující CHR. Účastní se reakce, ale zůstává po ní nezměněna
  • Pozitivní- snižuje Ea a urychlují reakci (zvyšuje reakční rychlost)
  • Inhibitory (negativní) - zvyšují Ea zpomalují reakci; stabilizátory (zabraňují působení k.) a katalytické jedy
  • KATALÝZA = ovlivňování CHR katalyzátorem
  • Homogenní - reaktanty a katalyzátor jsou ve stejné fázi (plynné, kapalně)
  • Heterogenní katalyzátor vytváří zvláštní fázi (k: pevný a reaktanty plynné nebo kapalné)
• TERMOCHEMIE

  • Zabývá se tepelnými změnami při ch.r.
  • Termochemická rovnice = chem.rovnice + údaje o skupenství látek + tepelné zabarvení reakce (reakční teplo)
• TERMOCHEMICKÉ ZÁKONY

  1. Laplace-Lavoisierův zákon, 1.TZ

  • reakční teplo přímé a zpětné reakce jsou stejné až na znaménko

  1. Hessův zákon, 2.TZ

  •  tepelné rozhraní reakce závisí pouze na výchozím a konečném stavu reakce
• Reakční teplo Q (Qm -molární)

  • Q [kJ], které soustava přijme/ odevzdá do okolí, jestliže reakce proběhne v rozsahu 1 mol základních reakčních přeměn
  • Izochorický (objem konst.): Qm = ΔU (vnitřní energie)
  • Izobarický (tlak konst.): Qm = ΔH (entapie)
• 1. Reakční slučovací teplo

  • Standardní reakční teplo CHR, při níž z prvků ve standartním stavu vznikne 1 mol sloučeniny ve stand. stavu
  • Anorganické sloučeniny
  • Pro prvky = 0
• 1. Reakční spalné teplo

  • Reakce při níž 1 mol sloučeniny ve stand.stavu zoxiduje konečný oxidační produkt
  • Organické sloučeniny
  • Pro vodu = 0
• TEORIE REAKČNÍ KINETIKY

  • Srážková teorie - vhodná orientace molekul, dostatečná Ev
  • Částice se musí srazit, pak reagovat
  • Musí mít vhodnou prostorovou orientaci a dostatečnou energii 
  • Aktivační energie - potřebná k rozštěpení vazeb
  • Reakční koordináta - průběh změny energie v čase
  • Exotermická reakce - teplo se uvolňuje
  • Endotermická reakce – teplo se spotřebovává