Reakční kinetika

Chemická rovnováha

= Stav soustavy, kdy je vv přímé a zpětné reakce stejná a tudíž se složení soustavy nemění

Př.:

aA+bB⟶prˇıˊmaˊcC+dDaA+bB⟵zpeˇtnaˊcC+dDv1=k1⋅[A]a⋅[B]bv2=k2⋅[C]c⋅[D]dv1=v2\begin{align*} a\text{A} + b\text{B} &\overset{\text{přímá}}{\longrightarrow} c\text{C} + d\text{D} \\[0.5em] a\text{A} + b\text{B} &\overset{\text{zpětná}}{\longleftarrow} c\text{C} + d\text{D} \\[1em] v_1 &= k_1 \cdot [\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b \\ v_2 &= k_2 \cdot [\text{C}]^c \cdot [\text{D}]^d \\[1em] v_1 &= v_2 \end{align*}

→\to Složení soustavy se nemění, ale reakce probíhají = dynamická rovnováha

k1⋅[A]a⋅[B]b=k2⋅[C]c⋅[D]dKc=k1k2=[C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]bKc=[C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]b\begin{align*} k_1 \cdot [\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b &= k_2 \cdot [\text{C}]^c \cdot [\text{D}]^d \\[0.5em] K_c = \frac{k_1}{k_2} &= \frac{[\text{C}]^c \cdot [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b} \end{align*} \\[0.5em] K_c = \frac{[\text{C}]^c \cdot [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b}

= Guldberg-Waagův zákon

KcK_c ... rovnovážná konstanta reakce

[C],[D],[A],[B][\text{C}], [\text{D}], [\text{A}], [\text{B}] ... rovnovážné koncentrace (koncentrace látek v soustavě s chemickou rovnicí) [mol⋅dm−3][\text{mol} \cdot \text{dm}^{-3}]

Guldberg-Waagův zákon

Součin rovnovážných koncentrací produktů umocněných na stechiometrické koeficienty dělený součinem rovnovážných koncentrací reaktantů umocněných na stechiometrické koeficienty je za daných podmínek konstantní a roven rovnovážné konstantě reakce.

Hodnoty rovnovážné konstanty

  • K=1K = 1:

    V rovnovážné směsi je stejná koncentrace reaktantů i produktů

  • K>1K > 1:

    V rovnovážné směsi převažují produkty

  • K<1K < 1:

    V rovnovážné směsi převažují reaktanty

Pokud K>104K > 10^4, reakce proběhla zcela na stranu produktů

Pokud K<10−4K < 10^{-4}, reakce neproběhla vůbec

Stupeň konverze

Značí se α\alpha

Vyjadřuje jaká část reaktantů se přeměnila na produkty

α=nzreagn0=n0−nrovnn0\alpha = \frac{n_\text{zreag}}{n_0} = \frac{n_0 - n_\text{rovn}}{n_0}

n0n_0 ... počáteční látkové množství daného reaktantu

nzreagn_\text{zreag} ... látkové množství zreagovaného reaktantu

nrovnn_\text{rovn} ... látkové množství reaktantu v rovnovážné směsi / reaktantu, který nezreagoval

α=0→\alpha = 0 \to reakce neproběhla

α=1→\alpha = 1 \to reakce proběhla na 100 %100 \space \%

Hodnota α\alpha závisí na teplotě (stejně jako KcK_c) a na počátečním množství (narozdíl od KcK_c)

→\to Výpočet α\alpha je snažší, ale tabelovat ho je složitější

Posuny chemické rovnováhy

= Vnější zásahy, které vedou k porušení rovnováhy

Řídí se zákonem akce a reakce = Le Chatelier-Braunův princip

Znění:

Porušíme-li chemickou rovnováhu vnějším zásahem (akcí), vyvoláme v soustavě děj (reakci), který vede k potlačení účinku akce.

Faktory posunující chemickou rovnováhu

  1. Změna koncentrace látek:

    1. Akce: Přidáme některý z reaktantů = zvýšení koncentrace reaktantů

      Reakce: Vede ke snížení koncentrace reaktantů – proběhne reakce přímá (= rovnováha se posune doprava)

    2. Akce: Odebíráme některý z produktů (např. oddestilováním) = snížení koncentrace produktů

      Reakce: Vede ke zvýšení koncentrace produktů – proběhne reakce přímá (= rovnováha se posune doprava)

  2. Změna teploty:

    R⇆PΔH=−158 kJ⋅mol−1\begin{align*} R &\leftrightarrows P \\ \Delta H &= -158 \space \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1} \end{align*}

    Enthalpie je záporná →\to reakce je exotermická

    R→PR \to P je exotermická reakce, R←PR \leftarrow P je endotermická reakce

    Akce: Soustavu zahřejeme = dodáme teplo

    Reakce: Zbavení se tepla

    Teplo se spotřebuje endotermickou reakcí →\to zvýší se rychlost reakce zpětné (= rovnováha se posune doleva)

  3. Změna tlaku:

    Omezení:

    • Soustava obsahuje plynné složky

    • Látková množství plynných složek na každé straně rovnice jsou různá

    Zvýšení tlaku →\to reakce se posune ve směru strany s nižším látkovým množstvím

    Snížení tlaku →\to reakce se posune ve směru strany s vyšším látkovým množstvím

  4. Katalyzátor:

    Př.:

    2 H2O2⇆MnO22 H2O+O22 \space \text{H}_2\text{O}_2 \overset{\text{MnO}_2}{\leftrightarrows} 2 \space \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2

    Ovlivňuje jen vv reakce, neovlivňuje chemickou rovnováhu (sníží EAE_A pro reaktanty i pro produkty)