Energie v chemických reakcích

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "Energie v chemických reakcích"

Klára Sedláčková
před 9 lety
Počet zobrazení:

1 Energie v chemických reakcích Energetická bilance reakce CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl rozštěpení vazeb vznik nových vazeb V chemických reakcích dochází ke změně vazeb mezi atomy. Vazebná energie uvolnění při vzniku a pohlcení při štěpení. Výsledná energie závisí na tom, která energie převyšuje (exergonické a endergonické reakce) Typ energie většinou tepelná (tepelné zabarvení reakce) závisí na typu vazeb, skupenství, podmínkách reakce, krystalické modifikaci atd. Termochemie část termodynamiky, která studuje tepelné zabarvení chemických reakcí Reakční teplo reakční teplo chemických reakcí se charakterizuje změnou entalpie H H = H 2 H1 H je rovna rozdílu entalpií produktů H 2 a výchozích látek H 1 Entalpie je energie, obsažená v látce, tzv. tepelný obsah látky, navenek se projevuje jako tepelná energie, je to stavová veličina (její změna je dána rozdílem konečného a výchozího stavu). Typy termochemických reakcí a) exotermní teplo se uvolňuje H < 0 b) endotermní teplo se spotřebovává H > 0

Výsledná energie závisí na tom, která energie převyšuje (exergonické a endergonické reakce) Typ energie většinou tepelná (tepelné zabarvení reakce) závisí na typu vazeb, skupenství, podmínkách

2 Termochemická rovnice zápis termochemické reakce C 2 H 4 (g) + H 2 (g) = C 2 H 6 (g) ; H = -136,6 kj/mol CO 2 (g) + H 2 (g) = 2 CO (g) ; H = 41,1 kj/mol exotermní reakce endotermní reakce g gaseus, plyn; 2 liquidus, kapalina; s solidus, pevná látka; aq aqua, vodný roztok Molární reakční teplo molární reakční teplo se vztahuje vždy na 1 mol reakčních přeměn, tj. na takové látkové množství jednotlivých složek, jaké udávají stechiometrické koeficienty v chemické rovnici. CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l); H = -893,34 kj/mol množství tepla platí pro 1 mol CH 4 a CO 2 a 2 mol O 2 a H 2 O závisí na modifikaci, skupenství, tlaku, teplotě Standartní reakční teplo H změna entalpie za standartních podmínek (tlak 0,1 MPa, teplota 298 K, tj. 25 C Termochemické zákony a) První termochemický zákon (Lavoisierův Laplaceův) Reakční tepla přímé a zpětné reakce jsou až na znaménka stejná překonává se stejný energetický rozdíl CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g) ; H = - 41,1 kj/mol CO 2 (g) + H 2 (g) = CO (g) + H 2 O (g) ; H = 41,1 kj/mol a) Druhý termochemický zákon (Hessův) Jakákoliv změna entalpie závisí pouze na konečném a výchozím stavu soustavy a nezávisí na stavech přechodných tepelné zabarvení reakce nezáleží na tom, jak sloučenina vznikne a rovná se součtu tepelných zabarvení dílčích reakcí Sn (s) + 2 Cl 2 (g) = SnCl 4 (l) ; H = - 544,7 kj/mol Sn (s) + Cl 2 (g) = SnCl 2 (l) ; H A = - 349,4 kj/mol SnCl 2 (l) + Cl 2 (g) = SnCl 4 (l) ; H B = -195,3 kj/mol

na takové látkové množství jednotlivých složek, jaké udávají stechiometrické koeficienty v chemické rovnici.

3 H = H A + H B H = - 544,7 kj/mol Mnohdy nejde teakční teplo přímo změřit, proto se využívá spalných tepel slučovacích tepel Jiné faktory, ovlivňující energetiku reakce Entropie S míra neuspořádanosti systému čím je systém neuspořádanější, tím má vyšší entropii samovolně probíhají děje směřující k vyšší neuspořádanosti, k vyšší entropii S = S 2 S1 jednotka S je J.K -1 Gibbsova energie G vztah mezi H a S G = H - T S samovolné děje směřují k minimální hodnotě Gibbsovy energie G = H - T S G < 0 samovolný děj (např. vypařování vody za suchého dne) G > 0 nesamovolný děj (např. rozdělení plynů, které jsou součástí vzduchu)

neuspořádanosti, k vyšší entropii S = S 2 S1 jednotka S je J.

4 Reakční kinetika studuje rychlost chemických reakcí a závislost rychlosti na podmínkách, při kterých reakce probíhají (teplota, tlak, koncentrace, katylyzátory ) Zákony reakční kinetiky 1. Guldbergův Waageův zákon vliv koncentrace na rychlost reakce 2. Arrheniův zákon vliv teploty a katalyzátoru na rychlost reakce Dělení reakcí z hlediska kinetiky podle rychlosti (rychlé a pomalé) podle fázového složení o homogenní (stejná fáze) o heterogenní (různé fáze) Reakční rychlost změna koncentrace výchozích látek nebo produktů za jednotku času rychlost reakce je hodnota kladná závisí na typu látky, jejíž koncentraci měříme

Arrheniův zákon vliv teploty a katalyzátoru na rychlost reakce Dělení reakcí z hlediska kinetiky podle rychlosti (rychlé a pomalé) podle fázového složení o

5 Teorie reakční kinetiky 1. Srážková teorie (teorie aktivních srážek) dvě částice se musí srazit, aby proběhla reakce srážka musí být účinná o částice musí mít dostatek kinetické energie (aktivační energie) k překonání energetického valu o u složitějších mlekul má na efektivnost srážky vliv i orientace částic 2. Teorie aktivovaného komplexu (teorie absolutních reakčních rychlostí) částice s dostatečnou energií a vhodnou prostorovou orientací vytvářejí po srážce nejdříve aktivovaný komplex (na vrcholu energetického valu). Ten se pak rozpadá za vzniku příslušných produktů reakční rychlost je přímo úměrná koncentraci aktivovaných komplexů

(aktivační energie) k překonání energetického valu o u složitějších mlekul má na efektivnost srážky vliv i orientace částic 2.

6 Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce 1. Vliv koncentrace Rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu koncentrací reagujících látek. Zákon Guldbergův Waageův čím větší koncentrace, tím rychlejší reakce k..rychlostní konstanta a, b.stechiometrické koeficienty kinetická rovnice Reakční mechanismus soubor dílčích reakcí, kterými se reaktanty mění v produkty reakce Příklad: 4 HBr (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g) v = k. [HBr] 4. [O 2 ] zvýšení koncentrace HBr by mělo ovlivnit rychlost reakce jinak než O2 experiment ukázal, že ji obě látky ovlivňují stejně Dílčí reakce HBr + O 2 = HOOBr pomalá reakce HOOBr + HBr = 2 HOBr rychlá reakce HOBr + HBr = H2O + Br 2 rychlá reakce HOBr + HBr = H2O + Br 2 rychlá reakce limitující je nejpomalejší reakce (jako nejpomalejší auto v koloně aut) kinetická rovnice je tedy v = k. [HBr].[O 2 ] Řád reakce je roven součtu exponentů koncentrací látek v příslušné kinetické rovnici řád předchozí reakce je 2 může být i zlomek, záleží na mechanismu reakce Molekularita reakce počet molekul účastnících se procesu srážky většinou bývají bimolekulární reakce 2. Vliv teploty Zvětšení teploty o 10 C vzroste reakční rychlost dvojnásobně až čtyřnásobně vant Hoffovo pravidlo dává matematické vysvětlení vlivu teploty a katalyzátoru

stechiometrické koeficienty kinetická rovnice Reakční mechanismus soubor dílčích reakcí, kterými se reaktanty mění v produkty reakce Příklad: 4 HBr (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (g) + 2 Br 2 (g) v = k.

7 při zvýšení teploty se exponent zmenší a protože je záporný, zvětší se rychlostní konstanta a tím i rychlost reakce při zmenšení aktivační energie se exponent zmenší a protože je záporný, zvětší se rychlostní konstanta a tím i rychlost reakce exponenciální charakter závislosti, tj. při malém zvýšení tzeploty nastává velký vzrůst rychlosti reakce 3. Vliv katalyzátoru Katalyzátory jsou látky, které již v nepatrném množství značně ovlivňují rychlost reakce, Katalyzátory pozitivní snižují E A 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 katalyzátor MnO 2 negativní (inhibitory) zvyšují E A 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 katalyzátor močovina Mechanismus působení katalyzátoru účastní se tvorby aktivovaného koplexu a ovlivňuje aktivační energii (E A ) Typy katalýzy 1. homogenní katalyzátor a reaktanty v 1 fázi 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 katalyzátor kyselina sírová 2. heterogenní katalyzátor a reaktanty v různých fázích 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 katalyzátor MnO 2 Závěr: k. reagují již v malém množství a značně ovlivňují rychlost reakce k. není výchozí látkou ani produktem k. se po reakci regeneruje k. ovlivňuje rychlost reakce, ale nemá vliv na chemickou rovnováhu 4. Další faktory ovlivňující rychlost reakce velikost částic (stupeň rozmělnění) míchání soustavy aj..

Vliv katalyzátoru Katalyzátory jsou látky, které již v nepatrném množství značně ovlivňují rychlost reakce, Katalyzátory pozitivní snižují E A 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 katalyzátor MnO 2 negativní

8 Chemická rovnováha Rovnovážný stav při chemické reakci dochází i ke srážkám mezi produkty reakce a k jejich rozštěpení za určitou dobu se ustálí koncentrace reaktantů i produktů na určité hodnotě rychlost přímé a zpětné reakce se vyrovná Obecně platí Guldberg Waagův zákon chemické rovnováhy chemická rovnováha má dynamický charakter přímá i zpětná reakce probíhají se stejnou rychlostí od času t 0 nastává rovnovážný stav charakterizovaný neměnnými (rovnovážnými) koncentracemi

Obecně platí Guldberg Waagův zákon chemické rovnováhy chemická rovnováha má dynamický charakter přímá i zpětná reakce

9 u plynů lze použít i parciální tlaky jednotlivých složek Rovnovážné složení soustavy lze hodnotit podle číselné hodnoty rovnovážné konstanty: Faktory ovlovňující chemickou rovnováhu Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující ke zrušení vnějšího zásahu. Le Chatelierův princip Různé typy chemických rovnováh Existují různé typy rovnovážných konstant v závislosti natypu reakce 1. Disociakční konstanta pro acidobazické reakce 2. Iontový součin vody pro autoprotolýzu vody K H = [H 3 O + ]. [OH - ] 3. Součin rozpustnosti pro srážecí reakce

Le Chatelierův princip Různé typy chemických rovnováh Existují různé typy rovnovážných konstant v závislosti natypu reakce 1.

10 4. Disociační konstanta komplexu pro komplexorvorné reakce 5. Redoxní konstanta pro redoxní reakce

Podobné dokumenty

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/ Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/ Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce