1 • • •REAKČNÍ KINETIKA •Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí • Chemická povaha reaktantů - reaktivita • Fyzikální stav reaktantů – homogenní vs. heterogenní reakce • Teplota 10 °C – zvýšení rychlosti 2x – 3x zýšení tělesné teploty o 0,5 °C – spotřeba O2 o 7% • Katalýza • • • rychlost reakce = = • změna koncentrace _ •čas • •X Y •mol.l-1 •s •xX + yY zZ • 2 • •REAKČNÍ KINETIKA •xX + yY zZ •Rychlost chemické reakce, v: •k............. rychlostní konstanta •[X], [Y] .... molární koncentrace reagentů •t .............. čas •Rychlost chemické reakce závisí na povaze reagentů (reaktivita, fyzikální stav), jejich koncentraci, teplotě, tlaku, použitém rozpouštědle, případně dalších faktorech. 3 • •k...... rychlostní konstanta •A .... preexponenciální faktor •Ea.... aktivační energie •R..... univerzální plynová konstanta •T ..... absolutní teplota (K) • •Arrheniova rovnice •Srážková teorie rychlosti chemických reakcí: Reaktanty, které se mají chemicky změnit se musí setkat – srazit. • Frekvence srážek - teplota, tlak (většinou isobaricky), koncentrace •REAKČNÍ KINETIKA •Vliv teploty •Eyringova rovnice (teorie transitního stavu) • •kB....... Boltzmannova konstanta •h ........ Planckova konstanta •DG‡.... Gibbsova aktivační energie 4 •REAKČNÍ KINETIKA •tepelné zabarvení reakce • •aktivační energie vs. reakční teplo • •C + O2 •CO2 •Ea •Exotermní reakce •DH • •KClO3 •KCl + O2 •Ea •Endotermní reakce •DH •E´a •katalyzovaná reakce • •KClO3 KCl + 3O2 •420 °C •270 °C •MnO2 5 • •CHEMICKÁ ROVNOVÁHA •a A + b B c C + d D •Rovnovážná konstanta •(Guldberg, Waage) • •k •k’ •Rovnovážný stav: v = v’ • • • •A + B •C + D •DG‡ •DG0 •DG‡(‘) 6 •KYSELINY, ZÁSADY A IONTOVÉ SLOUČENINY •ELEKTROLYTY: Sloučeniny jejichž roztoky nebo taveniny vedou elektrický proud. • Vodivost elektrolytů je zprostředkována ionty. • •Vznik iontů: • disociace (např. KCl = K+ + Cl - ) • • ionizace • • • • • • • • • • • •Podle stupně disociace (ionizace) dělíme elektrolyty na slabé a silné. • •Hlavními producenty iontů jsou kyseliny, zásady a soli. 7 •KYSELINY A ZÁSADY •Autoionizace (disociace) vody • •2 H2O H3O+ (aq.) + OH - (aq.) •hydroxoniový i. •hydroxidový i. •[H3O+] = [OH -] = 1 x 10 –7 mol.l-1 (25 °C) •Iontový součin vody: • • •Svante ARRHENIUS (1859 - 1927) • • „Kyseliny produkují ionty H+ v roztocích“ • 1884 - PhD .......... 1903 - Nobelova cena • • •Johannes BRØNSTED (1879 – 1947) • • Kyseliny – látky poskytující proton (H+). • Zásady (Báze) – látky schopné přijímat proton (H+). 8 • •IONIZAČNÍ (disociační) KONSTANTA • H-A + H2O H3O+ + A - • B + H2O BH+ + OH - •Pro vodné roztoky: pKa + pKb = 14 •pKa, pKb, pH, pOH •- logX = pX •pH < 7 ..... kyselé •pH = 7 ..... neutrální •pH > 7 ..... zásadité •konjugovaný pár •konjugovaný pár •konjugovaný pár •konjugovaný pár 9 •Hodnoty Ka a pKa některých kyselin při 25 °C 10 •Hodnoty Kb a pKb některých bazí při 25 °C 11 •PUFRY •Tlumivé roztoky •.. tlumí změny pH, tj. přídavek báze nebo kyseliny hodnotu jejich pH výrazně nezmění. Nejlépe se osvědčují směsi slabé kyseliny nebo báze a jejich příslušné soli. • • • •a << 1 >> g •Slabé kyseliny a báze hydrolyzují jen málo => • •Henderson - Hasselbalch •Př.: acetátový pufr 100ml, kys. octová (AcOH) a octan sodný 1 mol/l :1 mol/l => pH = 4.74 • přídavek 1 ml HCl o c = 1 mol/l => c(AcOH) = 1.00 mol/l; c(AcONa) = 0.98 mol/l • pH = 4.74 – 0.009 = 4.73 • •1 ml HCl (c = 1 mol/l) do 100 ml vody pH = 7 => c(HCl) = 0.0099 => pH = 2.004 • •karbonátový pufr v krvi (HCO3-/CO2(aq)) pH = 6,51 • •fosfátový pufr v buňkách (H2PO4-/HPO42-) pH = 7,2 12 •OXIDAČNĚ REDUKČNÍ (REDOXNÍ) REAKCE •Oxidační stupeň (číslo) – mocenství • Formální náboj atomu v molekule (iontu), který získá, pokud jsou vazebné elektrony přisouzeny atomům s vyšší elektronegativitou. Elektrony na vazbách atomů stejného druhu se neuvažují. • •Redoxní reakce – takové reakce, při kterých dochází ke změnám mocenství atomů v reagujících sloučeninách. • •Oxidace = zvyšování mocenství (odebírání elektronů, např. vazby k O) •Redukce = snižování mocenství (dodávání elektronů, např. vazby k H) • •C-2 C+2 • •Cr2+6 2 Cr3+ •-4e- •+6e- •3 C-2 3 C+2 • •2 Cr2+6 4 Cr3+ •-12e- •+12e- •3 •2 •4 •3 •16 •4 •+ 11 H2O •Př.: CH3OH + K2Cr2O7 + HCl HCOOH + CrCl3 + KCl 13 • •OXIDAČNĚ REDUKČNÍ (REDOXNÍ) REAKCE • •Redukční potenciál (E) • •potenciál elektrodové reakce zapsané jako redukce. •Nelze stanovit absolutně => arbitrárně stanoven nulový standardní redukční potenciál pro reakci: •2H+ + 2e- H2 (g) E0 = 0 V zakl003 •Redoxní reakce probíhají spontánně ve směru pozitivnějšího E. • • • • • (Nernst) 14 • •OXIDAČNĚ REDUKČNÍ (REDOXNÍ) REAKCE •Předpověď směru samovolné reakce: •Redoxní reakce (článek) • • •Př.: Zn(s) + Cl2(g) Zn2+(aq) + 2Cl-(aq) •(Nernst-Peters) • 15 zakl002 •