1
Chemická kinetika
Chemická kinetika studuje
• Rychlost chemických reakcí
• Mechanismus reakcí (reakční kroky)
Rychlé reakce – výbuch H2 + O2, neutralizace H+ + OH
Pomalé reakce – rezivění železa
Časová závislost průběhu
chemických reakcí
Rychlost = Závislost koncentrace
na čase
Rozdíl od termodynamiky,
která nezjišťuje časový průběh
2
Reakční kinetika
Časová závislost průběhu chemických reakcí
Závislost koncentrace na čase
1850 Wilhelmy: hydrolýza sacharozy
1864 Guldberg a Waage K = k1/k2 = [C]c [D]d / [A]a [B]b
1865 Harcourt, Esson: HI + H2O2
KMnO4 + (COOH)2
1884 Van’t Hoff: MeCOOEt + OH
n = řád reakce, k = rychlostní konstanta
empiricky odvodil k = A exp(E /RT)
1889 Arrhenius: interpretoval Ea = energetická bariéra reakce
n
kc
dt
dc

3
Reakční rychlost
Změna koncentrace výchozí látky R (úbytek) nebo produktu
P (nárůst) za jednotku času
Okamžitá rychlost úbytku výchozí látky d[R]/dt (směrnice)
Okamžitá rychlost tvorby produktu d[P]/dt (směrnice)
Reakční rychlost s časem klesá, pokles koncentrace reaktantů
úbytek výchozí látky nárůst produktu
R  P
Čas, sČas, s
Koncentrace,moll-1
Rychlost = směrnice
Rychlost = směrnice
Koncentrace,moll-1
4
Reakce 2 NO2  2 NO + O2 při 300 °C
0.0003
70s
O2
0.0025
0.005
0.0075
0.0100
0.0006
70s
0.0026
110 s
NO2
NO
50 100 150 200 250 300 350 400
Concentrations(mol/L)
Time (s)
[NO2 ]
t
Průměrná rychlost
Změna koncentrace za čas
 
t
A


Čas, s
Koncentrace,moll-1
5
Počáteční rychlost
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
0 20 40 60 80 100
time
[C]
Směrnice = počáteční rychlost
Směrnice = okamžitá rychlost
v průběhu reakce
Rychlost reakce v čase t =0
Jednotky reakční rychlosti vždy [mol l1 s1]
Čas, s
Koncentrace,moll-1
n
kc
dt
dc

6
Vyjádření reakční rychlosti
A + 2 B  3 C + D
       
dt
Bd
dt
Ad
dt
Cd
dt
Dd
Rychlost
2
1
3
1

Stechiometrické koeficienty pro porovnání
• Úbytku různých reaktantů
• Vzniku různých produktů
7
Reakční rychlost
2 NO2  2 NO + O2
     
dt
Od
dt
NOd
dt
NOd
Rychlost 22
2
1
2
1

Koncentrace,moll-1
8
Examples of Reaction Rates
NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g)
2 NO2(g) + F2(g)  2 NO2F(g)
4 PH3(g)  P4(g) + 6 H2(g)
 
d NO2 
dt
 
d CO 
dt

d NO 
dt

d CO2 
dt
rychlost
  1
4
d[PH
3
]
dt

d[P
4
]
dt
 1
6
d[H
2
]
dt
 
1
2
d NO2 
dt
 
d F2 
dt

1
2
d NO2
F 
dt
rychlost
rychlost
Reakční rychlost
9
Vlivy na reakční rychlost
Reakční rychlost závisí na:
• Koncentraci reaktantů - na počátku nejvyšší, s poklesem
koncentrace rychlost klesá
• Teplotě - zvýšení o 10 oC přibližně dvojnásobná rychlost,
Arrheniova rovnice
• Ploše povrchu (pevné reaktanty)
• Katalyzátoru
RT
Ea
Aek


10
Kyselina
Mg páska
Voda
Závislost reakční rychlosti na koncentraci
1777 Wenzel
Rychlost reakce vzrůstá při zvýšení koncentrace reaktantů
Rychlost reakce klesá
11
Kinetická (rychlostní) rovnice
a A + b B + c C...  g G + h H + .....
Reakční rychlost
m, n = řád reakce, nesouvisí se stechiometrickými koeficienty
řád reakce může být 0, zlomek, záporný
Řád reakce = výsledek experimentálního měření
Řád reakce závisí na MECHANIZMU reakce
Reakční rychlost r = k [Br-] [BrO3
-] [H+]
5 Br- + BrO3
- + 6 H+  3 Br2 + 3 H2O
      ....
pnm
CBAkr
dt
dc

12
Kinetická (rychlostní) rovnice
Reakční rychlost = k [A]m [B]n ....
Celkový řád reakce x = m + n + ……
m = řád reakce vzhledem k A
Jednotky reakční rychlosti vždy [mol l1 s1]
k = rychlostní konstanta, jednotky podle kinetické rovnice,
aby vyšly jednotky reakční rychlosti [mol l1 s1]
k - nezávisí na koncentraci
k - závisí na teplotě (Arrheniova rovnice)
 n
Xkr 
RT
Ea
Aek


13
Experimentální zjištění reakčních rychlostí
Měření závislosti koncentrace na čase
Diferenciální kinetická rovnice
= závislost rychlosti na koncentraci
   Ak
dt
Ad

 
 
kt
A
A

0
ln
     ktAA  exp0
Integrální kinetická rovnice
= závislost koncentrace na čase
14
Examples of Reaction Rates
Měření reakční rychlosti - UV-vis spektroskopie
Změna barvy
15
Examples of Reaction Rates
Měření reakční rychlosti – 1H NMR
spektroskopie
Čas, min
Čas, min
16
Izolované reakce
Reakce nultého řádu r = k [A]0
(vzácné v homogenní kinetice, reakce na povrchu)
Reakce prvního řádu r = k [A]1
Reakce druhého řádu r = k [A]1 [B]1
Reakce třetího řádu (vzácné, vyšší řády zřídka)
17
Reakce prvního řádu
A  P
Směrnice = -k
ln[A]t
Čas, t
ln [A]0
0
     
 
 
 
 
 
 
    )exp(
ln
0
0
1
ktAA
kt
A
A
dtk
A
Ad
kdt
A
Ad
AkAk
dt
Ad






Reakce prvního řádu
Přímka ln[A] versus t
V čase t = 0
Je koncentrace
[A] = [A]0
ln[A] =  kt + ln[A]0
18
Poločas reakce t1/2
2
][
][ 0
2/1
A
A t 
V čase t = t1/2 klesne výchozí
koncentrace na polovinu
k
2ln
t 2/1 
 
 
 
  2/1
0
0
0
2
1
ln
ln
kt
A
A
kt
A
A


4
][
2
][
2
][
][
00
0
0
AA
A
A


Koncentrace,moll-1
     ktAA  exp0
19
Poločas reakce t1/2
12_294
[N2O5]0 0.1000
0.0100
0.0200
0.0300
0.0400
0.0500
0.0600
0.0700
0.0800
0.0900
[N2O5]0
2
[N2O5]0
4
[N2O5]0
8
50 150 250 350100 200 300 400
t1/2 t1/2 t1/2
Time (s)
[N2O5](mol/L)
2 N2O5  4 NO2 + O2
Čas, s
20
Reakce druhého řádu2 A  P
 d[A] / 2dt = k [A]2
d[A]/[A]2 =  2kdt
Po integraci
 1/[A] + 1/[A]0 =  2kt
Směrnice = 2k
1/ [A]t
t
1/ [A]0
0
[A]t
t
[A]0
V čase t = 0
Je koncentrace
[A] = [A]0
Reakce druhého řádu
Přímka 1/[A] versus t
21
První řád, Rychlost = k [A]
Rychlost = k
Nultý řád
[A]
rychlost
Druhý řád, Rychlost = k [A]2
[A] = ___?
Reakční rychlost
 
dt
Ad

22
Simultánní reakce
Bočné
•Rozvětvené
•Konkurenční
•Nezávislé
(speciální případ konkurenční reakce)
Zvratné
Následné
A
B
C
k1
k2
A + X D
k1
A + Y E
k2
23
Následné reakce
)(
][
][
][][
][
][][
][
21
1
12
01
012
21
tktk
tk
ee
kk
Ak
B
eAkBk
dt
Bd
BkAk
dt
Bd







CBA 21 kk

tk
eAA
Ak
dt
Ad
1
0
1
][][
][
][















21
12
0
0
2
21
1][][
][][][][
][
][
kk
ekek
AC
BAAC
Bk
dt
Cd
tktk
Úbytek A
Úbytek B  CVznik B z A
Vznik C z B
[A]0
24
Následné reakce
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
0 20 40
time
relativeconcentration
[A]
[B]
[C]
k1>>k2čas
Druhá reakce pomalá = určuje rychlost = nejpomalejší krok
CBA 21 kk

25
Následné reakce
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
0 20 40
time
relativeconcentration
[A]
[B]
[C]
čas k1<< k2
První reakce pomalá = určuje rychlost = stacionární stav
[B] = malá
a přibližně
konstantní
d[B]/dt = 0
CBA 21 kk

26
Srážková teorie reakční rychlosti
27
Srážková teorie reakční rychlosti
Rychlostní konstanta k
k = p f Z
p = zlomek srážek se správnou
orientací (0-1), složitější
molekuly vyžadují přesnou
orientaci
Z = četnost srážek
f = zlomek srážek s dostatečnou
energií
RT
E
f a
 exp
Jen srážky se správnou orientací vedou
k reakci = vzniku produktů
28
Srážková teorie
HI + Cl  HCl +I
Srážka musí mít:
• Dostatečnou energii
• Správnou orientaci, aby
se mohly vytvořit nové
vazby
29
Arrheniova rovnice
k = rychlostní konstanta
A = frekvenční faktor, frekvence kolizí a orientace molekul
Ea = aktivační energie
T = teplota
R = plynová konstanta 8,314 J K−1 mol−1
Svante Arrhenius
(1859 - 1927)
RT
Ea
Aek


30
S rostoucí teplotou roste rychlost
31
Arrheniova rovnice
Linearizace
ln k = Ea/RT + ln A
ln k = (Ea/R)(1/T) + ln A
Rovnice přímky
Y = a X + b
Úsek na y b = ln A
Směrnice a = (Ea/R)
RT
Ea
Aek


ln k
1/T
Měřením k při
různých teplotách
zjistíme Ea
32
Maxwell-Boltzmannovo rozdělení rychlostí







RT
mv
v
RT
m
vP
2
exp)
2
(4)(
2
22/3


Slow Molecules
Fast Molecules







RT
mv
v
RT
m
vP
2
exp)
2
(4)(
2
22/3


Slow Molecules
Fast Molecules
Slow Molecules
Fast MoleculesRychlé molekuly
Pomalé molekuly
Rychlost molekul, vRychlost molekul, v
Počet molekul s rychlostí v
P (v) P (v)
Hmotnost, m Teplota, T
S rostoucí teplotou a pro
lehčí molekuly:
• Maximum se posunuje k vyšším v
• Rozdělení se rozšiřuje
33
Aktivační energie, Ea
T1 > T2
Jen molekuly s E > Ea
mohou zreagovat =
překonat bariéru
Kinetická energie molekul
P (E)
Pro vyšší T je více molekul
s E > Ea
které mohou zreagovat
(plocha pod křivkou)
RT
Ea
Aek


34
Aktivační energie, Ea
Aktivační energie Ea
Ea je vždy kladná
Vyšší Ea znamená pomalejší reakci
Ea nezávisí na T
Vyšší Ea má strmější směrnici = rychlost je citlivější na
teplotu více než pro reakce s malou Ea
RT
Ea
Aek


35
Reakční profily – reakční koordináta
Reakční koordináta = parametr (soubor souřadnic), který
ukazuje, jak je reakce daleko od reaktantů k produktům, cestou
nejmenší energie
36
Reakční koordináta pro inverzi NH3
N
H H
H
N
H
H H
N
H
H
H
NN
0 +r-r 0 +r-r
E
Frekvence inverze 1010 s-1
H‡ = 25 kJ mol-1
Reakční koordináta
37
Reakční koordináta
A + B  C + D
Aktivační energie
Aktivační energie
H < 0 EXO
Zvratná reakce
Reaktanty Produkty
Reakční profil
Exothermická reakce
38
H > 0 ENDO
Aktivační energie
Aktivační energie
Reakční koordinátaReaktanty
Produkty
Endothermická reakce
A + B  C + D
Reakční profil
39
Teorie aktivovaného komplexu (AK)
NO (g) + O3 (g) ⇄ [AK]‡  NO2 (g) + O2(g)
[AK]‡ Vznik produktů
Rozpad na výchozí látky
40
Teorie aktivovaného komplexu (AK)
K‡ = [AK]‡ / [NO] [O3] rovnovážná konstanta tvorby AK
Rychlost = k3 [AK]‡ = k3 K‡ [NO] [O3]
k3 = t f = t kBT / h t = transmisní faktor (= 1)
f = frekvence rozpadu AK
NO (g) + O3 (g) ⇄ [AK]‡  NO2 (g) + O2(g)
k3
41
Eyringova rovnice
Rychlost = k3 K‡ [NO] [O3] = (t kBT / h) K‡ [NO] [O3]
k3 = (t kBT / h) K‡
dosadíme: G ‡ = – RT ln K‡
G ‡ = ‡ – T S‡
R
S
RT
H
h
tk
T
k
R
S
RT
H
h
Ttk
k
R
S
RT
H
h
Ttk
RT
G
h
Ttk
K
h
Ttk
k
B
B
BBB

















 





 





 

lnln
lnln
expexpexp
42
Reakční koordináta
Reaktanty Produkty
G ‡
G ‡
Aktivační volná energie Aktivační volná energie
G0
Reakční volná energie
43
Reakční mechanismus
Reakční mechanismus = soubor elementárních kroků, které
vedou k celkové chemické rovnici
Elementární krok = jeden molekulový děj, který má za
následek reakci
Reakční meziprodukt = látka vytvářená v průběhu chemické
reakce, která se neobjevuje v chemické rovnici
Molekularita = počet molekul na straně výchozích látek v
elementárním kroku
Krok určující rychlost = nejpomalejší krok v reakčním
mechanismu
44
Molekularita
Počet molekul, které se musí srazit aby proběhl elementární krok.
• Unimolekulární
• Bimolekulární
• Termolekulární (velmi vzácně)
O3  O2 + O rychlost = k [O3]
NO2 + NO2  NO3 + NO rychlost = k [NO2]2
Br + Br + Ar  Br2 + Ar* rychlost = k [Br]2 [Ar]
45
Reakční mechanismus
2 NO (g) + 2 H2(g)  2 H2O(g) + N2(g)
Reakční mechanismus = soubor elementárních kroků
1. 2 NO  N2O2 (pomalý)
2. H2 + N2O2  H2O + N2O (rychlý)
3. H2 + N2O  H2O + N2 (rychlý)
N2O2 a N2O jsou reakční meziprodukty
Rychlostní rovnice : Rychlost = k [NO]2
Rychlostní rovnice vyplývá z nejpomalejšího kroku
mechanismu
Součet elementárních rovnic dává celkovou rovnici
46
Krok určující rychlost reakce
Krok určující rychlost reakce = nejpomalejší krok mechanismu
rychlý
pomalý
Reaktanty ProduktyMeziprodukty
47
Reakční mechanismus pro CH4 a Cl2
Cl2  2 Cl
2 Cl  Cl2
2 Cl + CH4  Cl2 + CH4*
Cl + CH4  HCl + CH3
CH3 + Cl2  CH3Cl + Cl
CH3 + CH3  CH3-CH3
CH3Cl + Cl  HCl + CH2Cl
CH2Cl + Cl  CH2Cl2
atd…….
CH4 + 4 Cl2  4 HCl + CCl4
48
Reakce s pomalým počátečním krokem
1. NO2 (g) + NO2 (g)  NO3 (g) + NO (g) (pomalý)
2. NO3 (g) + CO (g)  NO2 (g) + CO2 (g) (rychlý)
Celková: NO2 (g) + CO (g)  CO2 (g) + NO (g)
Rychlost = k1 [NO2]2
Výsledek měření
49
Reakce s rychlým počátečním krokem
1. NO (g) + Br2 (g) NOBr2 (g) (rychlý,
rovnováha Kc)
2. NOBr2 (g) + NO (g)  2 NOBr (g) (pomalý, k1)
Celková: 2 NO (g) + Br2 (g)  2 NOBr (g)
Rychlost = k1 [NO][NOBr2] [NOBr2] konc.
meziproduktu neznáme ale:
Kc= [NOBr2] / [NO][Br2]
Rychlost = k1 Kc [NO] [NO] [Br2] = k [NO]2 [Br2]
Výsledek měření
50
Reakční mechanismus SN2
S = substituce
N = nukleofilní – elektronově bohatý reaktant hledá
nejpozitivnější místo v molekule druhého reaktantu
2 = bimolekulární
CH3Br + OH-  Br- + CH3OH
51
Reakční mechanismus SN2
Rychlost SN2 reakce klesá
S rostoucí velikostí substituentů
52
Katalýza
Gr
0 = – 234 kJ mol–1
K = 1,15 1041
Hr
0 = – 196 kJ mol–1
MnO2
2 H2O2 ⇄ 2 H2O + O2
Reakční koordináta
53
Katalyzátor
Látka, která se účastní reakce,
ale není spotřebována ani tvořena.
Ovlivňuje reakční rychlost snížením aktivační energie.
Nemění Gr ani K
Katalýza
• Homogenní
• Heterogenní
• Enzymatická
Reaktanty
Produkty
Jöns Jakob Berzelius (1779-1848)
54
Katalyzované reakce
Reakční koordináta Reakční koordináta
Reakce bez změny
mechanismu
Změna mechanismu,
tvorba meziproduktu
Zvýšení reakční rychlosti snížením aktivační energie
55
Nekatalyzovaná reakce
Reakční koordináta
56
Katalyzovaná reakce
Reakční koordináta
Reaktanty
Produkty
57
Homogenní katalýza - Ozonová díra
Paul J. Crutzen Mario J. Molina F. Sherwood Rowland
Nobelova cena za Chemii 1995
58
Homogenní katalýza
Rozklad CFC v atmosféře UV zářením:
CFCl3  CFCl2 + Cl
CF2Cl2  CF2Cl + Cl
Cl katalyzuje rozklad ozonu v těchto krocích:
Cl + O3  ClO + O2
ClO + h  Cl + O
O + O3  O2 + O2
Celková reakce (součet)
2 O3  3 O2
59
Homogenní redoxní katalýza
Celková reakce (součet) oxidace jodidu
peroxodisíranem
S2O8
2 + 2 I  2 SO4
2  + I2
Fe2+ katalyzuje v těchto krocích:
S2O8
2 + 2 Fe2+  2 SO4
2  + 2 Fe3+
2 Fe3+ + 2 I  2 Fe2+ + I2
60
Heterogenní katalýza = na povrchu
CH2 = CH2(ads) + H2 (ads)  CH3-CH3 (g)
Pt
Nobel 2007 – Gerhard Ertl
Hydrogenace ethylenu
61
Katalýza enzymatická
Klíč - zámek
62
Řetězové reakce
Série opakujících se elementárních reakcí
CH4(g) + F2(g)  CH3F(g) + HF(g) (Celková reakce)
CH4 + F2(g)  •CH3 + HF + F• (iniciace)
•CH3 + F2  CH3F + F• (propagace)
CH4 + F•  •CH3 + HF (propagace)
•CH3 + F• + M  CH3F + M (terminace)
Reakční mechanismus
63
Řetězové reakce
Fotochemická řetězová reakce
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g) (Celková reakce)
Fotochemický výtěžek  = 106
h + Cl2(g)  2 Cl• (iniciace)
•Cl + H2  HCl + H• (propagace)
Cl2 + H•  •Cl + HCl (propagace)
•Cl + M  ½ Cl2 + M (terminace)
64
Radikálová Polymerace
Benzoyl Peroxid
(iniciace)
Polyethylen
(propagace)
(terminace)
65
Chemická rovnováha
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3 (g)Startuj s 1:3 N2 a H2
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3 (g)
2 NH3 (g)  N2(g) + 3 H2(g)
kf
kr
Čas, s Čas, s
Koncentrace,M
H2
N2
NH3
Reakčnírychlost,Ms1
Ustavení chemické rovnováhy
66
Chemická rovnováha
kr
a A + b B  c C + d D
kf

Kc = Rovnovážná konstanta
V rovnováze Q = K
   
    cba
dc
r
f
K
BA
DC
k
k

Rychlost doprava = kf [A]a[B]b
Rychlost doleva = kr [C]c[D]d
V rovnováze se obě rychlosti vyrovnají
kf [A]a[B]b = kr [C]c[D]d
Tento mechanismus má jen jeden krok
67
Kinetika a chemická rovnováha
Rovnováha je dosažena, když rychlost reakce doprava se vyrovná
rychlosti reakce doleva.
NO + O3 NO2 + O2

kf
kr
Tento mechanismus má jen jeden krok
Rychlost doprava = kf [NO][O3] Rychlost doleva = kr [NO2][O2]
Rovnováha kf [NO][O3] = kr [NO2][O2]
C
r
f
K
ONO
ONO
k
k

]][[
]][[
3
22
68
69
Vícenásobné rovnováhy
(1) H2CO3 H+ + HCO3
- K1 = 4.2 10-7
(2) HCO3
- H+ + CO3
2-
_____________________________
(3) H2CO3 2 H+ + CO3
2- K3 = ??



11
3
2
2
2 108.4
][
]][[ 


 x
HCO
COH
K
17117
213
21
3
2
3
32
3
3
32
2
3
2
3
102]108.4][102.4[
][
]][[
][
][][
][
][][







xxxKKK
KK
HCO
COH
COH
HCOH
K
COH
COH
K
70
Směs 0.5 molu H2 a 0.5 molu I2 v 1.00 l nádobě při 430 °C. Vypočítejte
koncentrace H2, I2 a HI v rovnováze. Kc= 54.3
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
H2 I2 HI
Počáteční 0.5 0.5 0
Změna x +2x
V rovnováze (0.5 –x) (0.5 –x) +2x
]][[
][
22
2
IH
HI
Kc
393.037.7
)5.0(
2
3.54
]5.0][5.0[
]2[ 2





x
x
x
xx
x
Kc
0.107 0.107 0.786
71
Le Chatelierův princip
Když zapůsobíme na systém v rovnováze vnějším
impulzem (p, T, c), systém se bude snažit ustavit do
takových podmínek, aby eliminoval vnější vliv.
Parametery
1. Koncentrace
2. Tlak
3. Objem
4. Teplota
72
Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu
1. Koncentrace
Přídavek výchozí látky = tvorba dalšího množství produktu
Přídavek produktu = rozpad produktů na výchozí látky
Odebírání produktu = rozpad více výchozí látky na produkty
Odebírání výchozí látky = rozpad produktu na výchozí látky
Hodnota K je konstantní
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
]][[
][
22
2
IH
HI
Kc

73
Le Chatelierův princip
1. Přídavek Fe3+ Posun doleva
1. Koncentrační efekt
FeSCN2+(aq) ⇄ Fe3+ (aq) + SCN- (aq)
2. Zdvojnásobení koncentrace všech látek
][
]][[
2
3
FeSCN
SCNFe
KC  

CC K
z
yx
z
yx
Q 2
][
]][[
2
]2[
]2][2[

Qc > Kc
Posun doleva
Přítomno více produktů než odpovídá Kc
74
Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu
2. Tlak (K je konstantní)
A. Přídavek výchozí látky nebo produktu (konstantní objem reakce)
Stejné změny jako u koncentrace
B. Změna objemu (p V = konst.) = stlačení nebo expanze
= změna parciálních tlaků všech složek
Reakce bez změny počtu molů plynů – žádný efekt
Reakce s nárůstem počtu molů plynů – snížení tlaku podporuje
tvorbu produktů
Reakce s úbytkem počtu molů plynů - zvýšení tlaku podporuje
tvorbu produktů
C. Přídavek inertu (V = konst.) = vzrůst celkového tlaku, ale parciální
tlaky reagujících složek se nemění = žádný efekt
75
Le Chatelierův principEfekt tlaku
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2 (g)
Zdvojnásobení tlaku všech látek
Qp = ½ Kp
Zvýšení tlaku NO2
)()(
)(
2
2
2
2
OpNOp
NOp
Kp 
Přídavek 1 atm N2(g), V = konst.
Parciální tlaky složek se nemění
Posun doleva
Qc < Kc
Posun doprava
Beze změny
76
Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu
3. Objem
A. Změna objemu (p V = konst.) = změna tlaku
menší objem = větší tlak
B. Přídavek inertu = vzrůst objemu, celkový tlak je
konstantní, parciální tlaky reagujících složek jsou nižší
= viz 2B
Reakce bez změny počtu molů plynů – žádný efekt
Reakce s nárůstem počtu molů plynů – snížení tlaku podporuje
tvorbu produktů
Reakce s úbytkem počtu molů plynů - zvýšení tlaku podporuje
tvorbu produktů
77
Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu
4. Teplota
A. Exothermická reakce = teplo je produktem reakce
Chlazení = odebírání produktu = tvorba více produktu
B. Endothermická reakce = teplo je ”výchozí látka”
Zahřívání = přídavek výchozí látky = tvorba více produktu
78
Le Chatelierův princip
Efekt teploty
Exothermická reakce –
K klesá s rostoucí T
Endothermická reakce –
K roste s rostoucí T
A + B ⇄ C H > 0
D + E ⇄ F H < 0
Teplo +
+ Teplo