Průběh chemických reakcí

 

Otázka: Průběh chemických reakcí

Předmět: Chemie

Přidal(a): Tomáš H.

 

1) Uveďte, čím se zabývá termochemie, charakterizujte děj exotermický a endotermický:

• definice termochemie – zkoumá tepelné změny v průběhu chemické reakce, rozdíl mezi energií
  reaktantů a produktů
  – z chemického hlediska se dělí na exotermické a endotermické
• exotermické děje – děje, které uvolňují teplo při reakci, např.: C + O₂ -> CO₂ + 393 kJ
• endotermické děje – děje, které při reakci teplo spotřebovávají, např.: N₂ + O₂ -> 2 NO – 197 kJ

 

 2) Popište graf průběhu exotermické reakce (reakční koordinátu), vysvětlete jednotlivé fáze děje:

• reakce je zahájena štěpením vazeb v molekulách
  -> je nutno dodat energii – energie spotřebovaná/ aktivační E_S/A
  N ≡ N a H – H, H – H, H – H
• rozštěpením původních chemických vazeb v reaktantech se vytvoří
  aktivovaný komplex(AK) z více – méně samostatných částic – atomů
  6x H  , 2x N
• vlivem reakčních podmínek se tvoří nové chem. vazby mezi atomy
  H a N – vzniká produkt NH₃. Tvorba chem. vazeb je provázena uvol-
  ňování energie – E_U. Produkty se tvoří až do vzniku stavu dynamické
  rovnováhy reaktantů a produktů (tento stav je ovlivnitelný reakčními
  podmínkami. N₂ + 3H₂    NH₃
• porovnáním hodnot E_S a E_U zjistíme, zda je děj exo či endtermický
  a vypočítaný rozdíl doplníme do rce -> vznikne termochemická rce
• ∆E – tepelné zabarvení reakce, ∆E = E_U – E_S = E_R – E_P

 

3) Vypočítejte reakční teplo Q_m z hodnot vazebných energií a posuďte, zda jde o děj exo či endoterm.:

• postup:
  3 H₂ + N₂ -> 2 NH₃ + 83kJ        E_V(H-H)= 435 kJmol^-1, E_V(H-N)= 350 kJmol^-1, E_V(N≡N)= 712 kJmol^-1Q_m = – ∆E = E_S – E_U
  E_S  <   E_U
  => Q_m = E_S – E_U = [E_V(N≡N) + 3 E_V(H-H)] – [6 E_V(N-H)] = [712 + 3*435] – [6 * 350] = 2017 – 2100 =  – 83 kJmol^-1 => děj         exotermický
  – Q_m = měrné reakční teplo -teplo vyměňované reakčním systémem s okolím na 1mol reak. proměn

 

4) S požitím termochemických zákonů vypočítejte neznámé reakční teplo. Uveďte znění termochemických zákonů:

• termochemické zákony umožňují výpočet reakčního tepla
• 1. TERMOCHEMICKÝ Z. – Laplace – Lavoisierův – 1780
  – reakční teplo (teplené zbarvení) přímé a zpětné reakce je číselně stejné,
  liší se pouze znaménkem: Q_{m (přímé reakce)} = – Q_{m (zpětné reakce)}
• 2. TERMOCHEMICKÝ Z. – Hessův – 1840
  – celkové reakční teplo Q_m chemické reakce nezávisí na průběhu reakce,
  ale pouze na počátečním a konečném stavu: (Q_m)₃ = (Q_m)₁ + (Q_m)₂

Sn + Cl₂ -> SnCl₂  Q_m= ?
Sn + 2 Cl₂ -> SnCl₄  Q_m= – 544,6 kJmol^-1
SnCl₄ -> SnCl₂ + Cl₂  Q_m= 195,2 kJmol^-1(Q_m)₃ = (Q_m)₁ + (Q_m)₂ -> (Q_m)₁ = (Q_m)₃ – (Q_m)₂
= – 544,6 – (-195,2)
(Q_m)₁ = – 349,4 kJmol^-1
=> děj exotermický

 

5) Definujte obor reakční kinetika:

• definice –  obor zabývající se průběhem chemické reakce – zkoumá rychlost reakce a faktory, které
  rychlost reakce ovlivňují: účinnost srážky, teplota, koncentrace reaktantů, vliv
  katalyzátorů, vliv velikosti povrchu reaktantů. Při znalosti vlivu faktorů na průběh reakce
  je možno stanovit optimální podmínky reakce
• pro reakční rychlost platí vztah: v ↑↓ E_A => reakční rychlost je nepřímo úměrná aktivační energii

 

6) Popište zobrazenou reakční koordinátu děje:

N₂ + O₂ -> 2 NO    Q_m = 197 kJmol^-1

=> jedná se o děj endotermický, musíme dodávat energii
po dobu reakce

• reakce je zahájena štěpením vazeb v molekulách:
  N ≡ N , O = O
• vznik aktivačního komplexu: 2x N    , 2x O
• tvorba nových molekul: 2x NO
• tepelné zabarvení reakce

E_R – E_P = E_U – E_S = ∆E => záporné číslo – jedná se exotermický děj

 

7) Diskutujte vliv faktorů na průběh uvedené reakce (srážková teorie, teplota, koncentrace reaktantů
    a produktů – vyjádřete podle Guldberg – Waagova zákona, katalyzátor – doplňte do grafů reakční
    koordináty s pozitivním a s negativním katalyzátorem):

• faktory ovlivňující rychlost reakce:
• účinnost srážky
  • reagujících částic – udává srážková teorie
  •  srážka je účinná při dostatečné kinetické energii částic při prostorové orientaci částic
• vliv teploty
  • při vyšší teplotě -> vyšší kinetická energie částic -> rychlejší vznik aktivovaného komplexu, a tím i produktů – platí vztah: v ↑↑ T
  • při zvýšení teploty o 10°C vzroste reakční rychlost asi 2 – 3x
• vliv koncentrace reaktantů:
  • platí Guldberg – Waagův zákon: rychlost chemické reakce je přímo úměrná součinu molárních
    koncentrací reaktantů

 

v = k * c_m(R₁) * c_m(R₂)  – R₁ a R₂ jsou reaktanty
v = k * c_m(N₂) * c_m(O₂)

 

• vliv katalyzátoru:
  • jediný faktor, který může snížit (pozitivní katalyzátor, aktivátor) či zvýšit (negativní katalyzátor,
    inhibitor) aktivační energii
  • katalyzátor je látka, která mění rychlost reakce změnou E_A a ovlivňuje směr reakce (které produkty
    vzniknou). V průbehu reakce se nespotřebovává – po regeneraci je opakovaně použitelný

 

8) Definujte stav dynamické rovnováhy reaktantů a produktů.

• definice – stav, kdy probíhá přímá i zpětná reakce stejnou rychlostí – složení reakční směsi se tedy
  nemění
•  podle Guldberg – Waagova zákona platí:

v₁ = k₁ * c_m(R₁) * c_m(R₂)
v₂ = k₂ * c_m(sloučeniny)²

 

9) Odvoďte vztah pro rovnovážnou konstantu děje:

H₂ + I₂      2 HI
v₁ = v₂    => ROVNOVÁŽNÝ DĚJ

  k₁*c_m(H₂) * c_m(I₂) = k₂ * c_m(HI)²

 K_R = k1/k2 = c_m (HI)²/ (c_m (H₂) * c_m (I₂)

 

K_r = rovnovážná konstanta = součin molárních koncentrací produktů lomený součinem molárních
koncentrací reaktantů

• • charakterizuje chemickou reakci – umožňuje určit rozsah průběhu reakce za daných podmínek
    (teploty):
    K_r > 1 – v rovnovážné směsi převažují produkty
    K_r > 10⁴ – zpětná reakce je zanedbatelná, všechny reaktanty zreagovaly na produkty (pouze jedna
    šipka – přímá reakce)
    K_r = 1 – v rovnovážné směsi je vyrovnaná koncentrace reaktantů a produktů (šipky v obou
    směrech – rovnovážný stav)
    K_r < 1 – v rovnovážné směsi převládají reaktanty
    K_r < 10^-4 přímá reakce prakticky neprobíhá, reaktanty téměř nereagují

 

10) Určete optimální podmínky koncentrace roztoků – a) produktů, b) tlak, c) teplota, d) katalyzátor pro výrobu Haber – Boschovou syntézou:

 N₂ (g) + 3 H₂ (g) -> 2 NH₃ (g)                 Q_m = – 92,29 kJmol^-1       Q_m < 0

^{chemická rovnováha reaktantů a produktů}
a) neustále přidávat reaktanty a neustále odebírat produkty
b) 4 moly reaktantů (4*22,41l) -> 2 moly produktů (2*22,41l) => stlačování
c) reakční teplo = – 92,29 kJmol^-1 => exotermický děj -> po počátečním impulsu CHLADIT
d) použít katalyzátor – U, U, U – pozitivní => umožní, usměrní, urychlí
– jedná se o plyny => KONTAKTNÍ (práškový) – má velký povrch (např.
práškové železo)
N₂ + 3 H₂ -> 2 NH₃

• srážková teorie – dostatečná kinetická energie částic, musí být správně orientovány

 

11) Které z uvedených změn posunou rovnováhu reakce ve prospěch oxidu dusnatého?
      a) zvýšení teploty, b) snížení teploty, c) snížení tlaku, d) zvýšení tlaku, e) přidání kontaktního
      katalyzátoru – zdůvodněte!

N₂ (g) + O₂           2 NO (g)   – 197 kJ

děj je endotermický => ∆E = – 197 kJ => Q_m = 197 kJmol^-1

• zvyšuje se teplota
• tlak průběh děje neovlivní 2 moly -> 2 moly
• kontaktní katalyzátor s velkým povrchem, protože se jedná o plyny – plynné reakce