cinetica chimică Rezumat - banca de rezumate, eseuri, rapoarte, documente de termen și disertații
Cinetică chimică - Chimia fizică secțiune, care analizează efectul diferiților factori asupra ratei și mecanismelor de reacție chimică.
Prin mecanismul de reacție chimică înțeleg acele reacții intermediare care apar în conversia materiilor prime la produse.
Conceptul de bază este conceptul de cinetică chimică a vitezei de reacție chimică. În funcție de sistem, în care are loc reacția, definiția „vitezei de reacție“ este oarecum diferită.
Reacțiile chimice omogeni sunt numite reacții în care reactanții sunt în aceeași fază. Acesta poate fi o reacție între substanțele sau reacțiile în soluții apoase gazoase. Pentru astfel de reacții de viteză medie (egală cu variația concentrației oricăruia dintre reactanți pe unitatea de timp)
Viteza de reacție chimică sau Instantanee este adevărată
Semnul minus de pe partea dreaptă arată scăderea concentrației materialului de pornire. Prin urmare, o viteză de reacție chimică omogen se numește derivat concentrației materialului de pornire timp.
reacția heterogenă este reacția în care reactanții sunt în faze diferite. Aceasta se referă la o reacție heterogenă între substanțele aflate în diferite stări de agregare.
reacție chimică heterogenă Viteza este orice modificare a cantității de material pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață a interfeței de pornire:
Reacția chimică Ecuația cinetică este o formulă matematică privind viteza de reacție la concentrațiile de substanțe. Această ecuație poate fi stabilită numai prin experiment.
În funcție de mecanismul tuturor reacțiilor chimice sunt clasificate ca fiind simplu (elementar) și complex. Pur și simplu se face referire la reacțiile într-o singură etapă, datorită coliziunii moleculelor înregistrate simultan în partea stângă a ecuației. Într-o simplă reacție poate participa singur, sau doi, care este extrem de rar, trei molecule. Prin urmare, reacțiile simple sunt clasificate în monomolecular, bimolecuă și reacția trimolecular. Din moment ce din punct de vedere al teoriei probabilității coliziune simultană a patru sau mai multe molecule de reacție improbabil să nu apară mai mare decât trei molecularity. Pentru reacțiile simple ecuații cinetice sunt relativ simple. De exemplu, pentru H2 reacție + I2 = 2 HI ecuația cinetică
= k # 8729; C (I2) # 8729; C (H2).
Reacțiile complexe proceda în mai multe etape, cu toate etapele legate. Prin urmare, ecuația cinetică a reacțiilor complexe sunt mai greoaie decât reacțiile simple. De exemplu, pentru un H2 reacție complex + Br2 = 2 HBr cunoscut
Complexitatea ecuației cinetice este direct legată de complexitatea mecanismului de reacție.
Legea de bază a cineticilor postulat chimic curge dintr-un număr mare de date experimentale și care exprimă dependența de concentrație a vitezei de reacție. Această lege se numește legea acțiunii de masă. El afirmă că rata reacției chimice la fiecare dată proporțională cu concentrația reactanților, ridicată la anumit grad.
Dacă ecuația reacției chimice care are forma
a A + B b + d D → Produse
formula legii acțiunii maselor poate fi exprimată ca
În această ecuație, k - constanta vitezei reacției chimice - cea mai importantă caracteristică a reacției nu în funcție de concentrația și dependentă de temperatură. Viteza constantă a reacției chimice este viteza de reacție, în cazul în care concentrația tuturor substanțelor egale cu 1 mol / l. Exponenții n1,, n3 numita reacție chimică privat n2 asupra substanțelor A, B și D. Pentru reacțiile simple, în mod privat - întregi mici de la zero la trei. Pentru reacțiile dificile ordinele private pot fi numere fracționare și negative. Suma numită în particular ordinea reacției chimice, n = n1 + n2 + n3. Astfel, o reacție chimică se numește valoarea comenzii concentrațiile indicatorilor de grade în ecuația cinetică.
Clasificarea Cinetica reacțiilor chimice simple, omogene
Din punct de vedere al cineticii reacției chimice reacțiile chimice simple sunt clasificate în zero, primul ordine de doua și a treia. Reacțiile de ordinul zero sunt extrem de rare. Pentru a continua reacția de ordin zero, sunt necesare condiții specifice de realizare a acesteia. De exemplu, reacția de descompunere a oxidului de azot (5+) N2O5 → N2O4 + ½ O2 are loc ca o reacție de ordinul zero numai în cazul oxidului de azot solid (5+).
Dacă sunt luate gaz oxid, reacția are loc ca o reacție de prim ordin.
În același timp, trebuie spus că există un număr mare de reacții, în care ordinea particulară a oricărei substanțe este zero. De obicei, această reacție, în care substanța este luată în exces mare în comparație cu ceilalți reactanți. De exemplu, în reacțiile de hidroliză a zaharozei
S12N22O11 + H2O → C6H12O6 + S6N12O
Fructoză Glucoză Sucroza
ordine particulară de reacție a apei este zero.
Cele mai frecvente reacții sunt primul și al doilea ordin. reacții de ordinul trei este mic.
Să considerăm, de exemplu, o descriere matematică a cinetica reacției chimice ale primului ordin. Vom rezolva o astfel de ecuație cinetică de reacție
Noi separa variabilele dC = - KDT. după integrare
ln C = - kt + const.
Găsim constanta de integrare, având în vedere starea inițială la momentul t = 0 este concentrația inițială de C = C0. Prin urmare, const = ln C0 și
ln C = ln C0 - kt,
ln C - ln C0 = - kt,
Această reacție ecuație cinetică integrală a primului ordin.
O caracteristică importantă a timpului de reacție cinetică este ordine arbitrară poluprevrascheniyaτЅ. Timpul de înjumătățire este timpul în care reacționează jumătate din cantitatea inițială a substanței. Noi găsim o expresie pentru o jumătate de timp de reacție de prim ordin. Pentru t = τЅ C = C0 / 2. prin urmare
ln = ln = - kt,
Rezultatele ecuațiilor cinetice diferentiale de rezolvare pentru reacțiile tuturor ordinelor într-un tabel (Tabel. 2). Datele din acest tabel se referă la cazul în care toate substanțele reactive au aceeași concentrație inițială.
Tabel - Caracteristicile cinetice ale reacțiilor omogene simple,
Ordinea reacției chimice
Metode pentru determinarea ordinii reacției
Pentru a determina ordinea reacțiilor chimice utilizând metode diferențiale și integrale. Metode diferențiale utiliza diferențială ecuația cinetică. Ordinea reacției prin aceste metode se calculează și reprezentată ca un număr. În acest caz, deoarece metoda se bazează pe un experiment cinetic, rezultat de calcul conține o anumită eroare.
Să ne dea un exemplu, într-un mod diferențial pentru a determina ordinea de reacție
Diferența dintre această reacție ecuație cinetică este de forma
Problema determinării ordinii reacției este redusă la n1 determinare și ordinele parțiale n2 ca n = n1 + n2. Pentru a determina ordinea fiecărui experiment particular se efectuează separat. În prima menține o concentrație constantă de substanță A și modificarea concentrației substanței în al doilea - dimpotrivă.
În fiecare experiment, concentrarea pe o singură viteză va fi afectată:
În cazul în care kB = k # 8729; și kA = k # 8729; . După ce a luat logaritmului obținem
ln W1 = ln kB + n2 # 8729; lnCB,
ln W2 = ln kA + n1 # 8729; lnCA.
Datele experimentale sunt reprezentate grafic în coordonate ln W - ln C, obținem ecuațiile de două linii, în care coeficienții argumentelor este cerută privat.
Metodele de verificare Integral bazate pe dependență deja cunoscută integrantă (tab.). Ordinea de reacție nu este calculată și se bazează pe ieșirea execuției sau dependența non-variabilă.
Cele mai importante sunt două metode integrale pentru determinarea ordinii reacției.
Metoda grafică constă în găsirea unei funcții liniare f (C) - t și compararea cu posibile dependențe pentru reacțiile diferite ordine. Este cunoscut faptul că reacțiile de ordine diferite funcții diferite ale concentrației de liniar dependent de timp.
Aceste experiment cinetică (concentrație la momente diferite) sunt sub formă de grafice în coordonate diferite (fig. 3). Aceste coordonate în care relația este mai mult ca un liniar și satisface ordinea reală a reacției.
Metoda de substituție constă în verificarea expresiilor pentru constantele de viteză pentru reacțiile diferite ordine (tabelul. 2). Din datele cinetice pentru experiment la momente diferite de una dintre formulele calculate valoarea k. Dacă valorile calculate arată în mod clar că constanta vitezei de reacție este independentă de timp, se consideră că formula corespunde ordinii reale a reacției. In caz contrar (dacă există orice creștere sau descreștere constantă a vitezei la schimbarea de timp) este selectat, formula următoare și calculul se repetă.
Efectul temperaturii asupra vitezei reacțiilor chimice
Este cunoscut faptul că rata majoritatea reacțiilor chimice crește cu temperatura. Cantitativ, efectul temperaturii asupra vitezei de reacție poate fi estimată în două moduri.
Pentru reacțiile în soluții care au loc la temperaturi relativ scăzute, pot fi folosite regula van't Hoff de degetul mare:
Când temperatura crește la fiecare 10 ° C, viteza de reacție este crescut de 2-4 ori.
Mai precis și efectul științific al temperaturii asupra teoriei vitezei de reacție descrie bazele de coliziune active care sunt propuse de savantul suedez S. Arrhenius. Esența acestei teorii este reflectată în cele trei poziții:
Pentru a reacționa, moleculele de reactivi trebuie să facă față.
Pentru coliziunea particulelor de fapt a condus la o conversie chimică, energia în exces a moleculelor coliziunea ar trebui să depășească energia de activare (Ea), adică moleculele de reactant trebuie să depășească o barieră potențială.
energia de activare a unei reacții chimice, numită energia în exces, care ar trebui să aibă în momentul coliziunii a moleculei să reacționeze.
Molecule care au un exces de energie mai mare decât energia de activare, numite molecule active. În funcție de fracțiunea de molecule active, viteza de reacție poate fi mai mult sau mai puțin. Dependența constantei vitezei de reacție a temperaturii și energia de activare este descrisă de ecuația Arrhenius:
Aici K0 - factor exponențial - o constantă.
Una dintre problemele de cinetica chimică este constatarea k0 și Ea potrivit datelor experimentale. Ca un exemplu, să considerăm metoda pentru identificarea valorilor acestor variabile pentru reacția
S12N22O11 + H2O → C6H12O6 + S6N12O.
Fructoză Glucoză Sucroza
A studiat cinetica acestei reacții în prezența concentrației de acid sulfuric 1,45 mol / l, la temperaturi diferite. Conform datelor experimentale reprezentate grafic ln k - 1 / T. Pe baza ecuației lui Arrhenius - o relație liniară (figura 4.). Este o ecuație liniară, și comparând-o cu logaritmul ecuației Arrhenius
calculat cantitățile necunoscute:
Ea = 12064 # 8729; R = 12064 # 8729; 8.314 = 100300 J / mol,
k0 = e36,729 = 8,94 # 8729; 1015.
Desen - Găsirea coeficienților ecuației Arrhenius
Pentru unele reacții chimice, în special în chimia organică, chiar și cu proporții mari de molecule active a rămas viteza de reacție nesemnificativă. Teoria ciocnirilor activă explică particularitățile coliziunii moleculare.
Molecule înainte de coliziune ar trebui să fie orientate în raport unul cu altul într-un anumit fel.
Dorită orientarea relativă variantă conduce la reacție, în caz contrar interacțiunea are loc. Din termodinamică este cunoscut faptul că funcția caracterizează tulburare în sistem (mișcarea moleculară), - este entropia. Conform unei teorii a treia poziție ecuație Arrhenius a fost transformată:
În această ecuație Sa - entropia de activare a reacției chimice. Entropy de activare, precum și energia de activare poate fi determinată din datele experimentale.
Cataliza - rata de schimbare a reacției chimice, în prezența unor substanțe numite catalizatori care, venind în contact cu ei înșiși reactivii la sfârșitul reacției rămân chimic neschimbate.
Toate procesele industriale majore apar în prezența catalizatorilor. În sistemele vii și de plante are o cantitate enormă de reacții catalitice. Atunci când această creștere a vitezei sub acțiunea de catalizator poate fi de până la milioane de ori.
Proprietățile generale ale reacțiilor catalitice:
Participarea catalizatorului în reacția nu este reflectată în ecuația sa chimică. Cu toate acestea, viteza de reacție este proporțională cu cantitatea de catalizator.
Catalizatorul are o specificitate de acțiune. Se poate modifica viteza de reacție și nu afectează cealaltă viteză.
Catalizatorul nu se deplasează echilibrul chimic, deoarece acesta se schimbă în mod egal viteza ambelor reacții directe și inverse.
Unele substanțe intensifica acțiunea catalizatorului (promotor), altele - slăbire (otrăvuri).
Distinge între cataliza pozitive și negative. cataliza pozitiv denumit simplu cataliza, negativ - inhibarea.
Cataliza este omogenă și heterogenă. cataliză Omogen se observă și în cazul în care catalizatorul și reactanții sunt în aceeași fază. Exemple de cataliză omogenă sunt reacții în soluții apoase în prezența acizilor sau alcali.
In cataliză heterogenă, agenții de catalizator și reacționând sunt în faze diferite. Cea mai mare parte reacția catalitică are loc în sisteme eterogene de pe catalizatori solizi.
Mecanismul de acțiune al catalizatorului poate fi reflectată prin următoarea schemă:
1 A + B = AB fără catalizator;
b) AK + B = AB + C, cu un catalizator.
Se vede că catalizatorul este mai întâi asociată cu una dintre substanțele într-un compus instabil, iar apoi al doilea reactant dislocuit din acest compus.
Concepția actuală a efectului catalizator asupra vitezei reacției chimice a explica creșterea vitezei în care catalizatorul scade energia de activare și (sau) crește entropia de activare a reacției chimice.