cinetica chimică și echilibrul chimic

2 Kinetics chimice si echilibru chimic

2.1 Cinetica reacțiilor chimice

Reacțiile chimice continua la rate diferite. Unii dintre ei sfârșesc complet pentru o mică fracțiune de secundă (explozie), în timp ce altele sunt realizate în minute, ore, zile sau intervale mai lungi. În plus, aceeași reacție poate, în anumite circumstanțe (de exemplu, la temperaturi ridicate) să procedeze rapid și în altele (de exemplu, răcire) - încet. Când această diferență de viteză la aceeași reacție poate fi foarte mare.

Atunci când se analizează viteza de reacție necesară pentru a distinge între reacțiile omogene și eterogene. Din moment ce aceste concepte sunt strâns legate de faza de concept.

Fazoynazyvaetsya parte a sistemului, separat de celelalte părți ale interfeței, peste care proprietățile se schimbă brusc.

Reacția omogenă are loc în cantitatea de fază [Exemplu - reacția dintre hidrogen și oxigen pentru a forma vapori de apă: H2 (g) + O2 (g) → H2O (g)] și dacă reacția este eterogen, se procedează la interfața [ex arderea carbonului: C (t) + O2 (g) → CO2 (g)].

Rata de reacție este Omogen cantitatea de substanță care reacționează sau format în timpul reacției de pe unitatea de timp per unitate de volum de fază:

unde n - cantitatea de substanță în mol; V - faza de volum n; τ - timp; C - concentrație, moli / litru.

Rata de reacție heterogenă este cantitatea de substanță care reacționează sau format în timpul reacției de pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață a fazelor de suprafață:

unde S - aria suprafeței interfeței de fază.

Cei mai importanți factori care afectează viteza reacțiilor omogene sunt următoarele: natura reactanților, concentrațiile lor, temperatura, prezența catalizatorilor.

Dependența vitezei de reacție asupra concentrației reactanților. Reacția are loc între molecule atunci când acestea se ciocnesc. Prin urmare, viteza de reacție este proporțională cu numărul de coliziuni. molecule care sunt supuse reactanți. Numărul de coliziuni este mai mare cu cât concentrația fiecăruia dintre materiile prime. De exemplu, viteza de reacție A + B → C este proporțională cu produsul concentrațiilor A și B:

unde k - factorul de proporționalitate se numește o viteză de reacție constantă. În sensul valorii k este viteza de reacție pentru cazul în care concentrația de reactanți este egal cu 1 mol / l.

Acest raport reprezintă legea dreptului de acțiune în masă, aceasta este numită și legea acțiunii de masă:. La o temperatură constantă a vitezei de reacție chimică este direct proporțională cu produsul dintre concentrațiile reactanților.

Mult mai puțin reacția este realizată ca urmare a coliziunii simultane a trei particule reactive. De exemplu, reacția

poate curge prin tripla coliziune:

Apoi, în conformitate cu legea acțiunii în masă concentrația fiecăruia dintre reactanți vesche expresie PTS Rin Odita viteza de răspuns într-o măsură egală cu coeficientul ecuației reacției:

Suma gradelor ecuațiile de drept acțiune de masă se numește ordinea reacției. De exemplu, în acest ultim caz, reacția are un al treilea (a doua - pe substanța A și prima - de substanța B.

Dependența vitezei de reacție la temperatură. Dacă utilizați rezultatele numărarea numărului de coliziuni între molecule, numărul de coliziuni va fi atât de mare încât toate reacțiile ar trebui să aibă loc imediat. Această contradicție poate fi explicată prin faptul că numai moleculele având anumită energie reacționează.

Excesul de energie, care trebuie să aibă o moleculă să ciocnirea lor ar putea duce la formarea unei substanțe noi, numită o energie de activare (vezi. Figura 2.1).

Figura 2.1 - Diagrama energetică pentru produsul de reacție formarea AB din materii prime A și B. Dacă energia de coliziune a moleculelor A și B este mai mare sau egală cu EA energie de activare. Acesta depaseste bariera de energie, iar mișcarea are loc de-a lungul coordonatei r din reacția materiilor prime la un produs. În caz contrar, există o coliziune elastică a moleculelor A și B. Partea superioară a barierei de energie corespunde stării de tranziție (complex activat), în care leagă A-B este formată parțial.

Pe măsură ce temperatura crește numărul de molecule active de temperatură este o măsură a energiei cinetică medie a moleculelor, astfel încât creșterea temperaturii crește viteza medie a mișcării lor. Prin urmare, viteza de reacție chimică ar trebui să crească odată cu creșterea temperaturii. Creșterea vitezei de reacție prin încălzire este de obicei caracterizat prin coeficientul de temperatură al vitezei de reacție (γ) -numărul arată de câte ori rata crește odată cu creșterea temperaturii de reacție cu 10 grade. Matematic, această relație este exprimată de regula van't Hoff lui.

unde v1 - viteza de la t1; v2 - rata la t2 temperatură. Pentru majoritatea reacțiilor y coeficient de temperatură se situează în intervalul între 2 și 4.

Mai strict viteză de reacție dependentă (mai precis, constanta de viteză), față de temperatura este exprimată prin ecuația Arrhenius.

unde A - factorul de pre-exponențială, care depinde numai de natura reactanților; Ea - energia de activare. reprezintă înălțimea barierei de energie dintre materiile prime și produsele de reacție (vezi Figura 2.1.); R R = 8,3144 J / (mol. K). Calculele aproximative de multe ori presupun R = 8,31 J / (mol. K). - constanta universală a gazelor; T T - temperatura absolută (în grade Kelvin). Este legată de temperatură de ecuația Celsius
T = t o C + 273,15.
Calculele sunt aproximative raportul
T = t o C + 273. - temperatura absolută.

Reducerea energiei de activare indiferent de motiv, în conformitate cu ecuația Arrhenius. Aceasta crește viteza de reacție.

Influența catalizatorilor asupra vitezei de reacție.

Katalizator- o substanță care nu este consumată în reacție, dar afectează viteza.

Fenomenul de schimbare a vitezei de reacție sub acțiunea acestor substanțe numite catalizei. În mod tipic, catalizatorii sunt substanțe care măresc viteza de reacție și inhibitori - substanțe care întârzie reacția. In cele mai multe cazuri, efectul catalizator se explică prin faptul că reduce energia de activare a reacției (Figura 2.2).

A + B → AB - reacție necatalitică

A + B + C → AC + B → AB + C - reacție catalitică (C - catalizator)