Influenta naturii reactanților

reactanti Natura - nu este numai compoziția sa, ci și tipul de particule, care sunt direct implicate în reacție: atomii, moleculele, ioni sau radicali. Reacțiile dintre moleculele apar de obicei lent, iar între ioni și radicali - rapid.

Efectul concentrației reactanților.

Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților descrisă o cinetică de bază chimice Zuko, stabilind: viteza de reacție chimică este proporțională cu produsul dintre concentrațiile reactanților.

Pentru procedura de reacție, conform ecuației A + B = C + D, această lege exprimată de ecuația:

unde CA și CB - concentrația molară a substanței A și B; k - constanta vitezei. Sensul fizic al constantei de viteză - este numeric egală cu viteza de reacție, atunci când concentrația fiecăruia dintre reactanți cuprind 1 mol / l, sau atunci când produsul lor este egal cu unitatea.

Legea fundamentală a cineticii chimice sunt adesea numite legea acțiunii de masă.

Constanta de viteză de reacție depinde de natura reactanților, temperatura, prezența unui catalizator, dar este independentă de concentrația substanței.

Ecuația (1) între viteza de reacție cu concentrația reactanților, reacția se numește ecuație cinetică .Pentru reacțiilor înregistrate într-o formă generală. Ecuația cinetică este

unde m și n - exponenți care sunt stabilite empiric și, în majoritatea cazurilor, nu sunt egale cu coeficienții stoechiometrici a și b în ecuația reacției.

Ecuația (2) este o expresie algebrică comună a legii acțiunii maselor: viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, luate în grade, egal cu coeficienții stoechiometrici ai substanțelor în ecuația reacției.

Suma m + n este numită ordinul reacției și are de obicei o valoare de la 0 la 3 (valorile nu sunt excluse și fracționare și chiar negative).

Ordinea de reacție este o caracteristică formal-cinetică a procesului, acesta nu reflectă mecanismul reacției, o dependență caracteristică asupra ratei de concentrare.

Legea fundamentală a cineticii chimice nu ține cont de concentrația reactanților în stare solidă, deoarece concentrațiile lor sunt constante și care reacționează numai la suprafață, care rămâne neschimbată.

reacțiile moleculare este caracteristica molecular-cinetică a procesului, care reflectă mecanismul său. Determinată de numărul de particule care interacționează simultan într-un eveniment elementar.

În funcție de numărul de molecule care participă la reacție, evenimentul elementar, mono- distins, reacția bi- și trimolecular.

Numai pentru o singură treaptă reacții (de bază), cu ordin moleculare coincid. Pentru reacțiile simple, ecuația stoechiometrică reflectă adevăratul mecanism.

Dependența vitezei de reacție la temperatură este determinată de regula van't Hoff. în care temperatura crește la fiecare 10 grade viteză majoritatea reacțiilor creșteri de 2-4 ori.

Matematic, această relație este exprimată de relația

în cazul în care VT2. rata de răspuns respectiv la inițial (t1) și temperaturile (T2) de capăt, și - vt1 # 947; - coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, luând o valoare de la 2 la 4. Mai precis, dependența vitezei de reacție la temperatură este exprimată prin ecuația Arrhenius:

unde k - constanta vitezei de reacție, mol / L • s; A - o constantă independentă de temperatură; T - temperatura, K; R - gaz universal constantă egală cu 8.314 J / mol K; Ea - energia de activare kJ / mol.

Energia de activare este energia minimă a particulelor care interacționează, suficient pentru a lua toate particulele unei reacții chimice.

Caracterul zavisitot energiei de activare a reactanților și calea de reacție și nu depinde de temperatura, în cazul în care modificările au avut loc o schimbare a mecanismului de reacție.

Energia de activare este determinată prin experiment și a constatat că reacția cu E <50 кДж/моль при 298К идут с высокой скоростью, а если Еа> 100 kJ / mol, rata este incomensurabil mică.

Katalizomnazyvaetsya modifica ratele de reacții chimice în prezența unor substanțe - catalizatori.

Katalizator- este o substanță care modifică viteza de reacție, datorită participării la interacțiunea chimică intermediară cu componente ale reacției, dar după reducerea fiecărui ciclu de interacțiune intermediar compoziția lor chimică.

Distinge între cataliza pozitive și negative. În cazul unei rate pozitive de catalizare a unei reacții chimice atunci când se administrează creșteri ale catalizatorului. La cataliza negativă, - dimpotrivă, scade. Adesea numita inhibare cataliză negativă și catalizatori negativi care reduc rata inhibitorilor de reacție (mecanismul de acțiune este diferit de ultimul catalizator).

Reacțiile chimice care au loc în prezența catalizatorilor sunt denumiți catalitică. Există două tipuri de cataliză - omogene (uniforme) și eterogene cataliza (eterogen).

Când reactivii de cataliza omogenă și sistemul catalitic formează un omogen - gaz sau lichid. În acest caz, între catalizatorul și reactanții este nici o interfață. Un exemplu este efectul unei varietăți de enzime în procesele biologice. Pentru cataliză omogenă a constatat că viteza de reacție chimică este proporțională cu concentrația catalizatorului.

In cataliză heterogenă, reactanții și catalizatorul formează un sistem de faze diferite. În acest caz, există o interfață între catalizator și reactanți. În mod tipic, catalizatorul este un solid și reacția substanțe - gaze sau lichide. De exemplu, oxidarea amoniacului (faza gazoasă), în prezență de platină (faza solidă). Toate reacțiile continua sub cataliză heterogenă pe suprafața catalizatorului. Prin urmare, activitatea catalizatorului solid va depinde și de proprietățile de suprafață (dimensiunea, compoziția chimică, structura și state).

Efectul catalizatorilor pozitivi este redusă pentru a reduce energia de activare.

Unele substanțe reduc sau integral distrug activitatea catalizatorului solid. Astfel de substanțe sunt numite otrăvuri catalitice.

Ca un exemplu, compușii de arsenic, mercur, plumb și cianurile, care sunt deosebit de sensibile la catalizatori de platină.

Cu toate acestea, sunt acele substanțe care sporesc efectul catalizatorilor din această reacție, deși catalizatorii nu sunt. Aceste substanțe sunt numite promotori (de exemplu, promovarea catalizatorilor de platină, aditivi de fier, aluminiu, etc.).

Rolul catalizatori în industria chimică este extrem de mare, dar nu și catalizatori biologici mai puțin importante - enzime - substanțe specifice de origine animală sau vegetală, care sunt proteine. Ele au un efect catalitic cu privire la anumite reacții biochimice prin scăderea următoarea lor inactivare.

echilibru chimic. Le - Chatelier

Reacțiile care au loc în aceeași direcție și merg până la capăt, numit ireversibil. Ele nu sunt atât de mult. Cele mai multe reacții sunt reversibile, adică ele curg în direcții opuse și nu merg până la capăt. De exemplu, J2 reacție + H2 D 2HJ la 350 ° C este în mod tipic o reacție reversibilă. În acest caz, echilibrul chimic mobil este stabilit și viteza de proces înainte și invers sunt egale.

Echilibrul chimic al unui stat sistem de reactanți, în care înainte și înapoi ratele de reacție sunt egale.

echilibru chimic se numește echilibru dinamic. La echilibru, fluxul și înainte și reacțiile inversă, vitezele lor sunt aceleași, astfel încât schimbările în sistemul nu este vizibil.

Concentrația reactanți, care sunt instalate în echilibru chimic, denumit concentrațiile de echilibru. Ele sunt de obicei notate prin paranteze, de exemplu [J2], [H2], [HJ].

O caracteristică cantitativă a valorii de echilibru chimic se numește echilibru chimic constant. Pentru reacția în forma generală: mA + Nb = PC + qd

constanta de echilibru chimic este:

Aceasta depinde de temperatura și de natura reactanților, dar nu depinde de concentrația lor. Constanta de echilibru indică de câte ori rata reacției transmite mai mare decât inversul vitezei de reacție, în cazul în care concentrația fiecăruia dintre reactanți este de 1 mol / l. În acest sens fizic K.

direcția de deplasare echilibru chimic se schimbă la concentrațiile reactanților, temperatura și presiunea (în cazul reacțiilor de gaz), determinată de poziția generală, cunoscută ca principiul echilibrului dinamic sau principiul Le Chatelier. dacă sistemul este în echilibru, se produce orice acțiune externă (schimbarea concentrației, temperatura, presiunea), favorizează curgerea unuia dintre cele două reacții opuse, care atenueaza impactul.

Trebuie remarcat faptul că toți catalizatorii de aceeași viteză, atât înainte cât și reacții inverse și, prin urmare, nu are nici un efect asupra trecerea de echilibru, ci contribuie doar la realizarea mai rapidă.

Exemple de rezolvare a problemelor

Se calculează coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, știind că temperatura crește cu 70 ° C, rata crește cu 128 de ori.

Pentru a calcula folosind regula van't Hoff:

La ce temperatură peste o anumită reacție timp de 0,5 minute, în timp ce la 70 ° C, se termină la 40 de minute? Coeficientul de temperatură al reacției este de 2,3.

Pentru a calcula folosind regula van't Hoff. Găsiți t2:

De câte ori pentru a schimba viteza reacției transmite N2 (g) + 3H2 (g) = NH3 (g), în cazul în care presiunea sistemului este crescut de 2 ori?

Creșterea presiunii în sistem este echivalentă cu scădere de 2 ori a volumului de sistem de 2 ori. Astfel, concentrația reactanților va crește de 2 ori. Conform legii acțiunii masei, viteza de reacție inițială este Vr = k · [N2] · [H2] 3.

După creșterea presiunii până la de 2 ori concentrația de azot și hidrogen va crește de 2 ori, iar viteza de reacție devine egal cu vk = k · 2 [N2] · 2 3 [H2] 3 = k · 32 [N2] · [H2] 3. relație vk / Vr arată modul în care rata de schimbare a reacției după schimbarea de presiune. De aceea, Vc / Vr = k · 32 [N2] · [H2] 3 / (k · [N2] · [H2] 3) = 32.

A: Viteza de reacție va crește de 32 de ori.

reacția de descompunere a endotermă pentaclorură de fosfor curge prin ecuația RS15 (z) ↔ RS13 (g) + C12 (g); # 8710; N = 92.59 kJ. Cum se schimbă: a) temperatura; b) presiunea; c) Concentra-talkie pentru a deplasa echilibrul în favoarea reacției directe - RS15 descompunere?

Offset sau trecerea de echilibru chimic numit schimbarea concentrației de echilibru a reactanți în schimbarea care rezultă într-una dintre condițiile de reacție. Direcția în care sa mutat echilibrul este determinată de principiul Le Chatelier: a) deoarece reacția RS15 descompunere este endoterm (H> 0), atunci echilibrul spre deplasarea reacției inainte necesară pentru a ridica temperatura: b), deoarece în acest sistem RS15 expansiune duce la creștere în volum (de la un moleculele de gaz sunt formate doua molecule gazoase), este necesar să se reducă presiunea la trecerea de echilibru față de reacția înainte; c) echilibrul deplasează în direcția indicată poate fi realizată atât prin creșterea concentrației RS15. și scăderea concentrației sau RS13 Cl2.