substanţe de reactivitate

cinetica chimică - studii secțiune chimie regularități ale proceselor fizico-chimice în mecanismele de timp și interacțiunile la nivel atomic și molecular. cinetica chimică considerând dependența ratei reacției chimice asupra concentrației reactivilor, temperaturile, proprietățile fluidelor, radiațiile electromagnetice și alți factori.

Viteza de reacție (v) - modificarea concentrației (C) din reactanți sau produșii de reacție în unitatea de timp-audio (# 964;) într-o unitate de volum a sistemului (de reacție omogen) sau la o unitate de suprafață a interfeței (pentru o reacție heterogen).

Dependența vitezei de reacție chimică la concentrația reactanților este ușor de înțeles baza moleculare a performanțelor cinetice. Molecule de gaze, se deplasează în direcții diferite, cu o viteză destul de mare, în mod inevitabil, trebuie să îndeplinească, se ciocnesc unele cu altele. Interacțiunile dintre molecule pot apărea în mod evident, numai atunci când acestea se ciocnesc, prin urmare, cele mai multe molecule se vor ciocni, cu atât mai repede conversia materiilor prime pentru a merge în noua și cu atât mai mare viteza de reacție.

C. Guldberg și P. Waage în 1867 a formulat legea acțiunii de masă: la o temperatură constantă, viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul dintre concentrațiile reactanților.

reacție chimică omogenă Viteza măsurată prin variația concentrației reactanților pe unitatea de timp. Astfel, pentru reacția omogenă de tip A + 2B → legea AB2 acțiunii în masă se exprimă după cum urmează:

unde [A] și [B] - concentrația care intră în reactanți, k - rata constantă, care depinde de natura reactanților.

Atunci când reacțiile heterogene concentrația substanțelor care se află în faza solidă, de obicei, nu se schimbă în timpul reacției și, prin urmare, nu sunt incluse în ecuația legii acțiunii maselor.

Viteza de reacție în mod continuu scade în timp, astfel ca interacționând substanță consumată treptat și concentrația acestora scade. De aceea, vorbind despre viteza de reacție, au întotdeauna în minte viteza în acest moment, și anume, cantitatea de substanță care ar fi supusă conversiei, în cazul în care în prezent activă, concentrația este menținută în mod artificial pentru o anumită perioadă de timp.

Dependența temperaturii asupra vitezei de reacție chimică este exprimată prin regula van't Hoff: a crescut de 2-4 ori, când temperatura crește cu 10 ° C, viteza de cele mai multe reacții.

Raportul dintre constanta de viteză la temperatura t + 10 ° la o temperatură constantă t se numește coeficientul de temperatură al vitezei (# 947;).

În general, dacă temperatura sa modificat prin # 8710; t °, ecuația vitezei de reacție față de temperatura este dată de:

Astfel, în cazul în care temperatura raportul vitezei de reacție este de 3, apoi, în cât de mult crește viteza de reacție cu creșterea temperaturii de la 20 la 60 ° C? ca # 8710; t = 60 - 20 = 40 ° C, apoi, ceea ce denotă viteza de reacție, respectiv, la 20 și 60 ° C, respectiv, și prin v v“. Putem scrie schimbarea vitezei de reacție: v '/ v = 3 40/10 = 3 4 = 81 ori.

O creștere puternică a vitezei de reacție cu creșterea temperaturii datorită unei creșteri bruște a numărului de particule active și numărul de coliziuni activi.

Dependența vitezei de reacție chimică prin prezența inhibitorilor de cataliza - substanțe și tori care modifică viteza de reacție, dar reacția în sine rămâne chimic stare nemodificată și nu se consumă. Substanțe care accelerează reacția, numite catalizatori. și încetinirea - inhibitori. Uneori, utilizarea catalizatorilor poate crește viteza de reacție de 1000 de ori sau mai mult.

Rata de schimbare a reacției chimice în prezența catalizatorilor - Catalysis. Creșterile viteza de reacție în prezența unui catalizator, în legătură cu scăderea reacției-indu novatie energie prin formarea unor intermediari instabile - complecși activi. Procesul de vin pentru a forma un complex activ este cinetic mai favorabil deoarece Este nevoie de mai puțină energie.

Adesea, unul dintre produșii de reacție este un catalizator pentru accelerarea reacției. Acest tip de reacție, numit autocatalitică. De exemplu, esterii acizilor formați în timpul hidrolizei pentru a cataliza hidroliza. pentru o rată de timp de reacții autocatalitice (perioada de inducție) este mic, dar ca și acumularea produsului - catalizatorul crește, atinge un maxim și apoi scade din cauza consumului de materie primă. In astfel de reacții pot curge fenomene de autoorganizare, având ca rezultat formarea structurilor disipative spațiale și spatio temporal.

Un exemplu frapant al unui proces autocatalitic este omogenă reacție chimică de oxidare periodică a acidului citric cu un amestec de bromat de potasiu sulfat KVrO3 și ceriu Ce (SO4) 2. . Descoperit si investigat de chimiștii Belousov și Zhibotinskim românească în 1951 g amestec al acestor substanțe, dizolvat în acid sulfuric diluat dă ceria reacție de reducere: Ce 4+ (albastru) → Ce 3+ (roșu), și apoi un ion de brom liber consumate (acționează ca un inhibitor de oxidare ceriu), Proto căiește reacția de oxidare inversă: Ce 3+ → Ce 4+. Rezultatul este un sistem care este o periodicitate perfectă își schimbă culoarea de la albastru la roșu și vice-versa. Aceste fluctuații pot fi considerate ca fiind ceasuri chimice, ci ca un sistem de auto-organizare în sine. Pornind de la un anumit moment numărul de oscilații ale sistemului, neregularitățile de concentrare apar spontan și formează straturi roșu și albastru stabil.