Secțiunea de chimie, care studiază ratele reacțiilor chimice, se numește cinetică chimică
Probleme ale cineticii chimice:
1. Calcularea ratelor de reacții chimice și a producției de curbe cinetice care arată schimbarea concentrațiilor reactanților în timp.
2. Determinarea mecanismului reacției prin curbele cinetice.
Cele mai multe reacții chimice nu apar într-una, ci în mai multe etape, deseori numite reacții elementare.
O reacție elementară este de obicei înțeleasă ca un singur act de formare sau rupere a unei legături chimice, care trece prin formarea unui produs intermediar. Stabilirea unei secvențe de etape elementare se numește un mecanism de reacție.
Reacțiile elementare sunt de numai trei tipuri:
monomolecular (A → B + C +),
bimolecular (A + B → D +.), (2A → A2),
Trimoleculară (A + B + C → D +.), (2A + B → D +.), (3A → B +.).
Se dovedește că coliziunea a mai mult de trei molecule este în același timp practic imposibilă. Prezența în ecuație a reacției chimice a coeficienților stoichiometrici mari (când suma lor depășește 3) indică fără echivoc un mecanism complex de reacție.
Conceptul principal al cineticii chimice este conceptul vitezei de reacție, care este determinat de modificarea cantității de substanță a reactanților (sau a produselor de reacție) pe unitate de timp per unitate de volum. Rata medie a reacției chimice (# 965;) este definită ca schimbarea concentrației (c) a uneia dintre substanțe în timp (# 964;):
unde # 8710; # 964; - # 959; inversarea timpului, care corespunde unei modificări a concentrației # 8710; sec.
Dimensiunea vitezei de reacție omogenă: mol / (L · s) sau g / (l · s), iar viteza reacției eterogenă - mol / (cm2 · s) sau g / (cm2 · s).
Derivatul este luat cu semnul minus, dacă c este concentrația substanței inițiale și cu semnul plus, dacă c este concentrația produsului de reacție.
Reacțiile chimice (sau sistemele) sunt omogene (omogene) și eterogene.
Reacțiile omogene apar în sistemele în care nu există interfață între faze, iar proprietățile sistemului (fizice și chimice) sunt aceleași în întregul volum, de exemplu:
Reacțiile heterogene sunt sisteme care conțin mai multe faze. În sistemele eterogene există o interfață între faze:
Rata de reacție depinde de natura reactanților și de condițiile în care are loc reacția. Cele mai importante dintre acestea sunt: concentrația, temperatura și prezența catalizatorului (și, de asemenea, presiunea în cazul în care reacția are loc în faza gazoasă).
Dependența ratei de reacție chimică la concentrație este determinată de legea maselor acționatoare: rata reacției chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale substanțelor reactive luate în gradele coeficienților lor stoechiometrici.
Pentru reacția condiționată, a + în B →. legea maselor care acționează este scrisă ca:
Coeficientul de proporționalitate k este numit constanta vitezei de reacție. Dacă cA = cB = 1 mol / l, atunci # 965; = k, adică constanta de viteză k este numeric egală cu viteza de reacție, atunci când concentrațiile substanțelor reactive sunt egale cu una.
Constanta de viteză a reacției chimice nu depinde de concentrație, ci depinde de natura reactanților, temperatură și catalizator.
Exemple de reacții omogene:
H2O (r) + O2 (r) = 2H20 (r)
Rata de reacție în sistemul de gaze poate fi exprimată nu numai prin concentrațiile moleculare ale reactanților, dar și prin presiuni parțiale:
2NO (g) + 02 (g) = 2NO2 (g)
Reacțiile heterogene sunt de mare importanță în inginerie. Deoarece reacțiile eterogene din reactanți și produșii de reacție sunt în faze diferite, rata de astfel de reacții va fi strâns legată de mărimea suprafeței fazei solide și transferul proceselor substanțelor. Cu cât suprafața reactanților și cu atât mai rapid va fi furnizarea de reactanți la suprafață și îndepărtarea produșilor de reacție de la suprafață, cu atât mai mare viteza de reacție. De aceea, împreună cu factorii enumerați mai sus, care afectează viteza de reacție omogenă, factori suplimentari care afectează viteza de reacție heterogenă sunt suprafața între faze și rata de livrare a reactanților interfeței. Luând în considerare acești factori în condiții tehnologice reale, în scopul creșterii ratei de reacție, se introduc următoarele:
a) măcinarea unui solid;
b) agitarea masei de reacție.
Exemple de reacții heterogene:
Fe (t) + 2HCl (p-p) → FeCl2 (p-p) + H2 (g)
CO2 (g) + CaO (t) → CaCO3 (t) (se ia în considerare numai componenta gazoasă a sistemului)
Exemplul 1. Notați expresiile pentru viteza următoarei reacții:
prin schimbări ale concentrațiilor moleculare ale fiecărei substanțe.
Soluția. Ca rezultat al reacției, cantitățile de iod și hidrogen sunt reduse cu aceeași cantitate. Numărul de HI crește simultan de două ori. Prin urmare, viteza de reacție, măsurată prin hidrogen hidrogen, va fi de două ori mai mare decât cea măsurată prin iod sau hidrogen:
Exemplul 2. Se calculează viteza medie de reacție de descompunere a peroxidului de hidrogen (H2 O2), în cazul în care concentrația inițială a soluției a fost de 0,3 mol / l, și timp de o lună (30 zile), concentrația soluției a fost redus la jumătate.
Soluția. Rata reacției este schimbarea concentrației soluției pe unitatea de timp. Modificarea concentrației peste 30 de zile (# 8710; # 964;) a fost:
# 8710; c = 0,3. 2 = 0,15 mol / l.
# 965; = - = 0,005 mol / (l-zi)
Răspuns. viteza de descompunere a peroxidului de hidrogen este de 0,005 mol / zi (1 zi)
Exemplul 3. Se determină valoarea numerică a vitezei de reacție
dacă constanta vitezei de reacție este de 0,75 și concentrațiile inițiale de acid clorhidric și oxigen sunt de 2 mol / l.
Soluția. Reacția este omogenă. Să scriem expresia legii maselor care acționează:
Substituim valorile numerice ale constantei vitezei de reacție și ale concentrațiilor de reactiv și calculam valoarea vitezei:
# 965; = 0,75,24,2 = 24 mol / (1 s)
Răspuns. 24 mol / (1 s)
Exemplul 4. De câte ori crește rata de reacție
când presiunea este mărită de 3 ori?
Soluția. Conform legii masei efective, rata unei reacții chimice omogene este proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale substanțelor reacționate, ridicate la gradul coeficienților lor stoichiometrici:
Dacă presiunea este mărită de trei ori, concentrațiile fiecăreia dintre substanțele reactive vor crește cu aceeași cantitate. Expresia vitezei după creșterea presiunii va avea forma:
Răspuns. rata de reacție va crește de 27 de ori.
Exemplul 5. De câte ori ar trebui să crească concentrația de monoxid de carbon (II) în sistemul 2CO = CO2 + C, astfel încât rata de reacție să crească de patru ori?
Soluția. Conform legii masei efective, rata de reacție este descrisă de următoarea expresie:
Pentru a mări viteza de reacție, este necesară creșterea concentrației de monoxid de carbon (CO) de mai multe ori.
Să presupunem că vom crește concentrația (CO) de ori (x). Apoi expresia pentru rata de reacție va avea forma:
Prin condiția problemei, relația. prin urmare
Răspuns. concentrația de monoxid de carbon (II) trebuie crescută de 2 ori.
1.2 Efectul temperaturii Rata reacției chimice depinde puternic de temperatură și, de regulă, crește odată cu creșterea temperaturii. Creșterea vitezei cu creșterea temperaturii se explică prin faptul că energia particulelor de coliziune crește și crește probabilitatea ca o transformare chimică să apară în timpul coliziunii. Regula de degetul mare van't Hoff, în care temperatura este crescută la fiecare 10 grade crește rata de reacție de 2-4 raza.Matematicheski este scris de următoarea ecuație: numărul care arată de câte ori crește viteza de reacție chimică, numită coeficient de temperatură al vitezei de reacție și se notează # 947; (# 947 = 2. 4) .Pravilo van't Hoff este aproximativ și se aplică doar la un interval de temperatură foarte limitată (van't Hoff - chimist olandez, 1852-1911 GG) Relația exactă dintre viteza de reacție și temperatura setată suedez. chimist Arrhenius în 1899. Această relație, numită ecuația lui Arrhenius, descrie dependența de temperatură a constantei ratei și are forma: în care R - este constanta universală a gazelor (J / (mol · K), A - factor de pre-exponențială (independentă de temperatură este determinată numai de tipul de reacție); EA - energia de activare (J / mol) de energie de activare (EA) - această energie în exces. (în comparație cu valoarea medie), care trebuie să aibă o moleculă pentru coliziune eficientă. EA nu depinde de temperatura. în conformitate cu creșterea Arrhenius temperaturii ecuație conduce la o creștere a numărului de molecule active. molekuly- este molecule active care posedă unele exces de energie, . O mai mare decât energia medie a tuturor moleculelor din ecuația Arrhenius, rezultă că energia de activare mai mare, reacția chimică va continua energia de activare lentă este determinată de natura reactanților Dacă valoarea sa este cuprinsă în intervalul 40 - .. 50 kJ / mol, substanțele reacționează unele cu altele în cantități apreciabile la o rată suficientă. Pentru o energie de activare mai mare de 120 kJ / mol, substanțele reacționează extrem de lent la temperaturile obișnuite. Exemplul 1. De câte ori rata de reacție crește cu creșterea temperaturii de la 40 la 80 ° C, dacă coeficientul de temperatură al vitezei este de 2? Soluția. În conformitate cu regula lui Vant-Hoff: Înlocuindu-se în această formulă valorile numerice ale datelor inițiale, primim: Răspuns. rata de reacție va crește de 16 ori. Exemplul 2. Se determină coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, dacă reacția a încetinit de 64 de ori cu o scădere a temperaturii cu 60 ° C. Soluția. Conform regulii Van't Hoff: Conform problemei vitezei de reacție încetinește cu scăderea temperaturii, înseamnă să # 965; # 2 este mai mic de 965, de la 1 la 64 de ori, adică, Deoarece temperatura a scăzut, atunci t2 - t1 = # 8710; t = -60 °. De aici: De aici # 947; = = 2 Răspunsul. coeficientul de temperatură al ratei de reacție (# 947;) = 2.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: