Reacțiile au loc într-o coliziune între o moleculă de reactanți. Viteza de reacție este determinată de numărul de coliziuni și probabilitatea ca acestea vor conduce la transformarea. Numărul de coliziuni este determinat de concentrația reactanților, și posibilitatea unei reacții - energia moleculelor se ciocnesc.
Rata reacției chimice-schimbarea concentrațiilor (DC) ale reactanților pe unitatea de timp (t):
Semnul „+“ este pus, în cazul în care rata este determinată de imaginea produsului și semnul „-“ - viteza de curgere a materialului de pornire.
În funcție de cantitatea tuturor fazelor sistemului și reacția are loc în ele sunt împărțite în omogene și eterogene.
Sistemul - corpul sau grupul de corpuri, izolate mental din jurul
Faza - partea a sistemului este separată de cealaltă interfață.
Reacțiile omogeni au loc într-o singură fază. De exemplu, reacția
CI2 (g) + H2 (g) = 2HCI (g) este omogen, deoarece toate materialele sunt în stare gazoasă.
Reacțiile heterogene apar la reacția interfață faz.Primeromgeterogennoy poate fi cărbune reacție de ardere care are loc la limita de carbon - oxigen (sistem format din două faze)
Principalii factori care afectează viteza reacției:
Substanțe cu legături ionice (electroliti) reacționează aproape instantaneu și legăturile cu covalente (compus organic) lent.
2) Concentrarea reactanți.
3) Temperatura de reacție.
4) Prezența substanțelor accelerând sau retardare reacția.
Luați în considerare efectul de concentrare kontsentratsii.S crește crește viteza de reacție, deoarece ciocnirile mai frecvente de molecule ale reactanților. Cantitativ, această dependență este determinată de legea acțiunii de masă.
Legea acțiunii masei, viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul dintre concentrațiile reactanților, luate în grade, rapoarte egale ale acestor substanțe în ecuația reacției.
Pentru + vB = ecuație omogenă reaktsiimA C are forma:
În rate constante ecuația (k) - este viteza de reacție a reactanților la concentrații egale cu unitatea.
Scrieți o expresie a legii acțiunii maselor pentru următoarele reacții:
2) Acest sistem este eterogen, astfel încât formula va include numai concentrația substanței gazoase: V = k [O 2]. Viteza de reacție este independentă de cantitatea de carbon luată și de la suprafața de contact cu oxigenul. În cazul de strivire a vitezei de reacție de cărbune va crește
Luați în considerare efectul temperaturii asupra vitezei de reacție chimică
regula Van't Hoff - când temperatura crește la fiecare zece grade viteza reacțiilor chimice omogene creșteri
2 ÷ 4 raza.Dlya fiecare reacție poate fi utilizat un coeficient de temperatură așa-numitul # 947;, ceea ce indică de câte ori viteza de reacție crește odată cu creșterea temperaturii la 10 0C. Cunoscând coeficientul de temperatură, este posibil să se calculeze rata de schimbare a crește temperatura de reacție de la T1 la T2 cu formula
# 947; coeficient -temperaturny al vitezei de reacție.
De exemplu, dacă # 947; = 2, apoi prin creșterea temperaturii la 100 de grade ar trebui să crească viteza de reacție de 210 = 1024 de ori.
Motivul pentru efectul temperaturii asupra vitezei de reacție este interpretat greșit
care nu reacționează toate particulele, particulele numai cu energie suficientă pentru reacție. Prin creșterea temperaturii de reacție crește proporția acestor particule. Distribuția dimensiunii particulelor a valorilor de energie în funcție de temperatură este prezentată în figura 11.1.
Figura 11.1 - Distribuția valorilor energiei cinetice a particulelor la temperaturi diferite,
E'1 și E'2 - valori de energie a particulelor mai probabile la temperaturi T1 și respectiv T2;
Ea - energia minimă a particulelor necesară pentru reacție. Numărul total de particule din sistem (N) este egală cu aria de sub curbă.
Numărul de particule cu mai multă energie decât Ea este egală cu suprafața umbrită.
Din Figura 11.1 arată că o creștere a temperaturii de distribuție a energiei particulelor este modificată astfel încât să crească proporția de particule cu energii mai mari decât Ed.
energie de activare - această cantitate excesivă de energie (în comparație cu valoarea medie), pe care molecula trebuie să aibă în momentul coliziunii, să fie în măsură să prezinte o interacțiune chimică.
Referitor la 1 mol de dimensiunea energiei de activare kJ / mol. Pentru reacțiile care au loc la o rată semnificativă, energia de activare să nu depășească
50 kJ / mol, și pentru reacțiile de schimb ionic are loc aproape instantaneu, Ea »0.
In 1889 ecuatia G. S. Arrenius adus în funcție viteză constantă reacție chimică a temperaturii:
unde A - factor predekspotentsialny în funcție de natura reactanților;
Din ecuația Arrhenius că constanta de viteză scade odată cu creșterea energiei de activare.
Figura 11.2 prezintă schimbările în potențialul sistemului energetic reacționează prin intermediul reacției.
Figura 11.2 - reacție chimică Diagrama energetică
A - substanță de bază B - stare de tranziție (complex activat), C - produse de reacție.
Se vede din figură că pentru o reacție exotermă (venind din degajările de căldură) pierderea moleculelor activ este compensată de energia eliberată în timpul reacției. În cazul unei reacții endoterme pentru a menține este necesară viteza dorită a căldurii de reacție.
Disponibilitate accelerare sau întârziind substanțe de reacție în funcție de efectele exercitate adăugate substanțe pot accelera reacția - catalizatori sau lent - inhibitori.
Catalizator - o substanță care accelerează o reacție chimică, dar după reacția în sine rămâne neschimbată.
Catalizator schimbă modul de reacție prin care o conduce prin intermediar
etapă cu valori mai mici ale energiilor de activare. Schema de reacție fără cataliză între substanțele A și B pentru a forma produsul D poate fi reprezentat după cum urmează: A + B = D, în prezența unui catalizator într-o cale de reacție în schimbare:
caracteristică este selectivitatea catalizatorului, adică, Numai capacitatea de a accelera anumite reacții. Posedă biocatalizatori înaltă selectivitate (enzime) - reacții catalizatori în sistemele vii.
substanța inhibitorie întârziind practica reaktsiyu.Na chimică este uneori necesară pentru a întârzia reacția (coroziunea metalelor și altele.). Acest lucru se realizează prin introducerea inhibitorilor în sistemul de reacție. De exemplu, methenamine este inhibitor de coroziune de fier într-un mediu acid.
substanță Promotor- creșterea activității catalizatorului. În acest caz, promotorii înșiși nu pot poseda proprietăți catalitice.
impurități yady- catalitice din amestecul de reacție, având ca rezultat pierderea parțială sau totală a activității katalizatora.Tak, urme de arsenic, fosfor care cauzează o pierdere rapidă a activității catalizatorului în timpul contactului V2 O5 metoda de producere H2 SO4.
În reacții chimice, materiile prime nu sunt întotdeauna complet transformați în produși de reacție. Acest lucru se datorează faptului că acumularea produșilor de reacție pot fi create condiții pentru apariția reacției inverse. Cele mai multe reacții chimice sunt reversibile. Ca un exemplu, să examineze reacția reversibilă
iobratnayareaktsii directe sunt reacții separate cu legile cinetice corespunzătoare.
O caracteristică cantitativă a reacțiilor reversibile este un echilibru constant care se determină atunci când sistemul de echilibru chimic.
În starea de echilibru chimic vitezei înainte și înapoi reacțiile sunt (Vred. = Vobr.).
Substituind starea ratelor de expresie echilibru chimice ale directă și inversă reacțiile, obținem următoarea ecuație:
După conversie se obține
În cazul unei reacții heterogen, de exemplu, CaCO3 CaO + CO 2 ↔ ↑. expresia constanta de echilibru este Cr = [CO2], adică constanta de echilibru al acestei reacții depinde numai de concentrația substanței gazoase.
Cu cât constanta de echilibru, cu atât mai mult echilibrul este deplasat în direcția reacției înainte. Constanta de echilibru depinde de temperatură și de natura reactanților. echilibru chimic este dinamic. reacție înainte și înapoi nu se oprește la echilibru.
Efectul diferiților factori asupra trecerea de echilibru este în concordanță cu principiul Le Chatelier.
Le Shatele- în cazul în care un sistem este într-o stare de echilibru chimic este o influență externă, rezultatul proceselor care au loc în sistem se va deplasa echilibrul, astfel încât impactul extins va scădea.
Principiul Le Chatelier este universal, astfel cum este aplicabilă nu numai la procesele chimice, dar, de asemenea, la o varietate de procese fizice și chimice.
Luați în considerare efectul schimbării concentrației, presiunii și temperaturii
Efectul concentrațiilor reactanților
Dacă sistemul de echilibru 2N2 + 3H2 «2NH3 adăuga N2 sau H2. echilibrul se va deplasa spre dreapta, adică, NH3 creștere a producției. Odată cu creșterea concentrațiilor de NH3 de echilibru se va deplasa spre stânga, respectiv.
schimbarea presiunii afectează echilibrul reacțiilor care implică substanțe gazoase. Dacă sistemul într-o stare de echilibru chimic, creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa spre o reacție de produse gazoase care ocupă un volum mai mic, în timp ce în cazul reducerii presiunii - vice-versa.
1) Cum va creșterea presiunii asupra echilibrului de reacție de deplasare
Soluție: Se observă din ecuațiile de reacție care 4 moli de precursori de gaz format 2 moli de produse de gaz de reacție. Astfel, atunci când echilibrul de presiune este deplasat față de reacția înainte, deoarece aceasta conduce la o scădere a presiunii.
2) Cum va schimba presiunea din echilibrul de reacție de deplasare
Se observă din ecuațiile de reacție care 2 mol pornind de gaz materialul format 2 moli de produse de gaz de reacție. Astfel, o schimbare
presiunea nu va afecta echilibrul reacției.
Dacă amestecul de reacție într-o stare de echilibru chimic, se încălzește, în conformitate cu principiul Le Chatelier ar trebui să procedeze în mod avantajos cu reacția prin absorbția căldurii, adică, reacție endotermă, iar când se răcește amestecul ar trebui să procedeze în mod avantajos cu căldura de reacție, adică reacție exotermă.
Deoarece schimbarea temperaturii de reacție
Soluție: Reacția este exotermă, prin urmare, temperatura crește echilibrul deplasează spre stânga, iar la temperaturi mai mici - dreapta. Din aceasta rezultă că pentru creșterea cantității de amoniac este necesară pentru a scădea temperatura. În practică, poate rezista la temperaturi
500 ° C, deoarece la reducerea ratei de temperatură echilibrării scade dramatic.
12 Structura atomică