Cinetica chimice
În industrie, reacția se efectuează de obicei prin alimentarea continuă a materiilor prime în reactor și retragerea produselor. În aceste condiții, este posibil să se obțină o rată constantă a reacției chimice. Cu un debit constant și reacția fotochimică la starea de absorbție completă a luminii incidente (vezi. Reacții fotochimice).
Etapa de limitare a reacției.
În cazul în care reacția este efectuată prin etape a proceda în mod succesiv (nu neapărat toate dintre ele sunt chimice), iar una dintre aceste etape necesită mult mai mult timp decât ceilalți, adică există mult mai lent, atunci această etapă se numește limitarea vitezei. Că acesta este cel mai lent pas determină viteza întregului proces. Să considerăm, de exemplu, reacția catalitică a amoniacului de oxidare. Există două cazuri de limitare.
1. Primirea de molecule de reactiv - amoniac și oxigen la suprafața catalizatorului (proces fizic) este mult mai lentă decât reacția catalitică efectivă la suprafață. Apoi, pentru creșterea ratei de formare a produsului dorit - complet oxidul de azot inutil îmbunătăți eficiența catalizatorului și îngrijirea trebuie luate pentru a accelera accesul reactanților la suprafață.
2. furaje reactanților la suprafață este mult mai rapid decât cele mai multe reacții chimice. Aici are sens pentru a îmbunătăți catalizator, pentru a selecta condiții optime pentru reacția catalitică, deoarece etapa de limitare a vitezei, în acest caz, este reacția catalitică pe suprafață.
Teoria coliziunilor.
Punct de vedere istoric, prima teorie pe baza cărora a fost posibil să se calculeze viteza reacțiilor chimice, a fost teoria coliziune. Este evident că, pentru a reacționa molecule, au în primul rând trebuie să facă față. Acest lucru implică faptul că reacția trebuie să meargă mai repede decât de multe ori se ciocnesc unii cu alți precursori moleculare. Prin urmare, orice factor care afectează rata coliziunilor dintre molecule vor afecta viteza de reacție. Unele legi importante referitoare la coliziunea dintre molecule au fost obținute pe baza teoriei moleculare cinetice a gazelor.
In gazul moleculele de fază se deplasează la viteze mari (câteva sute de metri pe secundă) și foarte des se ciocnesc unele cu altele. Frecvența coliziune determinată în primul rând de numărul de particule pe unitatea de volum, adică concentrația (presiune). Frecvența coliziune de asemenea, depinde de temperatura (cu moleculele sale muta cresc mai repede) și asupra dimensiunii moleculare (molecule mari se ciocnesc mai frecvent unele cu altele decât mici). Cu toate acestea, concentrația afectează frecvența coliziunilor este mult mai puternic. La temperatura camerei și presiunea atmosferică, fiecare moleculă de dimensiune medie suferă de mai multe miliarde pe secundă de coliziune.
O viteză de reacție poate fi calculată pe baza acestor date + B → C între doi compuși gazoși A și B, presupunând că reacția chimică are loc la fiecare ciocnire a moleculelor de reactivi. Lăsați balon L la presiune atmosferică, un amestec de reactivi A și B, la concentrații egale. balon total este de 6 × 10 23 / 22,4 = 2,7 x 22 molecule octombrie, dintre care 1,35 · 22 octombrie, substanța A moleculară și aceeași substanță B. molecular pentru 1 s Să presupunem fiecare moleculă A suferă ciocniri 10 septembrie cu alte molecule, din care jumătate (5 10 8 x) sunt în coliziune cu molecule (a + a coliziunilor nu duc la reacție). Apoi, numai într-un balon de 1 are loc cu 1,35 x 10 5 22 8 '10
7 · 30 octombrie coliziuni de molecule A și B. Este evident că, dacă fiecare dintre ele conduce la reacție, ar trece mai repede. Cu toate acestea, multe dintre reacțiile sunt suficient de lent. Se poate trage concluzia că doar o mică fracțiune din ciocnirile dintre moleculele de reactanți conduce la interacțiunea dintre ele.
Pentru a crea teoria, ceea ce ar permite să se calculeze rata de reacție pe baza teoriei cinetice moleculare a gazelor, era necesar să se poată calcula numărul total de coliziuni moleculare și proporția de reacție „activă“ coliziune rezultată. Noi am explica de ce rata de cele mai multe reacții chimice crește puternic cu creșterea temperaturii - vitezei moleculare și frecvența de coliziune între creșterile ușor cu temperatură - proporție. adică numai 1,3 ori prin creșterea temperaturii de la 293 K (20 ° C) la 373 K (100 ° C), în timp ce viteza de reacție poate fi crescută până la mii de ori.
Aceste probleme au fost rezolvate pe baza teoriei coliziunilor în felul următor. În ciocnirile de molecule schimbate continuu viteze și energii. Astfel, molecula ca urmare a unui „bun“ coliziune poate crește în mod semnificativ viteza, în timp ce cu „a eșuat“ coliziune poate opri aproape (o situație similară se poate vedea în exemplul de bile de biliard). La presiune normală atmosferică, coliziuni și, prin urmare, rata de schimbare care apar la fiecare moleculă de miliarde de ori pe secundă. La această viteză și molecule de energie în mare măsură medie. În cazul în care actuala „numararea“ de timp, într-un anumit volum al moleculelor de gaz cu anumită viteză, se pare că o parte semnificativă dintre ele are o viteză apropiată de media. În același timp, multe molecule au o viteză mai mică decât media, iar partea se deplasează la viteze mai mari decât media. Odată cu creșterea vitezei proporția de molecule care au o viteză dată, scade rapid. În conformitate cu teoria coliziune, reacționează numai acele molecule care au o coliziune cu o viteză suficient de mare (și, prin urmare, o mare cantitate de energie cinetică). O astfel de presupunere a fost făcută în 1889 de chimistul suedez Svante Arrhenius.
Energia de activare.
Arrhenius a inventat chimiștii de concept foarte important de energie de activare (Ea) - este minim energia necesară a unei molecule (sau o pereche de molecule de reactant) pentru a începe o reacție chimică. Energia de activare se măsoară în jouli, și de obicei, nu se referă la o moleculă (aceasta este o valoare foarte mică) și o substanță mol și exprimate în unități de J / mol și kJ / mol. Dacă energia particulelor este mai mică decât se ciocnesc energia de activare, reacția nu va merge, și dacă este egal cu sau mai mare atunci moleculele reacționează.
energiile de activare pentru diferite reacții este determinată experimental (a vitezei de reacție în funcție de temperatură). energia de activare poate varia în limite largi - de la câteva sute la câteva kJ / mol. De exemplu, pentru reacția 2NO2 → N2 O4 energie de activare aproape de zero, la reacția de 2H2 O2 → 2H2O + O2 în soluții apoase Ea = 73 kJ / mol, descompunerea termică a etanului la etilenă și hidrogen Ea = 306 kJ / mol.
Energia de activare a majorității reacțiilor chimice depășește în mod semnificativ energia cinetică medie a moleculelor, care la temperatura camerei este de numai aproximativ 4 kJ / mol, și chiar și la 1000 ° C nu depășește 16 kJ / mol. Astfel, pentru a reacționa, moleculele de obicei au o viteză medie mult mai mare. De exemplu, în cazul Ea = 200 kJ / mol ciocnindu molecule cu greutate moleculară mică trebuie să aibă o viteză de aproximativ 2,5 km / s (energie de activare de 25 de ori mai mare decât energia medie a moleculelor la 20 ° C). Și este - o regulă generală pentru cele mai multe reacții chimice, energia de activare este mult mai mare decât energia cinetică medie a moleculelor.