reacțiile chimice care au loc în sistemele omogene - omogeni
Exemple de reacții omogene sunt: a) combustia hidrogenului in oxigen 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) b) neutralizarea hidroxid de sodiu de acid clorhidric HCI apos (pp) + NaOH (pp) = NaCl (pp) + H2O (pp) Evident, aceste reacții au loc în întregul volum al sistemului de reacție.
reacțiile chimice care au loc în sisteme eterogene - heterogene
Exemple de reacții eterogene sunt: a) Arderea sulfului pentru oxigen S (tv) + O2 (g) = SO2 (g) care apar pe sulf suprafață b) reacția zinc cu acid clorhidric Zn (tv) + 2HCl (p-p) = ZnCl2 ( rr) + H2 care curge la suprafață zinc.
Viteza de reacție chimică - o modificare a concentrației reactanților pe unitatea de timp.
Când reacțiile omogene spațiul de reacție este notat cu volumul vasului de reacție și la eterogen - o suprafață pe care reacția are loc. Concentrația de reactanți sunt de obicei exprimate în mol / l - numărul de moli de substanță în 1 litru de soluție.
Viteza de reacție chimică depinde de firi reactanților, concentrare, temperatura, presiunea, materiale de suprafață de contact și natura sa, prezența catalizatorilor.
Creșterea concentrațiilor substanțelor care intră în interacțiune chimică crește viteza de reacție chimică. Acest lucru se datorează faptului că toate reacțiile chimice au loc între un număr de particule reactive (atomi, molecule, ioni). Cu cât mai mare a acestor particule în volumul spațiului de reacție, cu atât mai des se ciocnesc, și există o interacțiune chimică. Reacția chimică poate avea loc prin intermediul unuia sau mai multor evenimente elementare (coliziuni). putem scrie expresia vitezei de reacție asupra concentrației reactanților pe baza ecuației reacției. În cazul în care jocul evenimentului elementar doar o singură moleculă (cu reacție de descompunere), relația va fi de forma:
Această ecuație de reacție unimolecular. Atunci când un eveniment elementar este o interacțiune a două molecule diferite, dependența este de forma:
Se numește reacție bimolecular. În cazul unei coliziuni a trei molecule de expresie este valabilă:
Reacția se numește trimolecular. Factori desemnări:
n - viteza de reacție;
[A], [B], [C] - concentrația reactanților;
k - factorul de proporționalitate; Se numește viteză de reacție constantă.
Dacă concentrația reactanților egal cu una (1 mol / l) sau produsul lor este egal cu unu, atunci v = k. Constanta de viteză depinde de natura reactanților și temperatura. Dependența ratei reacțiilor simple (.. reacții Ie apar printr-un eveniment elementar) pe concentrația descrisă de legea acțiunii de masă: viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților, ridicate la puterea raporturile stoichiometrice.
De exemplu, analiza 2NO reacție + O2 = 2NO2.
Acesta v = k * [NO] 2 * [O2]
În cazul în care ecuația reacției chimice care nu corespunde act elementar de interacțiune, și reflectă numai legătura dintre masa și substanțele nereacționate formate, un anumit grad, la concentrații care nu este egală cu coeficienții care se confruntă cu formulele substanțelor în ecuația reacției. Pentru reacția care se desfășoară în mai multe etape, viteza de reacție este determinată de cea mai mică viteză (de limitare a vitezei) pas.
Această dependență a vitezei de reacție de concentrația reactanților este valabilă pentru gazele și reacțiile care au loc în soluție. Reacțiile implicând solide care nu sunt supuse legii acțiunii maselor, deoarece interacțiunea moleculară are loc numai la interfață. Prin urmare, viteza de reacție eterogen de asemenea, depinde de mărimea și natura reacționând suprafeței fazelor de contact. Cu cat mai mare suprafata - reactia va merge mai repede.
Legea acțiunii de masă:
Substanțe de masă de greutate egală nereacționat tuturor produșilor de reacție.
Legea acțiunii în masă stabilește raportul dintre masele de reactanți în reacții chimice la echilibru, și dependența vitezei de reacție chimică asupra concentrației materiilor prime.
Viteza de reacție constantă (viteza de reacție specifică) - coeficientul de proporționalitate în ecuația cinetică.
Sensul fizic al reacției constantelor de viteză k rezultă din legea ecuației acțiunii în masă: k este numeric egală cu viteza de reacție sub fiecare concentrație a reactanților de 1 mol / litru.
Constanta de viteză de reacție este dependentă de temperatură, natura reactanților, dar nu depinde de concentrația lor.
Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție chimică. Coeficientul de temperatură a coeficientului de viteză. regula Van't Hoff. Influența catalizatorilor asupra vitezei de reacție chimică. reacții catalitice omogene și eterogene. Cele mai multe trepte reacții catalitice. Inhibitorii.
Rata majoritatea reacțiilor crește cu temperatura. deoarece crește energia particulelor crește și se ciocnesc probabilitatea ca o coliziune se va produce transformări chimice. Pentru a descrie cantitativ efectele temperaturii în cinetica chimică folosind două rapoarte de bază - de obicei, van't Hoff și ecuația Arrhenius.
regula Van't Hoff. când temperatura crește la 10 ° C, crește viteza de reacție în 2-4 ori. temperatura constanta vitezei de reacție a fost introdusă în funcție de caracteristicile vitezei de reacție chimică a T
unde kT + 10 si kT - constanta vitezei de reacție chimică la temperatura T + 10 și T În medie, acest raport este de 3. Prin urmare, schimbarea T variază de 310 sau de 59049 ori la 100C viteza de reacție.
energie E- activare în J / mol, constant de gaz R-, T este temperatura în K, A preexponent (dimensiunea sa coincide cu dimensiunea k).
Substanțele care sunt implicate în reacțiile și crește viteza, rămânând neschimbată până la sfârșitul reacției, numite catalizatori.
Fenomenul de schimbare a vitezei de reacție sub acțiunea acestor substanțe numite catalizei. Reacțiile sub influența catalizatorilor sunt denumiți catalitică. In cele mai multe cazuri, efectul catalizator se explică prin faptul că acesta scade energia de activare a reacției. În prezența unui catalizator, reacția are loc prin alte etape intermediare decât fără, acești pași disponibile energetic. Cu alte cuvinte, în prezența unui catalizator cu alte complexe activate, iar formarea lor necesită mai puțină energie decât pentru formarea complexelor activate apar fără catalizator. Astfel, energia de activare scade brusc: unele molecule a căror energie a fost insuficientă pentru coliziune activă acum sunt active.
Pentru o serie de reacții intermediare studiate; De regulă, ele reprezintă un produse instabile foarte activi.
Mecanismul catalizatorilor este asociat cu scaderea energiei de activare datorită formării intermediarilor. Cataliza poate fi reprezentat după cum urmează: R = A + A KA + B = K AB + K, unde K A - un compus intermediar activat.
În industria chimică catalizatori din industrie sunt utilizate pe scară foarte largă. Sub influența reacției poate fi accelerată prin catalizatori de milioane de ori sau mai mult. În unele cazuri, sub influența catalizatorilor pot fi excitate astfel de reacții care au loc fără ele, practic, în aceste condiții.
Distinge între cataliza omogenă și heterogenă. In cazul catalizei omogene, catalizatorul și reactanții formează o singură fază (gaz sau soluție). În cazul catalizei eterogene, catalizatorul este în sistem ca o fază independentă.
Exemple de cataliză omogenă. 1) oxidarea SO2 + 1 / 2O2 = SO3 în prezența NO; NO este ușor oxidat la NO2, și NO2 sunt deja oxideaza SO2;
2) descompunerea peroxidului de hidrogen în soluție apoasă în apă și oxigen: ioni Sg2O2 = 7, WO2-4, MoO2-4 catalizează descompunerea peroxidului de hidrogen, intermediari formă cu acestea, care se descompun în continuare cu degajare de oxigen.
cataliză Omogen se realizează prin reacția intermediarului cu catalizatorul, iar rezultatul este un înlocuitor al unei reacții cu o energie ridicată de activare de mai multe, în care rata de energie de activare inferioară de mai sus:
CO + 1 / 2O2 = CO2 (catalizator - vapori de apă).
Utilizate pe scară largă în industria chimică este cataliza heterogenă. Cele mai multe dintre produsele fabricate în prezent această industrie este obținut prin cataliză heterogenă. În reacția cataliza heterogenă se produce pe suprafața catalizatorului. Rezultă că activitatea catalizatorului depinde de mărimea și proprietățile suprafeței sale. Pentru a avea o ( „dezvoltată“) de suprafață mare, catalizatorul trebuie să aibă o structură a porilor sau să fie în stare foarte fragmentat (înalt dispersat). În practică, catalizatorul este aplicat în mod obișnuit la un purtător având o structură poroasă (piatră ponce, azbest etc.).
Ca și în cazul catalizei omogene, reacția cataliză heterogenă are loc prin intermediari activi. Dar aici, acești compuși reprezintă compuși cu suprafața reactanți catalizatorului. Trecând printr-o serie de etape care implică acești intermediari, reacția se termină cu formarea produselor finale, iar catalizatorul rezultat nu este consumat.
Toate reacțiile catalitice heterogene includ etapa de adsorbție și desorbție.
Acțiunea catalitică a suprafeței este redusă la doi factori: creșterea concentrației la interfață și activarea moleculelor adsorbite.
Exemple de cataliza heterogenă:
2H2O = 2H2O + O2 (catalizator - MnO2,);
H2 + 1/2 O2 = H2O (catalizator - platină).
Un rol foarte important joacă cataliza în sistemele biologice. Cele mai multe reacții chimice în sistemul digestiv, sânge și în animale și celule umane, sunt de reacție catalitică. Catalizatorii menționate în acest caz, enzime reprezintă proteine simple sau complexe. De exemplu, saliva conține enzima ptialina care catalizează conversia amidonului la zahăr. O enzimă prezentă în stomac - pepsina - catalizează scindarea proteinelor. Corpul uman este de aproximativ 30 000 de enzime diferite, fiecare dintre care servește ca un catalizator eficient pentru o reacție.
Selectivitatea acțiunii catalizatorului este acela că produsele de reacție pot fi diferite în funcție de modul în care catalizatorul folosim.
Foarte lent fluxul de procese chimice nedorite, în multe cazuri, este posibil, prin adăugarea de inhibitori în mediul de reacție (fenomenul de „cataliză negativă“).
Inhibitor (lat inhibere - intarziere.) - o substanță pentru retardare sau prevenirea oricărei reacții chimice: coroziunea metalelor, îmbătrânirea polimerilor, oxidarea combustibilului și uleiuri, grăsimi comestibile și altele de lubrifiere.
Deosebit de importanță practică sunt inhibitori de rugină de metal. Conform conceptelor moderne, mecanismul de acțiune al inhibitorilor de coroziune are natura electrochimica. Aplicată la inhibitor de coroziune metalică este o substanță care
adsorbiți pe suprafața metalică făcând un potențial mai pozitiv, încetinind astfel procesul de coroziune. Inhibitorii K de asemenea substanțe care adesea considerate care reduc activitatea sau crea mediu coroziv pentru foliile de protecție de suprafață de metal, care sunt produsul de reacție al inhibitorului cu o soluție de coroziune metal sau produs ai acestora (inhibitori coverts). Un număr mare de substanțe care pot fi considerate ca inhibitori de coroziune. Cel mai clar exprimată în acțiunea inhibitoare a aminelor, compuși heterociclici conținând azot, tioli, uree și tiouree, sulfuri, aldehide și altele.