Viteza și mecanisme de studii de reacții chimice himicheskayakinetika
Viteza de reacție (v) este determinată de numărul de moli de substanță (n), convertit pe unitatea de timp (t) per unitate de volum (V) 1 D n
v = ¾ × ¾¾ (1)
La volum constant, sistemul de exprimare (1) trece în. v = DC / Dt,
unde C - concentrația molară a substanței [mol / l].
Atunci când concentrația reacției chimice a scăderii materiilor prime (D Siskh <0 ), а продуктов реакции - возрастают ( D Спрод> 0), deci valoarea v se poate scrie două expresii echivalente: v = - DCiskh / Dt = + DCprod / Dt.
O parte omogenă a sistemului (lichid, solid. Gazos) faza se numește.
Reacție care are loc într-un sistem format dintr-o singură fază numită reacție omogenă. Reacția, care a implicat mai multe faze, numite eterogene.
Viteza de reacție depinde de următorii factori majori: natura reactanților, concentrațiile reactanților, temperatura și prezența catalizatorilor.
Efectul concentrației reactanților.
Dependența vitezei de reacție asupra concentrației reactanților este determinată de legea acțiunii de masă (ZDM):
Rata de reacție chimică este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților în raporturile stoichiometrice de grade lor, în cazul în ecuația corespunzătoare reacției mecanismului de reacție se extinde.
Forma generală pentru reacție omogenă: AA + bB ®
Viteza este: V = K * C A A * C b B (2)
unde k - constanta vitezei de reacție.
Pentru reacțiile care implică substanțe gazoase fabricate expresie utilizarea ZDM prin substanțe PA și PB presiune parțială [Pa]: ab
Constanta de viteză de reacție este egală cu viteza de reacție la o concentrație de reactanți fiind egal cu unitatea. Constanta de viteză depinde de natura materialelor și a temperaturii, dar este independentă de concentrație.
Suma concentrațiilor de grade (a + b) în ecuația cinetică (2) este o reacție de ordin teoretic.
Exemplul 1. O reacție chimică H2 (g) + I2 (g) Û 2 HI (z) este într-un singur pas în direcția înainte și înapoi, și mecanismul său de ecuația stoechiometrică. Cum se schimbă viteza de reacție prin creșterea presiunii în sistemul de 2 ori?
Potrivit ZDM, viteza de reacție înainte: v = Katt x CH2 × CI2 (ordinea de reacție = 2)
viteză de reacție inversă: v = 2 x C kobr HI (ordinul de reacție = 2).
Atunci când presiunea este crescută concentrația de 2 ori (presiune parțială) a tuturor substanțelor gazoase sunt crescut de 2 ori, adică raportul dintre viteza de reacție după presurizare este egală cu viteza de referință: v2 / v1 = (Katt × 2CH2 × 2CI2) / (Katt x CH2 x CI2) = 4.
Ecuația reacției stoechiometrică reflectă numai raportul cantitativ dintre reactanții și nu arată mecanismul fluxului de proces. Procesul actual este de obicei mult mai complicat decât este reflectată în ecuația stoechiometrică. Dacă reacția chimică are loc prin intermediul mai multor etape intermediare, rata globală de reacție determinată de cel mai lent (limitare) pas.
Prima etapă, fiind mai lent ecuație cinetică determină întreaga reacție:
v = k × C 2 NO x CH2. ordinea de reacție = 3. 4 în loc.
Într-un sistem eterogen care implică un condensat reacție are loc chimic fază (solid sau lichid) la interfața. Concentrația de suprafață a moleculelor solide (lichid) constante de material și, prin urmare, viteza reacției heterogene depinde numai de concentrația substanțelor gazoase. În legătură cu substanțele etimkontsentratsii care se află într-o fază condensată, ecuația cinetică nu sunt incluse.
Exemplul 3. La o reacție heterogenă CaO (a) + CO2 (g) = CaCO3 (k), determinat prin cinetica ecuației ratei v = k × CCO2.
Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.
Odată cu creșterea temperaturii viteza reacțiilor chimice sunt mult îmbunătățite.
Există o regulă de degetul mare van't Hoff:
când temperatura crește cu 10 ° C, viteza de reacție (constanta ratei) este crescută cu 2 - 4 ori.
Matematic regula van't Hoff poate fi scris după cum urmează:
¾¾ = ¾¾ = g. (3)
unde g = 2 ¸ 4 - coeficientul de temperatură,
V1 și V2 (k1 și k2) este viteza (constanta ratei) reacțiilor
la temperaturi T1 și T2, respectiv, D T = T2 - T1.
Exemplul 4. Așa cum se va schimba viteza de reacție prin creșterea temperaturii până la 30 ° C, dacă temperatura coeficientului vitezei de reacție g = 3?
D T = 30, deci creșterea ratei de reacție în vT + 30 / Vt = 30/10 3 = 27 de ori.
Regula van't Hoff aproximative. Mai precis, dependența de temperatură a vitezei de reacție este exprimată prin ecuația Arrhenius. ln k = ln k0 - Eakt / (RT)
în cazul în care K0 - pre-exponențială factor,
EAKT - energie de activare,
R - constanta universală a gazelor.
energie de activare - excesul de particule minime de energie care interacționează, necesar pentru reacție (Figura 1 a.).
și Fig. 1. Schimbarea de energie în
necatalitic (a) și
catalizator b ref (b) reacții.
Cunoscând coeficientul de temperatură (g) în intervalul de temperatură de la T1 la
T1 T2 = 10, putem estima valoarea energiei de activare conform ecuației: EAKT »0,1 × R × T1 × T2 x ln g (4)
Multe reacții chimice, este posibil din punct de vedere al termodinamicii, continuă la viteză lentă. crește viteza de reacție dramatic în prezența anumitor substanțe, deși într-o reacție ecuație stoechiometric, aceste substanțe sunt absente.
Astfel de substanțe care au un impact asupra vitezei procesului, dar nu în mod formal implicate sunt numite catalizatori. (Substanțe care reduc viteza de reacție, numite inhibitori).
Dacă catalizatorul este în aceeași fază ca reactanți, spun cataliză omogenă. dacă reactanții și catalizatorul sunt în faze diferite - pentru cataliza heterogenă.
Viteza de reacție în prezența unui catalizator este crescută prin reducerea energiei de activare (Fig. 1b). Acest lucru duce la o creștere a vitezei ca înainte și reacții inverse. Astfel, nici o schimbare are loc în direcția reacțiilor de deplasare și starea de echilibru chimic, doar crește rata de stabilire a acesteia.
În cataliză omogenă efectul catalizator se reduce la formarea intermediarilor în prima etapă și produsul final cu o izolare a catalizatorului - în al doilea.
Exemplul 5. Reacția de peroxid de hidrogen H2 O2 se descompune în prezența veniturilor CrO4 de potasiu cromatului K2 în două etape, dar ecuația chimică totală este exprimată după cum urmează:
catalizator, reacționează în prima etapă, complet alocate celui de al doilea (din reacția catalizatorului nu este consumat).
În reacția cataliza heterogenă de accelerare se produce datorită activării moleculelor în adsorbția lor pe suprafața catalizatorului. Teoria catalizei eterogene nu este găsit încă finalizarea acesteia, astfel încât dezvoltarea catalizatorilor pentru un procedeu dat este rezultatul unor experimente pe termen lung.
Catalizatorii se caracterizează prin selectivitate (selectivitate), adică accelerarea unor procese, există un efect redus pe de altă parte. În prezența diferiților catalizatori, conversia aceeași substanță poate merge în direcții diferite.
Exemplul 6 Descompunerea alcoolului etilic poate merge la trei mecanisme diferite.
În funcție de natura catalizatorului este accelerată (fluxul preferențial) reacției corespunzătoare:
etilen ½Cu, Ni dietil eter
Experiment viteză de reacție chimică 1. Dependența concentrației reactivilor.
Experimentul a investigat reacția dintre o soluție de tiosulfat de sodiu și acid sulfuric:
Reacția are loc în două etape:
Sulful format ca rezultat al reacției, și alte cauze opalescenta turbidității soluției, astfel încât viteza de reacție poate fi judecat vizual prin fixarea în momentul pierderii transparenței soluției.
Experiența de implementare: Se prepară trei soluții de tiosulfat eprubete de sodiu de diferite concentrații, pentru a completa acest tub №1 - 4 picături dintr-o soluție de tiosulfat de sodiu și 8 picături de apă într-un tub de testare nr.2 - 8 picături de soluție de tiosulfat de sodiu și 4 picături de apă într-un tub de testare №3 - 12 picături de soluție de tiosulfat de sodiu. Tuburile au fost se agită ușor. Prin urmare, atunci când volume egale de soluții de concentrație de tiosulfat de sodiu în tuburile de testare vor fi în legătură cu 1. 2. 3.
Tubul №1 se adaugă o picătură de soluție de acid sulfuric și începe simultan cronometrul. Se agită tubul de testare pentru a se agită soluția. Se măsoară timpul de adăugare de acid până la opalescență.
Experiența cu tuburi de testare din nou №2 și №3. adăugarea unei picături de acid sulfuric și determinarea duratei soluției de reacție la același grad de turbiditate.
Aceste experiențe puse în tabel:
Experiment 2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.
Experimentul a folosit reacția dintre soluție de tiosulfat de sodiu și acid sulfuric (vezi. Testul 1).
Efectuarea de experiență. trei eprubete Se toarnă 1 ml dintr-o soluție de tiosulfat de sodiu, alte trei eprubete - 1 ml de soluție de acid sulfuric. Fiecare pereche de tuburi (Tiosulfat - acide) se pune în baia de apă. mai întâi - la temperatura camerei, a doua - la o temperatură
10 ° C peste temperatura ambiantă, a treia - la o temperatură de 20 ° C peste temperatura ambiantă.
După 5 -10 minute. drena conținutul fiecărei perechi de tuburi și un cronometru, determina timpul de reacție prin apariția opalescence.
Rezultatele testelor sunt prezentate într-un tabel:
Timpul de reacție, cu
1. Notați expresia reguli Van't - Hoff.
2. Din datele obținute se calculează două valori ale coeficientului de temperatură al reacției și valoarea medie a acesteia.
3. Pentru fiecare valoare a coeficientului de temperatură, se calculează energia de activare a reacției, precum și valoarea medie a acesteia.
4. Toate datele enumerate într-un tabel.
5. Faceți o concluzie cu privire la efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.
Experiment 3. Efectul catalizatorilor asupra vitezei de reacție.
Experimentul a investigat reacția de descompunere peroxid de hidrogen în prezența soluției cromat de potasiu katalizatorov- K2 CrO4 și dioxidul de mangan solid MnO2. Viteza de reacție este măsurată prin intensitatea oxigenului detectată prin așchia mocnit.
Experiența de implementare: două tuburi Se toarnă 10 picăturilor de soluție H2 O2. Prin deschiderea unuia dintre ei, aduceți-așchie dumneavoastră mocnit. Are evolutie oxigen?
Se repetă testul cu adăugarea primelor câteva picături din soluția flacon cromat de potasiu la altul - câteva cristale de dioxid de mangan.
1) Selectați simptomele de reacție.
2) Scrieți reacția de descompunere peroxid de hidrogen:
a) ambele afectează cromatul de potasiu, dioxid de mangan, iar viteza acestei reacții,
b) în orice caz, cataliza este omogenă, în care - eterogene,
c) de ce într-un caz în timpul reacției schimbat culoarea a soluției,
g) pe baza cărora observații se poate concluziona că catalizatorul în reacție nu se consumă,
d) se modifică ca energia de activare a reacției, în prezența unui catalizator.
Experimentul 4. Efectul interfeței la rata reacțiilor eterogene.
care curge pe carbonat de calciu solid de suprafață, luată într-o formă de particule compact.
Efectuarea de experiență. Ia două bucăți mici de cretă (@ 0,5 g). Una dintre piesele puse în tub, un alt lira într-un mojar și pulberea rezultată a fost pusă într-un alt tub. In ambele tuburi simultan umple în 5 ml de acid clorhidric. Notă timpul de dizolvare a cretă, în fiecare caz:
1) Scrieți o ecuație cinetică de reacție.
2) Fa o concluzie cu privire la efectul gradului de măcinare a solidelor (valorile suprafeței interfaciale) asupra ratei reacțiilor eterogene.
opțiunea de testare (răspunsurile corecte marcate).
I. Rata reacțiilor chimice: 3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g) exprimată prin ecuația:
II. Rata de reacție chimică. ZnO (a) + CO (g) = Zn (a) + CO2 (g) este exprimată prin ecuația:
cm. ZDM pentru reacții eterogene, Exemplul 3
III. Care este ordinea reacției (a se vedea secțiunea I ..):
cm. Determinarea, p. 1
IV. Specificarea valorilor măsurate, în care sunt utilizate în conformitate cu legea calculelor de acțiune în masă:
% Atm și nu sistemul de unități SI
Rata de reacție heterogenă V. depinde de:
1) Concentrația substanțelor gazoase concentrație 3) solide
2) O masă de solide 4) Presiune
cm. ZDM pentru reacții eterogene, Exemplul 3
VI. Viteza de reacție chimică constantă depinde de:
1) energia de activare a reacției 3 Temperatura)
2) concentrația reactanților 4) prezența unui catalizator
constanta de viteză nu depinde de concentrațiile
VII. De câte ori crește viteza de reacție cu creșterea temperaturii până la 20 ° C, reacția, dacă coeficientul de temperatură este egal cu 3:
cm., ecuația (3) și Exemplul 4
VIII. Efectul catalizatorului este prezentată în:
1) crește viteza de reacție 3) schimbarea direcției reacției
2) trecerea echilibrul 4) reducerea energiei de activare
vezi pagina 3 - .. Cataliza
IX. Care sunt etapele unei reacții chimice determina viteza?
1) etapa lentă 3) etapă rapidă
2) toate etapele 4) etapă intermediară
cm. Determinarea, p. 2 și Exemplul 2
X. De câte ori se va mări viteza de reacție (a se vedea. P.l), în cazul în care presiunea totală în sistem pentru a crește ori c2?
1) de 2 ori 2) 4 3) 8 4) 16