Kémiai kinetika és egyensúly
A kémiai reakciók mértékét vizsgáló kémiai szakaszt kémiai kinetikának nevezik
A kémiai kinetika problémái:
1. A kémiai reakciók arányának és a kinetikus görbék termelésének kiszámítása, amelyek a reagensek koncentrációinak időbeli változását mutatják.
2. A reakció mechanizmusának meghatározása a kinetikus görbékkel.
A legtöbb kémiai reakció nem egy, hanem több szakaszban fordul elő, gyakran elemi reakcióknak nevezik.
Az elemi reakció általában egy kémiai kötés kialakulásának vagy megszakításának egyetlen formája, egy köztes termék képződésén keresztül. Az elemi szakaszok létrehozását egy reakció mechanizmusnak nevezik.
Az alapreakciók csak három típusból állnak:
monomolekuláris (A → B + C +.),
bimolekuláris (A + B → D +), (2A → A2),
Trimolekuláris (A + B + C → D +), (2A + B → D +), (3A → B +).
Bebizonyosodott, hogy több mint három molekula ütközése egyszerre gyakorlatilag lehetetlen. A nagy sztöchiometrikus együtthatók kémiai reakciójának egyenletében (amikor azok összege meghaladja a 3-at) egyenletesen jelen van egy komplex reakciómechanizmus.
A kémiai kinetikában a legfontosabb koncepció a reakciósebesség fogalma, amelyet a reaktánsok (vagy reakciótermékek) anyagmennyiségének egységnyi egységenkénti változása határoz meg. A kémiai reakció átlagos aránya (# 965;) az egyik anyag időbeli (# 964;) koncentrációjának változása:
ahol # 8710; # 964; - # 959, az idő megfordítása, ami megfelel a koncentráció változásának # 8710;
A homogén reakció sebességének dimenziója mól / (l · s) vagy g / (l · s), és a heterogén reakció mól / (cm 2 s) vagy g / (cm 2 s).
A származékot a mínusz jellel kell venni, ha c a kiindulási anyag koncentrációja, és a pluszjel, ha c a reakciótermék koncentrációja.
A kémiai reakciók (vagy rendszerek) homogének (homogének) és heterogének.
Homogén reakciók olyan rendszerekben fordulnak elő, amelyekben nincs kapcsolat a fázisok között, és a rendszer (fizikai és kémiai) tulajdonságai azonosak a térfogat egészében, például:
A heterogén reakciók több fázist tartalmazó rendszerek. A heterogén rendszerekben van egy interfész a fázisok között:
A reakciósebesség függ a reagensek jellegétől és a reakció körülményei között. Ezek közül a legfontosabbak a következők: koncentráció, hőmérséklet és a katalizátor jelenléte (és nyomás, ha a reakció a gázfázisban történik).
A kémiai reakció koncentrációjának függését a mûködõ tömegek törvénye határozza meg: a kémiai reakció sebessége arányos a sztöchiometrikus együtthatók mértékeinek mólarányaival.
A kondicionált reakcióhoz a + a B →. a cselekvõ tömegek törvénye a következõ:
Az arányossági tényezőt k a reakciósebesség állandónak nevezzük. Ha cA = cB = 1 mol / l, akkor # 965; = k, azaz. a k sebességi állandó állandóan numerikusan egyenlő a reakciósebességgel, ha a reagáló anyagok koncentrációja egyenlő.
A kémiai reakció sebességi állandója nem függ a koncentrációtól, hanem függ a reagensek jellegétől, a hőmérséklettől és a katalizátortól.
Homogén reakciók példái:
H2O (r) + 02 (r) = 2 H20 (r)
A gázrendszer reakciósebessége nem csak a reaktánsok mólkoncentrációján, hanem részleges nyomáson is expresszálható:
2NO (g) + 02 (g) = 2NO2 (g)
A heterogén reakciók nagy jelentőséggel bírnak a mérnöki munkában. Mivel heterogén reakciók a reaktánsok és a reakciótermékek a különböző fázisokban, a mértéke az ilyen reakciók szorosan rokon a nagysága a felület a szilárd fázist és a transzfer anyagok folyamatok. Minél nagyobb a reagáló anyagok felülete, és minél gyorsabban reagálnak a reagensek a felületre, és a reakciótermékek felszívódnak a felületről, annál nagyobb a reakciósebesség. Ezért, valamint a fent felsorolt befolyásoló tényezők az arány a homogén reakció, további befolyásoló tényezők a sebessége heterogén reakcióelegyet azon felülete között, a fázisokat, és a sebességét a szállítás a reagenseket a felületen. Figyelembe véve ezeket a tényezőket valós technológiai körülmények között, a reakciósebesség növelése érdekében a következőket vezettük be:
a) szilárd anyag csiszolása;
b) a reakcióelegyet keverjük.
Példák heterogén reakciókra:
Fe (t) + 2HCI (p-p) → FeCl2 (p-p) + H2 (g) (csak a rendszer folyadékkomponensét veszi figyelembe)
CO2 (g) + CaO (t) → CaCO3 (t) (csak a rendszer gáznemű összetevőjét veszi figyelembe)
Példa 1. Írja le a következő reakció sebességére vonatkozó kifejezéseket:
az egyes anyagok moláris koncentrációinak változása révén.
A megoldás. A reakció eredményeként a jód és a hidrogén mennyisége ugyanolyan mértékben csökken. A HI száma egyidejűleg kétszer emelkedik. Ezért a reakciósebesség hidrogén-hidrogénnel mérve kétszer akkora lesz, mint a jód vagy hidrogén:
Példa 2. Számítsuk ki átlagos reakciósebesség hidrogén-peroxid bomlását (H2 O2), ha a kezdeti koncentrációja az oldat 0,3 mol / l, és egy hónapig (30 nap) koncentrációját az oldatot a felére csökkent.
A megoldás. A reakció sebessége az oldat koncentrációjának változása egységnyi idő alatt. A 30 napos koncentráció változása (# 8710, # 964;) a következő volt:
# 8710; c = 0,3. 2 = 0,15 mol / l.
# 965; = - = 0,005 mol / l · nap)
Válasz. a hidrogén-peroxid lebomlási sebessége 0,005 mol / nap,
3. példa Határozza meg a reakciósebesség számértékét
ha a reakciósebességi állandó 0,75, és a kiindulási hidrogén-klorid és oxigénkoncentráció 2 mol / l.
A megoldás. A reakció homogén. Írjuk a cselekvõ tömegek törvényét:
Helyettesítjük a reakciósebesség állandó és a reagenskoncentráció számszerű értékeit, és kiszámítjuk a sebesség értékét:
# 965; = 0,75 · 2 4 · 2 = 24 mol / (l · s)
Válasz. 24 mol / (l · s)
4. példa Hányszor fog növekedni a reakciósebesség
ha a nyomás 3-szorosára nő?
A megoldás. A hatékony tömegek törvénye szerint a homogén kémiai reakció aránya arányos a reagáló anyagok mólkoncentrációjának termékével, sztöchiometrikus együtthatóik szintjére emelve:
Ha a nyomás háromszorosára nő, az egyes reagensek koncentrációja ugyanakkora mértékben növekszik. A nyomás kifejtése a nyomás növelése után alakul ki:
Válasz. a reakciósebesség 27-szeresére nő.
5. példa Hányszor növelje a szén-monoxid (II) koncentrációját a 2CO = CO2 + C rendszerben, így a reakciósebesség négyszeresére nő?
A megoldás. A hatékony tömegek törvénye szerint a reakciósebességet a következő kifejezéssel írjuk le:
A reakciósebesség növelése érdekében a szénmonoxid (CO) koncentrációját többször meg kell növelni.
Tegyük fel, hogy növeljük a koncentrációt (CO) (x) idővel. Ezután a reakciósebesség kifejezésének alakja lesz:
A probléma állapota, a kapcsolat. ezért
Válasz. a (II) szénmonoxid koncentrációját kétszer meg kell növelni.
1.2 A hőmérséklet hatása A kémiai reakció sebessége nagymértékben függ a hőmérséklettől, és általában nő a hőmérséklet növekedésével. A növekvő hőmérséklet növekedésével magyarázható az a tény, hogy nő az ütköző részecskék energiája, és megnő a valószínűsége, hogy a kémiai átalakulás az ütközés során bekövetkezik. Az ökölszabály van't Hoff, miközben a hőmérsékletet növeljük 10 fokonként reakciósebesség növekszik 2-4 raza.Matematicheski van írva a következő egyenlet: szám mutatja, hogy hány alkalommal növeli a kémiai reakció sebességét, az úgynevezett hőmérsékleti együtthatója a reakció sebességét, és jelöljük # 947; (# 947 = 2 4) .Pravilo van't Hoff hozzávetőleges, és alkalmazható csak nagyon korlátozott hőmérséklet-tartományban (van't Hoff - holland vegyész, 1852-1911 GG) Az közötti pontos kapcsolat a reakció sebessége és a hőmérsékletet svéd. az Arrhenius kémikus 1899-ben. Ez az összefüggés, az úgynevezett Arrhenius-egyenlet, a sebességi állandó függvényét írja le és formája:. ahol R - az univerzális gázállandó (J / (mol · K), A - pre-exponenciális faktor (független a hőmérséklet meghatározása csak a típusú reakció); EA - aktiválási energia (J / mol) aktiválási energia (EA) - ez a felesleges energiát. (szemben az átlagos érték), amelyek szükség van egy olyan molekula hatékony ütközés. EA nem függ a hőmérséklettől. összhangban az Arrhenius-egyenlet hőmérséklet-emelkedés növekedéséhez vezet számának aktív molekulák. molekuly- aktív molekulák, amelyek némi fölös energiát, . Nagyobb, mint az átlagos energia összes molekulák az Arrhenius-egyenlet, ebből következik, hogy a nagyobb aktiválási energia, a kémiai reakció megy végbe lassabban aktiválási energia természete határozza meg a reagensek Ha értéke a tartomány 40 - .. 50 kJ / mól, a anyagok reagálnak egymással észrevehető mennyiségben .A 120 kJ / mol feletti aktiválási energia esetében az anyagok a szokásos hőmérsékleteken rendkívül lassan reagálnak. 1. példa Hányszor fog növekedni a reakciósebesség a 40-80 ° C-os növekvő hőmérséklet mellett, ha a sebesség hőmérséklet-együtthatója 2? A megoldás. A Vant-Hoff szabálya szerint: Ebben a képletben a kezdeti adatok számszerű értékeinek helyére a következőket kapjuk: Válasz. a reakciósebesség 16-szorosára nő. 2. példa Határozza meg a reakciósebesség hõmérsékleti együtthatóját, ha a reakció 64-szeresére lelassult, a hõmérséklet 60 ° C-kal való csökkenésével. A megoldás. Szerint a van't Hoff szabály: A feladat szerint a reakció lelassul a csökkenő hőmérséklettel, azt jelenti, hogy # 965; # 2 kisebb, mint 965, 1-64-szer, azaz Mivel a hőmérséklet csökken, akkor t2 - t1 = # 8710; t = -60 °. Ezért: tehát # 947; = = 2 A válasz. a reakciósebesség hõmérsékleti koefficiense (947;) = 2.