Абстрактни химична кинетика - на брега на реферати, есета, доклади, курсови работи и дисертации
Химически кинетика - физикохимия раздел, който изследва ефекта на различни фактори върху скоростта и механизмите химични реакции.
Чрез механизъм химична реакция разбират тези междинни реакции, които се появяват в превръщането на изходните материали за продукти.
Основната концепция е концепцията за химически кинетика на скоростта на химична реакция. В зависимост от системата, в който се провежда реакцията, дефиницията на "скорост на реакцията" е малко по-различен.
Хомогенни химични реакции са наречени реакции, в които реагентите са в една и съща фаза. То може да бъде реакция между газообразни вещества или реакции във водни разтвори. За такива реакции средна скорост (равна на промяната в концентрацията на всеки от реагентите за единица време)
скорост моментално или вярно химична реакция е
В знак минус от дясната страна показва намаляването на концентрацията на изходния материал. Следователно, хомогенна скорост химическа реакция се нарича концентрация производно изходен материал от време.
Хетерогенна реакция е реакцията в който реагентите са в различни фази. Това се отнася до хетерогенна реакция между вещества, намиращи се в различни състояния на агрегация.
Скорост хетерогенна химична реакция е всяка промяна в количеството на изходния материал за единица време на единица площ на интерфейса:
Химическа реакция кинетична уравнение е математическа формула, свързана скоростта на реакцията на концентрации на веществата. Това уравнение може да се установи единствено от експеримент.
В зависимост от механизма на всички химически реакции се класифицират като обикновен (елементарни) и сложни. Просто посочена реакции в един етап поради сблъсъка на молекули едновременно записани в лявата страна на уравнението. В една проста реакция може да участва самостоятелно, или два, че е изключително рядко, три молекули. Ето защо, прости реакции се класифицират в мономолекулно, бимолекулна и тримолекулен реакция. Тъй като от гледна точка на теорията на вероятностите едновременно сблъсък на четири или повече молекули вероятно реакционни висока от три molecularity не се случи. За прости реакции, кинетични уравнения са относително прости. Например, за реакционната H2 + I2 = 2 HI кинетична уравнение е
= к # 8729; C (I2) # 8729; C (Н2).
Комплекс реакции протичат в няколко стъпки, с всички стъпки, свързани. Поради това, кинетичната уравнението на сложни реакции са по-тромави от прости реакции. Например, за комплекс реакция H2 + Br2 = 2 НВг известен
Сложността на кинетичната уравнението е пряко свързано с сложността на механизма за реакция.
Основният закон на химическата кинетика постулат тече от голям брой експериментални данни, и експресиране на зависимостта концентрация на скоростта на реакцията. Този закон се нарича закона за действието на масите. Той гласи, че скоростта на химична реакция, при всеки път, пропорционално на концентрацията на реагентите, издигнат до известна степен.
Ако уравнението на химична реакция има формата
А + В + б г D Ц продукти
формулата на закона за действието на масите може да се изрази
В това уравнение, к - скоростна константа на химическата реакция - най-важната характеристика на реакцията не в зависимост от концентрацията и температурата зависими. Постоянното скоростта на химична реакция е скорост на реакцията, ако концентрацията на всички вещества, равни на 1 мол / л. N1 експонентите, N2, N3, наречен частен химична реакция на веществата А, В и D. За прости реакции частно - малки цели числа от нула до три. За трудните реакции частни поръчки могат да бъдат дробни и отрицателни числа. Сума частно наречен реда на химическата реакция, п = n1 + п2 + n3. По този начин, химична реакция се нарича сума за индикатори концентрации градуса в кинетична уравнение.
Кинетичната класификация на прости хомогенни химически реакции
От гледна точка на кинетиката на реакцията на простите химически реакции химични се класифицират в нулев, първи, втори и трети поръчки. реакции от нулев порядък са изключително редки. За да продължи реакцията на нулев порядък са необходими специфичните условия на неговата реализация. Например, реакцията на разлагане на азотен оксид (5+) N2O5 → N2O4 + Уг O2 протича като реакция на нулев порядък само в случай на твърд азотен оксид (5+).
Ако се приема оксид газ, реакцията протича като реакция от първи порядък.
В същото време трябва да се каже, че има голям брой реакции, в които специално реда на всяко вещество е равна на нула. Обикновено тази реакция, в която веществото се разтваря в голям излишък в сравнение с други реагенти. Например, в хидролизните реакции на захароза
S12N22O11 + H2O → C6H12O6 + S6N12O
Захароза глюкоза фруктоза
Специфичният ред на взаимодействие на водата е нула.
Най-честите реакции са първи и втори ред. реакции на трети ред е малък.
Помислете например математическо описание на кинетиката на реакцията от първи ред химически. Ние решаваме такава реакция кинетичната уравнение
Ние се разделят променливите дС = - KDT. след интеграция
LN С = - KT + конст.
Намираме константа на интеграция, като се има предвид първоначалното състояние по време Т = 0 е началната концентрация на C = С0. Следователно конст = LN С0 и
LN С = LN С0 - KT,
LN C - LN С0 = - KT,
Това неделима реакция кинетичната уравнение от първи ред.
Важна характеристика на времето за реакция е кинетичната произволен ред poluprevrascheniyaτЅ. Времето на времето е времето, през което реагира половината от първоначалното количество на веществото. Ние намираме израз за реакция от първи ред на половин работен ден. За т = τЅ С = С0 / 2. следователно
LN = LN = - KT,
Резултатите от решаването на диференциални кинетични уравнения за реакциите на всички поръчки в таблица (табл. 2). Данните в тази таблица се отнасят до случая, когато всички химически активни вещества имат една и съща начална концентрация.
Таблица - Кинетичните характеристики на прости хомогенни реакции
Редът на химическа реакция
Методи за определяне на реда на реакцията
За определяне на реда на химични реакции, използващи диференциални и интегрални методи. Диференциални методи използват диференциален кинетичната уравнение. Редът на реакцията чрез тези методи се изчислява и представени като брой. В този случай, тъй като методът се основава на кинетичната експеримент, резултат изчисление съдържа определена грешка.
Нека дам един пример, в диференциално начин да се определи по реда на реакция
Диференциалът на тази реакция кинетична уравнение е на формата
Проблемът за определяне реда на реакцията се намалява до N1 за определяне и n2 частични поръчки п = n1 + n2. За да се определи реда на всеки отделен експеримент се провежда отделно. В първия се поддържа постоянна концентрация на веществото А и промяната в концентрацията на веществото във втория - напротив.
Във всеки експеримент, концентрация върху само една скорост ще бъдат засегнати:
Когато КБ = к # 8729; и кА = к # 8729; , След логаритмуване получаваме
LN W1 = LN КБ + n2 # 8729; lnCB,
LN W2 = LN кА + n1 # 8729; lnCA.
Експерименталните данни са изобразени в координати LN W - LN C, ние получаваме уравненията на две линии, в които коефициентите на аргументите е задължителната частна.
методи Интеграл проверка въз основа на зависимостта вече е известно, неразделна (таб.). Редът на реакция не се изчислява и се основава на изхода на изпълнение или не-различна зависимост.
Най-важните са две неразделна метод за определяне на реда на реакцията.
Графичният Методът се състои в намиране на линейна функция е (C) - т и сравняването му с възможни зависимости за реакциите на различни поръчки. Известно е, че реакциите на различни определения на различни функции на концентрацията на линейна зависимост от времето.
Това кинетична експеримент (концентрация по различно време) са под формата на графики в различни координати (фиг. 3). Тези координати, в които връзката е по-скоро като линейни и отговарят на реалната реда на реакцията.
метод заместване се състои в проверка на изрази за скоростните константи за реакции на различни поръчки (таблица. 2). От кинетичните данни по отношение на експеримента в различни моменти от една от формулите изчисляват стойността к. Ако изчислените стойности ясно показват, че константата на скоростта на реакция е независима от време, той смята, че формулата да съответства на действителното реда на реакцията. В противен случай (ако има някакво увеличение или намаление на постоянна скорост при смяна на времето) е избрано, по следната формула и изчислението се повтаря.
Влияние на температурата върху скоростта на химични реакции
Известно е, че скоростта на повечето химични реакции се увеличава с температура. Количествено, ефектът на температурата върху скоростта на реакцията може да бъде оценена по два начина.
За реакции в разтвори, които се появяват при относително ниски температури, може да се използва Van't Hoff правило:
Когато температурата се повиши на всеки 10 ° С скоростта на реакцията се повишава от 2-4 пъти.
По-точно и научно ефект на температурата на теорията за скорост на реакцията описва активни сблъскване основи, които са предложени от шведски учен S. Арениус. Същността на тази теория е отразено в неговите три позиции:
За да се реагира, молекули на реагентите трябва да се изправи.
За сблъсък частиците всъщност води до химична конверсия, излишната енергия на сблъсък молекулите трябва да надвишава активиране енергия (ЕА), т.е. реагенти молекули трябва да преодолеят потенциална бариера.
енергия Активирането на химична реакция, наречена излишната енергия, която трябва да има по време на сблъсък на молекулата да реагира.
Молекули, които имат излишък енергия по-голяма от енергията на активиране, наречени активни молекули. В зависимост от фракция на активни молекули, скоростта на реакцията може да бъде повече или по-малко. Зависимостта на константата на скоростта на реакция на температурата и енергията на активиране е описано от уравнението на Арениус:
Тук k0 - експоненциален фактор - постоянен.
Един от проблемите на химична кинетика е констатация k0 и Ea според експериментални данни. Като пример, помислете за метода за намиране на стойностите на тези променливи за реакцията
S12N22O11 + H2O → C6H12O6 + S6N12O.
Захароза глюкоза фруктоза
Той изследва кинетиката на реакцията в присъствието на концентрация на сярна киселина 1,45 мол / л при различни температури. Съгласно експерименталните данни изобразени LN к - 1 / T. Въз основа на уравнението на Арениус - линейна зависимост (Фигура 4). Това е линейно уравнение, и сравнявайки го с логаритъм от уравнението на Арениус
изчислени неизвестните количества:
Ea = 12064 # 8729; R = 12064 # 8729; 8.314 = 100 300 J / мол,
k0 = e36,729 = 8,94 # 8729; 1015.
Рисуване - Намирането уравнение коефициентите на Арениус
За някои химически реакции, особено в органичната химия, дори и с големи размери на активни молекули остават незначителна скорост на реакцията. Теорията на активни сблъсъци обяснява особеностите на молекулярни сблъсъци.
Молекула преди сблъсъка трябва да бъдат ориентирани спрямо друга по определен начин.
Желаният вариант относителната ориентация води до реакция, в противен случай възниква взаимодействието. От термодинамиката Известно е, че функцията характеризиращи заболяването в система (молекулно движение) от, - е ентропията. Според една теория трета позиция Арениус уравнение се трансформира:
В това уравнение Sa - ентропия на активиране на химическата реакция. Ентропията на активиране, както и енергията на активиране може да бъде определена от експериментални данни.
Катализ - скорост на промяна на химическа реакция в присъствието на вещества, наречени катализатори, които влизат в контакт със самите реагентите до края на реакцията остават непроменени химически.
Всички големи промишлени процеси се случват в присъствието на катализатори. В системите на живот и растителни отнема огромно количество каталитични реакции. Когато това увеличение на скоростта под действието на катализатор може да бъде до милион пъти.
Обща характеристика на каталитични реакции:
Участие на катализатора в реакционната смес не е отразено в неговия химичен уравнение. Въпреки това, скоростта на реакцията е пропорционална на количеството на катализатор.
Катализаторът има специфичност на действие. То може да промени скоростта на реакция и не влияе на други скорост.
Катализаторът не превключва химическата равновесие, както е еднакво променя скоростта на преки и обратни реакции.
Някои вещества усилват действието на катализатора (промотор), други - отслабване (отрови).
Разграничаване между положителна и отрицателна катализа. Положителен катализа посочени просто като катализа, отрицателно - инхибиране.
Катализ е хомогенна и хетерогенна. Хомогенна катализа се наблюдава в случая, където катализаторът и реагентите са в една и съща фаза. Примери на хомогенна катализа са реакции във водни разтвори в присъствието на киселини или основи.
В хетерогенен катализ, катализаторът и реагиращи средства са в различни фази. Повечето от каталитичната реакция се извършва в хетерогенни системи на твърди катализатори.
Механизмът на действие на катализатора може да се отрази със следната схема:
1 А + В = AB без катализатор;
б) AK + В = AB + С с катализатор.
Вижда се, че катализаторът е първата свързана с едно от веществата в нестабилно съединение, и след това втори реагент го измества от това съединение.
Настоящата концепция на ефекта на катализатор върху скоростта на химична реакция обясни увеличи скоростта с това, че катализаторът намалява енергията активиране и (или) увеличава ентропията на активиране на химическата реакция.