Kémiai kinetika Krugosvet enciklopédia
kémiai kinetika
Az iparban, a reakciót rendszerint úgy hajtjuk végre, hogy folyamatosan betápláljuk a kiindulási anyagok a reaktorba, és a termékek visszavonását. Ilyen körülmények között lehetőség van, hogy állandó sebességgel a kémiai reakció. A állandó áramlási sebességgel, és fotokémiai reakció a feltétellel teljes abszorpciót a beeső fény (lásd. Fotokémiai reakciók).
A korlátozó lépés a reakció.
Ha a reakciót egymás után haladnak lépések (nem feltétlenül mindegyik vegyi), és az egyik ilyen szakaszok igényel sokkal több időt, mint a többiek, hogy van egy sokkal lassabb, akkor ez a szakasz az úgynevezett sebességkorlátozó. Hogy ez a leglassabb lépés határozza meg a sebességet az egész folyamat. Tekintsük példaként a katalitikus reakció az ammónia oxidációja. Két határesetben.
1. átvétele reagens molekulák - ammónia és az oxigén a katalizátor felületén (fizikai folyamat) sokkal lassabb, mint a tényleges katalitikus reakció a felületen. Ezután növelésére képződésének sebessége a kívánt terméket - a nitrogén-oxid teljesen felesleges javítása katalizátor hatékonysága, és ügyelni kell arra, hogy felgyorsítsák hozzáférést a reagensek a felszínre.
2. A takarmány a reagenseket a felület sokkal gyorsabban, mint a legtöbb kémiai reakciók. Itt érdemes javítja a katalizátor, hogy kiválassza az optimális feltételeket a katalitikus reakció, hiszen a sebességkorlátozó lépést ebben az esetben a katalitikus reakció a felületen.
Az elmélet az ütközések.
Történetileg az első elmélet, amely alapján lehetővé vált a sebesség kiszámítására a kémiai reakciók, az volt az ütközés elmélet. Nyilvánvaló, hogy annak érdekében, hogy a molekulák reagálnak, akkor először is szembe kell néznie. Ez azt jelenti, hogy a reakció kell, hogy menjen gyorsabban, mint a gyakran ütköznek egymással molekuláris prekurzor. Ezért minden befolyásoló tényező az arány közötti ütközések molekulák hatással lesz a reakció sebességét. Néhány fontos vonatkozó törvények ütközésének molekulákat állítottak elő alapján a molekuláris gázok kinetikus elméletét.
A gázfázisú molekulák nagy sebességgel mozog (több száz méter másodpercenként), és nagyon gyakran ütköznek egymással. Az ütközés meghatározott gyakorisággal elsődlegesen száma egységnyi térfogatra eső részecskék, azaz azt a koncentrációt (nyomás). Az ütközés gyakorisága is függ a hőmérséklet (annak molekulák gyorsabban növelik), és a molekula mérete (nagy molekulák ütköznek gyakrabban egymással, mint a kis). Azonban az összefonódás befolyásolja a gyakorisága ütközések sokkal erősebb. Szobahőmérsékleten és atmoszférikus nyomáson, minden molekula közepes méretű megy keresztül több milliárd másodpercenként ütközés.
A reakció sebességét lehet kiszámítani ezen adatok alapján + B → C közötti két gáz halmazállapotú vegyületek A és B, feltételezve, hogy a kémiai reakció megy végbe minden ütközés a molekulák a reagensek. Legyen L lombikot atmoszferikus nyomáson, olyan reagensek keverékének az A és B azonos koncentrációban. Összesen lombikba 6 × 10 23 / 22.4 = 2,7 × 22 okt molekulák, amelyek 1,35 · október 22 molekuláris anyag A és az azonos molekulatömegű vegyület B. Tegyük 1 s minden molekula egy megy ütközések szeptember 10 más molekulákkal, amelyből a fele (5 × 10 8) vannak ütközés molekulák (a + a ütközések nem eredményez reakciót). Ezután csak egy lombikban 1 fordul elő 1,35 × 10 5 22 '10 8
7 · október 30 ütközések molekulák és B Nyilvánvaló, hogy ha mindegyikük vezet reakció, akkor át gyorsan. Azonban sok a reakciók elég lassú. Ebből arra lehet következtetni, hogy csak egy apró töredéke közötti ütközések molekulák a reagensek vezet a kölcsönhatás közöttük.
Létrehozásához az elmélet, amely lehetővé tenné, hogy kiszámítja a reakció sebessége alapján molekuláris gázok kinetikus elméletét, szükséges volt, hogy ki tudja számítani az összes molekuláris ütközések és aránya az „aktív” ütközés kapott reakciót. Volt is miért az arány a legtöbb kémiai reakció erősen növekszik a hőmérséklet emelkedésével - molekuláris sebesség és az ütközés közötti frekvenciájú kissé növekszik a hőmérséklet - aránya. azaz csak 1,3-szerese a hőmérséklet növelésével a 293 K (20 ° C) 373 K (100 ° C), míg a reakció sebessége növelhető, hogy több ezer alkalommal.
Ezek a problémák megoldódtak alapján az elmélet ütközések a következő módon. Az ütközések molekulák folyamatosan cserélt sebesség és energiákat. Így a molekula eredményeként egy „jó” ütközés jelentősen növelheti a sebességet, míg a „nem sikerült” ütközés akkor szinte megáll (a hasonló helyzetben látható példáját biliárdgolyó). Normál légköri nyomáson, ütközés, és így a változás mértéke előforduló minden egyes molekula milliárd másodpercenként. Ennél a sebességnél és az energia-molekulák nagyrészt átlagoljuk. Ha a jelenlegi „számítanak” az idő egy adott térfogatú gáz molekulák bizonyos sebességet úgy tűnik, hogy egy jelentős részük van sebessége, az átlag közeli. Ugyanakkor sok molekulák sebessége kisebb, mint az átlag, és az a része mozog nagyobb sebességgel, mint az átlag. Egyre gyorsabban aránya molekulák, amelyek egy adott sebességgel, gyorsan csökken. Összhangban az ütközés elmélet, reagálnak csak azok a molekulák, amelyek egy ütközés kellően nagy sebességgel (és ezáltal nagy mennyiségű kinetikai energia). Ez a feltételezés készült 1889-ben a svéd kémikus Svante Arrhenius.
Az aktiválási energia.
Arrhenius megalkotta a vegyészek nagyon fontos fogalom aktiválási energia (Ea) - ez a minimális energia egy molekula (vagy egy pár reaktáns molekulák) kezdeni egy kémiai reakció. Az aktivációs energiát mérjük joule, és általában utal, hogy nem egy olyan molekula (ez egy nagyon kis érték), és egy mól anyagot és egységekben kifejezve J / mol és kJ / mól. Ha az energia az ütköző részecskék kisebb, mint az aktiválási energia, akkor a reakció nem megy, és ha egyenlő vagy nagyobb, akkor a molekulák reagálnak.
Aktivációs energiákkal rendelkező különböző reakciókat kísérleti úton határozzuk meg (a reakciósebesség a hőmérséklet függvényében). Aktiválási energia változhat széles határokon belül - egy pár, hogy több száz kJ / mól. Például, a reakciót 2NO2 → N2 O4 aktiválási energia közel nulla, hogy a reakció 2H2 O2 → 2H2 O + O2 vizes oldatok Ea = 73 kJ / mól, a termikus bomlása etán, hogy etilén és hidrogén Ea = 306 kJ / mól.
A aktiválási energiát a legtöbb kémiai reakciók jelentősen meghaladja az átlagos kinetikus energiája a molekulák, amelyek szobahőmérsékleten csak mintegy 4 kJ / mól, és még 1000 ° C hőmérsékleten nem haladja meg a 16 kJ / mól. Így, hogy reagáljon, molekulák tipikus átlagos sebessége sokkal nagyobb. Például, abban az esetben, Ea = 200 kJ / mól ütköző molekulák kis molekulatömegű kell egy sebessége körülbelül 2,5 km / s (aktiválási energiája 25-szer nagyobb, mint az átlagos energia a molekulák 20 ° C-on). És ez - általános szabályként a legtöbb kémiai reakciók, az aktiválási energia sokkal magasabb, mint az átlagos kinetikus energia a molekulák.