Кинетика гомогенных и гетерогенных реакций конспект
Обновлено: 05.07.2024
Под механизмом химической реакции понимают те промежуточные реакции, которые протекают при превращении исходных веществ в продукты реакции.
^ Гомогенными химическими реакциями называются реакции, в которых реагирующие вещества находятся в одной фазе. Это могут быть реакции между газообразными веществами или реакции в водных растворах. Для таких реакций средняя скорость (равна изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени )
Мгновенная или истинная скорость химической реакции равна
Знак минус в правой части говорит об уменьшении концентрации исходного вещества. Значит, скоростью гомогенной химической реакции называют производную концентрации исходного вещества по времени.
^ Гетерогенной реакцие� � называется реакция, в которой реагирующие вещества находятся в разных фазах. К гетерогенным относятся реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях.
^ Скорость гетерогенной химической реакции равна изменению количества любого исходного вещества в единицу времени на единицу площади поверхности раздела фаз :
^ Кинетическим уравнением химической реакции называют математическую формулу, связывающую скорость реакции с концентрациями веществ. Это уравнение может быть установлено исключительно экспериментальным путём.
В зависимости от механизма все химические реакции классифицируют на простые (элементарные) и сложные. Простыми называются реакции, протекающие в одну стадию за счёт одновременного столкновения молекул, записанных в левой части уравнения. В простой реакции могут участвовать одна, две или, что встречается крайне редко, три молекулы. Поэтому простые реакции классифицируют на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. Так как с точки зрения теории вероятности одновременное столкновение четырёх и более молекул маловероятно, реакции более высокой, чем три, молекулярности не встречаются. Для простых реакций кинетические уравнения относительно просты. Например, для реакции H2 + I2 = 2 HI кинетическое уравнение имеет вид
Сложные реакции протекают в несколько стадий, причём все стадии связаны между собой. Поэтому кинетические уравнения сложных реакций более громоздки, чем простых реакций. Например, для сложной реакции H2 + Br2 = 2 HBr известно
Сложность кинетического уравнения напрямую связана со сложностью механизма реакции.
Основным законом химической кинетики является постулат, вытекающий из большого числа экспериментальных данных и выражающий зависимость скорости реакции от концентрации. Этот закон называют законом действующих масс. Он утверждает, что скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, возведённым в некоторые степени.
Если уравнение химической реакции имеет вид
a A + b B + d D → продукты,
то формулу закона действующих масс можно представить в виде
В этом уравнении k – константа скорости химической реакции – важнейшая характеристика реакции, не зависящая от концентраций, а зависящая от температуры. Константа скорости химической реакции равна скорости реакции, если концентрации всех веществ равны 1 моль/л. Показатели степеней n1, n2, n3 называют частными порядками химической реакции по веществам А, В и D. Для простых реакций частные порядки – небольшие целые числа от нуля до трёх. Для сложных реакций частные порядки могут быть и дробными, и отрицательными числами. Сумма частных порядков называется порядком химической реакции n = n1+ n2+ n3. Таким образом, порядком химической реакции называют сумму показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении.
^
§4.2 Кинетическая классификация простых гомогенных химических реакций
С точки зрения химической кинетики простые химические реакции классифицируют на реакции нулевого, первого, второго и третьего порядков. Реакции нулевого порядка встречаются чрезвычайно редко. Для того чтобы реакция протекала по нулевому порядку необходимы специфические условия её проведения. Например, реакция разложения оксида азота (5+) N2O5 → N2O4 + ½ O2 протекает как реакция нулевого порядка только в случае твёрдого оксида азота (5+).
Если же взят газообразный оксид, то реакция протекает как реакция первого порядка.
В то же время следует сказать, что встречается большое количество реакций, в которых частный порядок по какому-либо веществу равен нулю. Обычно это реакции, в которых данное вещество взято в большом избытке по сравнению с остальными реагентами. Например, в реакции гидролиза сахарозы
Сахароза Глюкоза Фруктоза
частный порядок реакции по воде равен нулю.
Самыми распространёнными являются реакции первого и второго порядков. Реакций третьего порядка мало.
Рассмотрим для примера математическое описание кинетики химической реакции первого порядка. Решим кинетическое уравнение такой реакции
Разделим переменные dC = -kdt. После интегрирования
ln С = - kt + const.
Найдём постоянную интегрирования, учитывая начальное условие: в момент времени t = 0 концентрация равна начальной С = С0. Отсюда const = ln C0 и
ln С = ln С0 – kt,
ln С - ln С0 = – kt,
Это интегральное кинетическое уравнение реакции первого порядка.
Важной кинетической характеристикой реакции любого порядка является время полупревращения τ½. Временем полупревращения называют время, в течение которого реагирует половина начального количества вещества. Найдём выражение для времени полупревращения реакции первого порядка. Для t = τ½ C = C0/2. Поэтому
Результаты решения дифференциальных кинетических уравнений для реакций всех порядков представим в виде таблицы (табл.2). Данные этой таблицы относятся к случаю, когда все вступающие в реакцию вещества имеют одинаковые начальные концентрации.
- Для учеников 1-11 классов и дошкольников
- Бесплатные сертификаты учителям и участникам
ЛЕКЦИЯ № 5 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ И ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА НЕЕ
Химическая кинетика это раздел химии, изучающий:
1. Скорость химических реакций
2. Механизм химических реакций
3. Факторы, влияющие на скорость химических реакций
Различают реакции, протекающие в гомогенных и гетерогенных системах.
Система называется гомогенной если между ее фазами (компонентами) нет поверхности раздела например смеси газов, сплавы металлов, идеальные растворы веществ.
Реакции, протекающие в гомогенных системах, называются гомогенными:
Гомогенные реакции протекают по всему объему системы реакционной смеси.
Гетерогенной , или неоднородной, называют систему, в которой между компонентами существует поверхность раздела. Например, лед и вода, воздух и пыль.
Реакции, протекающие в гетерогенных системах, называются гетерогенными. Например:
Гетерогенные реакции протекают на поверхности твердой фазы.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих частиц в единицу времени. Концентрация - это количество вещества, содержащееся в единице объема, размерность - моль/л.
Для гомогенной реакции средняя скорость химической реакции выражается соотношением:
где ∆С – изменение концентрации
∆ t = t 2 – t 1 – время протекания реакции
Скорость для гетерогенной реакции зависит еще и от площади твердой фазы S :
Факторы, влияющие на скорость химических реакций
1) Природа реагирующих веществ: под природой вещества понимают тип химической связи, полярность и поляризуемость молекулы. Вещества с сильно полярной и ионной связью взаимодействуют друг с другом с большими скоростями, чем соединения с малополярной и неполярной связью.
2) Агрегатное состояние. Гомогенные реакции, как правило, протекают гораздо быстрее чем гетерогенные реакции, т.к. в последнем случае контакт между веществами, а следовательно и химическая реакция происходит на границе раздела фаз.
3) Давление (только для газообразных веществ).
4) Температура. Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается правилом Вант – Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10С 0 скорость химической реакции увеличивается в 2 - 4 раза. Математическое выражение этого правила имеет вид:
Где Vt 2 – скорость реакции при температуре t 2 ; Vt 1 – скорость реакции при температуре t 1 , γ – температурный коэффициент скорости реакции, обычно равный 2 – 4
5) Наличие ускоряющего фактора (облучение, катализатор, инициатор).
Изменение скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом. Катализаторы - это вещества, изменяющие скорость химической реакции, участвующие в ней, но остающиеся в неизменном виде после реакции.
Катализаторы увеличивающие скорость химической реакции называются положительными, а уменьшающие – отрицательными (ингибитор).
Различают гомогенный и гетерогенный катализ.
При гомогенном катализе взаимодействующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, т.е. не имеют поверхности раздела.
При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, и между ними существует поверхность раздела фаз.
Ускоряющее действие катализатора связано с тем, что он снижает энергию активации химической реакции.
Инициаторы - это вещества, увеличивающие скорость химической реакции, участвующие в ней, и полностью расходующиеся на ее начальной стадии.
6) Концентрация реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс (ЗДМ): Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.
Для реакции общего вида между веществами А и В:
математическое выражение скорости химической реакции согласно ЗДМ имеет вид:
V х.р. = k [ A ] n ´ [ B ] m
Где, [ A ], [ B ] – молярные концентрации реагирующих веществ (моль/л)
n и m – стехиометрические коэффициенты,
k –коэффициент пропорциональности называемый константой скорости реакции, численно равный скорости реакции, при условии, что [ A ] ´ [ B ] = 1.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия ускоряющего фактора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.
В уравнении ЗДМ учитываются концентрации веществ, которые находятся в газовой фазе или жидкой фазе.
Если какое либо вещество находится в твердой фазе, то его концентрация в уравнении ЗДМ не учитывается.
При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции).
Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обычно система отграничена от среды.
Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком.
Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом.
Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.
Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора:
¯+SH2SO4+Na2S2O3= Na2SO4+Н2O+SO2
Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте: Fe+2HCl=FeCl2 + H2 может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. В связи с этим4скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно, Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы.
Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений. [1]
Скорость химической реакции
Основная статья: Скорость химической реакции
Важным понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.
Например для реакции
скорость можно выразить так:
В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году К. М. Гульдбергом и П. Вааге был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа) и площадь поверхности раздела фаз.
Порядок химической реакции
Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.
Реакция нулевого порядка
График зависимости концентрации реагента A в реакции A → B от времени для нулевого порядка реакции
Кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ. Нулевой порядок характерен, например, для гетерогенных реакций в том случае, если скорость диффузии реагентов к поверхности раздела фаз меньше скорости их химического превращения.
Реакция первого порядка
График зависимости концентрации реагента A для первого порядка реакции
Кинетическое уравнение реакции первого порядка:
Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:
Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:
Реакция второго порядка
График зависимости концентрации реагента A для второго порядка реакции
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
В первом случае скорость реакции определяется уравнением
Линейная форма уравнения:
Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:
Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:
Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):
Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:
Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.
Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции нет, так как порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность — механизм реакции.
Основная статья: Катализ
 | Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей. |
Катализ — процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Каталитические реакции — реакции, протекающие в присутствии катализаторов.
Положительным называют катализ, при котором скорость реакции возрастает, отрицательным (ингибированием) — при котором она убывает. Примером положительного катализа может служить процесс окисления аммиака на платине при получении азотной кислоты. Примером отрицательного — снижение скорости коррозии при введении в жидкость, в которой эксплуатируется металл, нитрита натрия, хромата и дихромата калия.
Многие важнейшие химические производства, такие, как получение серной кислоты, аммиака, азотной кислоты, синтетического каучука, ряда полимеров и др., проводятся в присутствии катализаторов.
Гидролиз (от греч. hydor-вода и lysis - разложение, распад), обменная реакция между веществом и водой. Количественно гидролиз характеризуют константой гидролиза (константой равновесия реакции гидролиза) КГ и степенью , представляющей собой отношение числа частиц ионов или молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц, введенных в раствор. При и связаны друг с другом как константа и степень ионизации электролита , где с-концентрация раствора в моль/л).
При гидролизе солей образуются основания и кислоты. В большинстве случаев это обратимая реакция. Необратимо гидролизуются соли, образованные катионом очень слабого основания и (или) анионом очень слабой кислоты, например:
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiClO4, NaNO3, KCl), в обычных условиях не гидролизуются и для их водных растворов рН 7. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например,CH3COONa), гидролизуются по аниону.
Благодаря образованию ионов ОН водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (рН > 7). Соли слабых многоосновных кислот гидролизуются ступенчато, причем гидролиз по первой ступени всегда преобладает:
При гидролизе некоторых анионов (WO4 2- , VO4 3- и др.) образуются изополианионы (например, W3O10 2- , V2O7 4- ), молекулярная масса и состав которых зависят от условий реакции.
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, АlСl3), гидролизуются по катиону. В реакции участвует только катион, обычно входящий в состав аквакомплекса.
 Химическое Сырьё! Дёшево! Оптом. Пигменты, Реактивы, Реагенты, Содопродукты и др. Доставка Бесплатно! Скидки! chem-opt.opt.ru |
 Закупаем: кислота glacial acetic acid trade.su |
| Дать объявление | B2BContext |
Вследствие образования гидроксоний-ионов водные растворы таких солей имеют кислую реакцию (рН 3+ , Be 2+ , Sn 2+ , образуются комплексы [Fe2(OH)2] 4+ , [Веэ(ОН)3] 3 +, [Sn3(OH)4] 2+ .
Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, напр. Сu(ООССН3)2, гидролизуются по катиону и по аниону.
Растворы таких солей имеют слабокислую или слабощелочную реакцию в зависимости от того, какой ион гидролизуется в большей степени.
При гидролизе галогенангидридов образуются две кислоты — кислородсодержащая и галогеноводородная; реакция в большинстве случаев идет необратимо:
Гидролиз органических соединений широко используется для получения спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот из их производных или галогензамещенных углеводородов, например:
где X = Аг, ОН, NHAr и др.
гидролиз ускоряется в присутствии кислот и оснований, а также ионов металлов, способных прочно связываться с одним из продуктов и смещать тем самым равновесие реакции, например:
Подбор соответствующих условий и катализаторов позволяет избирательно расщеплять отдельные связи в молекулах, содержащих несколько группировок, способных гидролизоваться, например:
Известна обширная группа ферментов (так называемых гидролаз), катализирующих высокоселективный гидролиз молекул природных соединений. На этих процессах основано большинство методов изучения строения биополимеров.
Гидролиз органических соединений широко используется для получения глюкозы, этилового спирта, карбоновых кислот и других гидролиз жиров - основа промышленного получения мыла и глицерина. Ферментативный гидролиз органических соединений применяется в пищевой, текстильной, фармацевтической промышленности. См. также Гидролизные производства
Скорость химической реакции показывает, как быстро происходит та или иная реакция. Взаимодействие происходит при столкновении частиц в пространстве. При этом реакция происходит не при каждом столкновении, а только когда частица обладают соответствующей энергией.
Скорость реакции – количество элементарных соударений взаимодействующих частиц, заканчивающихся химическим превращением, за единицу времени.
Определение скорости химической реакции связано с условиями ее проведения. Если реакция гомогенная – т.е. продукты и реагенты находятся в одной фазе – то скорость химической реакции определяется, как изменение концентрации вещества в единицу времени:
υ = ΔC / Δt
Если реагенты, или продукты находятся в разных фазах, и столкновение частиц происходит только на границе раздела фаз, то реакция называется гетерогенной, и скорость ее определяется изменением количества вещества в единицу времени на единицу реакционной поверхности:
υ = Δν / (S·Δt)
1. Температура
Самый простой способ изменить скорость реакции – изменить температуру . Как вам, должно быть, известно из курса физики, температура – это мера средней кинетической энергии движения частиц вещества. Если мы повышаем температуру, то частицы любого вещества начинают двигаться быстрее, а следовательно, сталкиваться чаще.
Однако при повышении температуры скорость химических реакций увеличивается в основном благодаря тому, что увеличивается число эффективных соударений. При повышении температуры резко увеличивается число активных частиц, которые могут преодолеть энергетический барьер реакции. Если понижаем температуру – частицы начинают двигаться медленнее, число активных частиц уменьшается, и количество эффективных соударений в секунду уменьшается. Таким образом, при повышении температуры скорость химической реакции повышается, а при понижении температуры — уменьшается .
Обратите внимание! Это правило работает одинаково для всех химических реакций (в том числе для экзотермических и эндотермических). Скорость реакции не зависит от теплового эффекта. Скорость экзотермических реакций при повышении температуры возрастает, а при понижении температуры – уменьшается. Скорость эндотермических реакций также возрастает при повышении температуры, и уменьшается при понижении температуры.
Более того, еще в XIX веке голландский физик Вант-Гофф экспериментально установил, что скорость большинства реакций примерно одинаково изменяется (примерно в 2-4 раза) при изменении температуры на 10 о С.
Правило Вант-Гоффа звучит так: повышение температуры на 10 о С приводит к увеличению скорости химической реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурный коэффициент скорости химической реакции γ).
Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции.
здесь v2 — скорость реакции при температуре T2,
v1 — скорость реакции при температуре T1,
γ — температурный коэффициент скорости реакции, коэффициент Вант-Гоффа.
В некоторых ситуациях повысить скорость реакции с помощью температуры не всегда удается, т.к. некоторые вещества разлагаются при повышении температуры, некоторые вещества или растворители испаряются при повышенной температуре, т.е. нарушаются условия проведения процесса.
Также изменить число эффективных соударений можно, изменив концентрацию реагирующих веществ . Понятие концентрации, как правило, используется для газов и жидкостей, т.к. в газах и жидкостях частицы быстро двигаются и активно перемешиваются. Чем больше концентрация реагирующих веществ (жидкостей, газов), тем больше число эффективных соударений, и тем выше скорость химической реакции.
На основании большого числа экспериментов в 1867 году в работах норвежских ученых П. Гульденберга и П. Вааге и, независимо от них, в 1865 году русским ученым Н.И. Бекетовым был выведен основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ:
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции.
Для химической реакции вида: aA + bB = cC + dD закон действующих масс записывается так:
здесь v — скорость химической реакции,
CA и CB — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л
k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.
Например , для реакции образования аммиака:
закон действующих масс выглядит так:
Константа скорости реакции k показывает, с какой скоростью будут реагировать вещества, если их концентрации равны 1 моль/л, или их произведение равно 1. Константа скорости химической реакции зависит от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.
В законе действующих масс не учитываются концентрации твердых веществ, т.к. они реагируют, как правило, на поверхности, и количество реагирующих частиц на единицу поверхности при этом не меняется.
В большинстве случаев химическая реакция состоит из нескольких простых этапов, в таком случае уравнение химической реакции показывает лишь суммарное или итоговое уравнение происходящих процессов. При этом скорость химической реакции сложным образом зависит (или не зависит) от концентрации реагирующих веществ, полупродуктов или катализатора, поэтому точная форма кинетического уравнения определяется экспериментально, или на основании анализа предполагаемого механизма реакции. Как правило, скорость сложной химической реакции определяется скоростью его самого медленного этапа (лимитирующей стадии).
3. Давление
Концентрация газов напрямую зависит от давления . При повышении давления повышается концентрация газов. Математическое выражение этой зависимости (для идеального газа) — уравнение Менделеева-Клапейрона:
pV = νRT
Таким образом, если среди реагентов есть газообразное вещество, то при повышении давления скорость химической реакции увеличивается, при понижении давления — уменьшается .
Например. Как изменится скорость реакции сплавления извести с оксидом кремния:
при повышении давления?
Правильным ответом будет – никак, т.к. среди реагентов нет газов, а карбонат кальция – твердая соль, нерастворимая в воде, оксид кремния – твердое вещество. Газом будет продукт – углекислый газ. Но продукты не влияют на скорость прямой реакции.
4. Катализатор
Катализаторы – это химические вещества, участвующие в химической реакции, изменяющие ее скорость и направление, но не расходующиеся в ходе реакции (по окончании реакции не изменяющиеся ни по количеству, ни по составу). Примерный механизм работы катализатора для реакции вида А + В можно представить так:
A + K = AK
AK + B = AB + K
По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.
Гомогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе (газ, раствор). Типичные гомогенные катализаторы – кислоты и основания. органические амины и др.
Гетерогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Как правило, гетерогенные катализаторы – твердые вещества. Т.к. взаимодействие в таких катализаторах идет только на поверхности вещества, важным требованием для катализаторов является большая площадь поверхности. Гетерогенные катализаторы отличает высокая пористость, которая увеличивает площадь поверхности катализатора. Так, суммарная площадь поверхности некоторых катализаторов иногда достигает 500 квадратных метров на 1 г катализатора. Большая площадь и пористость обеспечивают эффективное взаимодействие с реагентами. К гетерогенным катализаторам относятся металлы, цеолиты — кристаллические минералы группы алюмосиликатов (соединений кремния и алюминия), и другие.
Пример гетерогенного катализа – синтез аммиака:
В качестве катализатора используется пористое железо с примесями Al2O3 и K2O.
Сам катализатор не расходуется в ходе химической реакции, но на поверхности катализатора накапливаются другие вещества, связывающие активные центры катализатора и блокирующие его работу (каталитические яды). Их необходимо регулярно удалять, путем регенерации катализатора.
В биохимических реакция очень эффективными оказываются катализаторы – ферменты. Ферментативные катализаторы действуют эффективно и избирательно, с избирательностью 100%. К сожалению, ферменты очень чувствительны к повышению температуры, кислотности среды и другим факторам, поэтому есть ряд ограничений для реализации в промышленных масштабах процессов с ферментативным катализом.
Катализаторы не стоит путать с инициаторами процесса и ингибиторами.
Например , для инициирования радикальной реакции хлорирования метана необходимо облучение ультрафиолетом. Это не катализатор. Некоторые радикальные реакции инициируются пероксидными радикалами. Это также не катализаторы.
Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химическую реакцию. Ингибиторы могут расходоваться и участвовать в химической реакции. При этом ингибиторы не являются катализаторами наоборот. Обратный катализ в принципе невозможен – реакция в любом случае будет пытаться идти по наиболее быстрому пути.
5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ
Для гетерогенных реакций одним из способов увеличить число эффективных соударений является увеличение площади реакционной поверхности . Чем больше площадь поверхности контакта реагирующих фаз, тем больше скорость гетерогенной химической реакции. Порошковый цинк гораздо быстрее растворяется в кислоте, чем гранулированный цинк такой же массы.
6. Природа реагирующих веществ
На скорость химических реакций при прочих равных условиях также оказывают влияние химические свойства, т.е. природа реагирующих веществ.
Менее активные вещества будут имеют более высокий активационный барьер, и вступают в реакции медленнее, чем более активные вещества.
Более активные вещества имеют более низкую энергию активации, и значительно легче и чаще вступают в химические реакции.
Более стабильные вещества — это, например, те вещества, которые окружают нас в быту, либо существуют в природе.
Например , хлорид натрия NaCl (поваренная соль), или воды H2O, или металлическое железо Fe.
Более активные вещества мы можем встретить в быту и природе сравнительно редко.
Например , оксид натрия Na2O или сам натрий Na в быту и в природе не не встречаем, т.к. они активно реагируют с водой.
При небольших значениях энергии активации (менее 40 кДж/моль) реакция проходит очень быстро и легко. Значительная часть столкновений между частицами заканчивается химическим превращением. Например, реакции ионного обмена происходят при обычных условиях очень быстро.
При высоких значениях энергии активации (более 120 кДж/моль) лишь незначительное число столкновений заканчивается химическим превращением. Скорость таких реакций пренебрежимо мала. Например, азот с кислородом практически не взаимодействует при нормальных условиях.
При средних значениях энергии активации (от 40 до 120 кДж/моль) скорость реакции будет средней. Такие реакции также идут при обычных условиях, но не очень быстро, так, что их можно наблюдать невооруженным глазом. К таким реакциям относятся взаимодействие натрия с водой, взаимодействие железа с соляной кислотой и др.
Вещества, стабильные при нормальных условиях, как правило, имеют высокие значения энергии активации.
PDF-файл из архива "Все лабораторные с защитой", который расположен в категории " ". Всё это находится в предмете "химия" из раздела "", которые можно найти в файловом архиве МГТУ им. Н.Э.Баумана. Не смотря на прямую связь этого архива с МГТУ им. Н.Э.Баумана, его также можно найти и в других разделах. .
Просмотр PDF-файла онлайн
Текст из PDF
Стулент: KБept С,llq "3l"_з.6-6rъо_ чZ)O"u.\Эr' <А) ?, /Ф-4",,ИOJe/-"-
Привод цепного транспортера с 2-х ступенчатым соосным однопоточным редуктором с косозубыми передачами
Как Вы думаете, сколько людей до Вас делали точно такое же задание? 99% студентов выполняют точно такие же задания, как и их предшественники год назад. Найдите нужный учебный материал на СтудИзбе!
Да! Наши авторы собирают и выкладывают те работы, которые сдаются в Вашем учебном заведении ежегодно и уже проверены преподавателями.
Да! У нас любой человек может выложить любую учебную работу и зарабатывать на её продажах! Но каждый учебный материал публикуется только после тщательной проверки администрацией.
Вернём деньги! А если быть более точными, то автору даётся немного времени на исправление, а если не исправит или выйдет время, то вернём деньги в полном объёме!
Нет! Мы не выполняем работы на заказ, однако Вы можете попросить что-то выложить в наших социальных сетях.
Читайте также: