Фиг. 3.4 Разпределението на енергия на частиците по размер при различни температури (Т2> Т1).
Тя може да се види, че кривата, свързани с температура Т2. измества надясно - към по-високи енергии. По този начин, когато температурата се повишава рязко увеличава фракцията на молекули, чиято енергия горе енергията на активиране.
Увеличението в скоростта на реакция с повишаване на температурата обикновено се характеризира с коефициент на температура. Количествено, ефектът на температурата върху скоростта на химични реакции могат да бъдат изразени в приблизителна форма на Van't Hoff правило: за всяко повишаване на температурата от 10 ° С увеличава скоростта на химичните реакции на хомогенни приблизително 2-4 пъти.
Математически, това ще изглежда така:
.
# 947; - температурен коефициент на Van't Hoff (# 947 = 2-4).
Все пак, това уравнение не е теоретично обосновано, експерименталните данни са по-добре описани от уравнението на Арениус. свързване постоянна скорост на химическа реакция с енергията на активиране:
където А - предварително експоненциален фактор, който отчита вероятността да се даде възможност на реакцията за взаимните ориентации на активните молекули в сблъсъка, Ea - активиране енергия на химическа реакция (кДж / мол), R- универсалната газова константа (8.314 J · мол - 1 · К - 1)
Това уравнение е теоретично обосновано с методите на статистическата физика. Качествено, това изследване е, както следва: реакции възникват в резултат на безразборно молекулни сблъсъци. Очевидно е, че реакцията протича само когато молекули се сблъскват с достатъчно енергия, за да се прекъсне някои химични връзки. За всяка система има праг на енергия Да. от които енергията е достатъчно за реакцията. Тъй сблъсъци настъпят с честота в зависимост от температурата по експоненциален закон, и полученият уравнението Areniusa. След предварително експоненциален фактор са някои от характеристиките на общия брой на сблъсъци, както и член на - делът на ефективни сблъсъци.
С помощта на уравнението на Арениус може да се дефинира като скоростта на реакцията при izmenitsyakonstanta известен енергия реакция активиране:
Виж съотношение k2 / k1 логаритъм и получената израз:
В допълнение, знаейки, промяната на скоростта на реакция с промени в температурата, може да се изчисли активиране енергия на реакцията:
Един от най-разпространените методи за химически практика ускоряват химичните реакции е kataliz.Katalizator - вещество, което променя скоростта на реакцията, но това не се консумира в резултат на това. Реакциите под действието на катализатора, наречени катализатор kataliticheskimi.Vliyanie върху скоростта на химични реакции се нарича катализа.
И двете са катализатори ускоряват реакцията, и това забавя. В първия случай катализ го нарича положителен, втората отрицателно. Катализаторите намаляване на скоростта на реакцията, наречени инхибитори.
Фиг. 3.5 енергия диаграма инсулт ендотермична реакция
без катализатор и с катализатор.
Реакция А + В = C, K - катализатор.
В повечето случаи, действието на катализаторите може да се обясни с факта, че те могат да намалят енергията активиране чрез насочване на реакцията по нов път. Намалена активиране на енергия води до увеличаване на дела на реактивни видове и по този начин за ускоряване на процеса на взаимодействие. В присъствието на катализатор, реакцията протича чрез други междинни етапи, с други думи, в присъствието на катализатор като други активирани комплекси, и тяхното образуване изисква по-малко енергия, отколкото за образуването на комплекси активират срещащи без катализатор. Връзката между енергията на активиране на реакцията в присъствието на катализатор и без това е показано на Фигура 3.5. Най-високата енергия на една от новите страни в преход ще определи активиране на енергия EA на каталитични реакции. "
От Фигура 3.5 се вижда, че:
1) катализатор намалява енергията активиране чрез промяна на механизма за реакция - тя преминава през нови етапи, всеки от които се характеризира с ниска енергия активиране;
2) катализаторът не променя енталпия на реакция (както и Gibbs енергия, ентропията и вътрешната енергия);
3) ако катализира реакцията е обратима, катализаторът не се наруши баланса не променя постоянно равновесие и равновесните концентрации на компонентите на системата. Той е еднакво ускорява преки и обратни реакции, като по този начин ускоряване на времето за достигане на равновесие.
Очевидно е, че в присъствието на енергия активиране реакция катализатор се намалява от стойността DEK (фиг. 3.5). Тъй като експресията на константата на скоростта на реакция (уравнение на Арениус) активиране на енергия е включен в отрицателната експонентата, дори леко намаление Ea причинява много голямо увеличение на скоростта на реакцията:
Ефект на катализатора за намаляване на ЕА е илюстриран от реакцията на разлагане на йодоводород:
Така намаляването реакция energiiaktivatsii 63 кДж, т.е. 1.5 пъти, то съответства на увеличаване на скоростта на реакцията при 500 К в продължение на 10 6 пъти.
Каталитични реакции са класифицирани в зависимост от вида на катализатора и тип реакции. Например, състоянието на обединяване на реагентите и катализатори за хомогенна катализа разделен (катализатор и реагент за да се образува единична фаза) и хетерогенен катализатор (и реагенти - в различни фази, има граница фаза между катализатора и реагентите).
Примери на хомогенна катализа може да бъде окисление на СО да CO2 с кислород в присъствието на NO2 (катализатор). Механизмът на катализа може да бъде представен от следните реакции:
и катализаторът (NO2) отново участва в първата реакция.
По същия начин това може да се катализира от SO2 окислителната реакция да SO3; тази реакция се използва в производството на метод сярна киселина "Азот".
Един пример е получаването на хетерогенен катализатор SO3 от SO2 в присъствието на платина или V2 5:
Тази реакция също се използва в производството на сярна киселина (метод "контакт").
Хетерогенен катализатор (желязо) се използва също така при производството на амоняк от азот и водород, и в много други процеси.
Ефективността на хетерогенни катализатори обикновено са много по-голяма от еднородни. Скоростта на каталитични реакции в случай на хомогенен катализатор зависи от неговата концентрация и, в случай на хетерогенна - от неговата специфична повърхност (т.е., диспергиране) - колкото по-голям е, толкова по-висока скорост. Последното се дължи на факта, че каталитичната реакцията протича по повърхността на катализатора и включва етапите на адсорбция (слепване) реагенти молекули на повърхността; След реакцията, нейните продукти се десорбират. За да се увеличи катализатор повърхността на земята или получени чрез специални методи, които произвеждат много фини прахове.
Горните примери са също примери на редокси катализа .Това случаи действат като катализатори обикновено преходни метали или техните съединения (Mn 3+. Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe2 О3 т.н.).
На киселина-основа катализа на катализатор работи Н +. ОН - и подобни частици - носители на киселинност и алкалност. По този начин, реакцията на хидролиза
Това ускорено около 300 пъти чрез добавяне на всички силни киселини: солна киселина, HBr, или HNO3.
От голямо значение е катализа в биологичните системи. В този случай катализаторът се нарича ензим. Ефективността на много ензими, са много по-голяма в сравнение с конвенционалните катализатори. Например, за реакцията на свързване на азот на амоняк
Индустриална хетерогенен катализатор се използва под формата на гъба желязо с добавки на оксиди и метални сулфати.
Когато тази реакция се провежда при Т "700 и Р" 30 МРа. Същият синтеза е в нодули на бобови растения под действието на ензими по време на нормална Т и R.
Catalyst системи не са безразлични към примеси и добавки. Някои от тях се повиши ефективността на катализатор, като в горния пример желязо синтез на амоняк катализа. Такива добавки са наречени промотори в катализатора (калиеви и алуминиеви оксиди в желязото). Някои примеси, обратно, потискат каталитичната реакция ( "отрова" на катализатора) etokataliticheskie отрови. Например, SO3 синтез на Pt катализатор е много чувствителен към примеси, съдържащи сулфидна сяра; Серни отрови повърхност платинов катализатор.
Свързани статии