ΥΠΟΥΡΓΕΙΟ ΠΑΙΔΕΙΑΣ ΚΑΙ ΕΠΙΣΤΗΜΗΣ ΤΗΣ ΡΩΣΙΑΣ
Ομοσπονδιακό κρατικό προϋπολογισμό εκπαιδευτικό ίδρυμα
ανώτερη επαγγελματική εκπαίδευση
«ΝΟΒΟΣΙΜΠΙΡΣΚ ΕΘΝΙΚΟ ΕΡΕΥΝΗΤΙΚΟ ΚΡΑΤΙΚΟ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΟ»
ΣΧΟΛΗ ΦΥΣΙΚΩΝ ΕΠΙΣΤΗΜΩΝ
P.A. Kolinko, D. V. Kozlov
Χημική κινητική στο μάθημα φυσική χημεία
Διδακτικό βοήθημα
Νοβοσιμπίρσκ
Το εκπαιδευτικό βοήθημα περιέχει υλικό διάλεξης για την ενότητα «Χημική Κινητική» του μαθήματος «Φυσική Χημεία», ευανάγνωστο στους μαθητές 1ο μάθημα Feng NGU.
Σχεδιασμένο για φοιτητές του 1ου έτους της Σχολής Φυσικών Επιστημών του Κρατικού Πανεπιστημίου του Νοβοσιμπίρσκ.
Συντάχθηκε από:
ειλικρίνεια. χημ. Επιστημών, Αναπλ. D. V. Kozlov, Ph.D. χημ. Επιστήμες P. A. Kolinko
Το εγχειρίδιο έχει προετοιμαστεί ως μέρος της υλοποίησης
Προγράμματα Ανάπτυξης NRU - NSU
©Πολιτεία Νοβοσιμπίρσκ
Πανεπιστήμιο, 2013
ΠΡΟΛΟΓΟΣ |
|
Η χημική κινητική ως τμήμα |
|
φυσική χημεία |
|
Βασικές έννοιες της χημικής κινητικής |
|
Μέθοδοι μέτρησης του ρυθμού χημικών |
|
Η έννοια του μηχανισμού μιας χημικής αντίδρασης |
|
Στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις |
|
Κινητική εξίσωση χημικής αντίδρασης |
|
Μέθοδοι για την εύρεση της σειράς μιας αντίδρασης |
|
Σταθερή ταχύτητας χημικής αντίδρασης |
|
Νόμος Arrhenius |
|
Η τυπική κινητική ως κλάδος της χημικής |
|
κινητική |
|
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις πρώτης τάξης |
|
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις δεύτερης τάξης |
|
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις τρίτης τάξης |
|
Αποτελεσματικός χρόνος αντίδρασης |
|
Αναστρέψιμες αντιδράσεις |
|
Η έννοια της διαδρομής μιας χημικής αντίδρασης |
|
Γενικές έννοιες της θεωρίας της στοιχειώδους πράξης |
|
χημική αντίδραση |
|
Θερμοδυναμική προσέγγιση στη θεωρία |
|
μεταβατικό σύμπλεγμα |
|
Θεωρία επιπτώσεων |
|
Σύνθετες αντιδράσεις και αντιδράσεις που περιλαμβάνουν |
|
ενδιάμεσα σωματίδια. Ταξινόμηση |
|
ΠΡΟΛΟΓΟΣ
Στη χημική επιστήμη γενικά και στη φυσική χημεία, στο
Συγκεκριμένα, υπάρχει ειδική περιοχή που μελετά τους μηχανισμούς και τα πρότυπα των χημικών διεργασιών στο χρόνο. Αυτή η επιστήμη ονομάζεται
χημική κινητική. Η χημική κινητική εξετάζει και καθορίζει την εξάρτηση του ρυθμού των χημικών αντιδράσεων από τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων,
θερμοκρασία και άλλες εξωτερικές συνθήκες.
Η χημική κινητική είναι ο ακρογωνιαίος λίθος πάνω στον οποίο βρίσκεται η σύγχρονη χημική βιομηχανία και, ειδικότερα, η πετροχημεία.
διύλιση πετρελαίου και παραγωγή πολυμερών.
Στο πρώτο έτος του FEN NGU, η χημική κινητική διαβάζεται στο τέλος του μαθήματος «Φυσική Χημεία» στις πέντε τελευταίες διαλέξεις. Ίσως λόγω του γεγονότος ότι στο τέλος του μαθήματος περισσότερων από 30 διαλέξεων, οι μαθητές κουράζονται, αυτό το μέρος των διαλέξεων δεν απορροφάται αρκετά καλά. Ο δεύτερος λόγος λοιπόν,
ότι στη χημική κινητική υπάρχουν οι περισσότεροι μαθηματικοί υπολογισμοί και τύποι, σε σύγκριση με άλλα μέρη του μαθήματος της Φυσικοχημείας.
Σκοπός αυτού του εγχειριδίου είναι να δώσει στους μαθητές την ευκαιρία να εξοικειωθούν με τις βασικές έννοιες της χημικής κινητικής, της τυπικής κινητικής, της θεωρίας μιας στοιχειώδους πράξης μιας χημικής αντίδρασης, της θεωρίας των συγκρούσεων και πολλές άλλες. Ταυτόχρονα, οι αναγνώστες έχουν την ευκαιρία να συγκρίνουν το υλικό που διάβασε ο καθηγητής στο πανεπιστήμιο με το υλικό του εκπαιδευτικού εγχειριδίου και να κάνουν ερωτήσεις για ακατανόητα θέματα στον καθηγητή και τους εκπαιδευτικούς. Ελπίζουμε ότι αυτό θα επιτρέψει στους μαθητές να κατανοήσουν καλύτερα το υλικό.
Για ευκολία κατανόησης, οι βασικές έννοιες
που αναφέρονται στο κείμενο για πρώτη φορά είναι με έντονους πλάγιους χαρακτήρες, οι ορισμοί τους με έντονους χαρακτήρες.
1. Η χημική κινητική ως κλάδος της φυσικής χημείας
σύνθεση και ενεργειακό αποτέλεσμα χημική αντίδραση.
Ωστόσο, αυτή η επιστήμη δεν μπορεί να απαντήσει σε ερωτήσεις σχετικά με το πώς πραγματοποιείται αυτή η αντίδραση και με ποια ταχύτητα. Αυτές οι ερωτήσεις, δηλαδή, ερωτήσεις σχετικά με τον μηχανισμό και ρυθμός μιας χημικής αντίδρασηςεμπίπτουν στο πεδίο εφαρμογής της χημικής κινητικής.
Χημική κινητική ή κινητική χημικών αντιδράσεων (από το ελληνικό κίνησις - κίνηση) -Ενότητα
φυσική χημεία, μελετώντας τα πρότυπα των χημικών αντιδράσεων στο χρόνο, την εξάρτηση αυτών των προτύπων από εξωτερικές συνθήκες, καθώς και τους μηχανισμούς των χημικών μετασχηματισμών . Σε αντίθεση με τη θερμοδυναμική, η χημική κινητική μελετά την πορεία των χημικών αντιδράσεων.εγκαίρως. Εκείνοι. Η θερμοδυναμική μελετά τις αρχικές και τελικές καταστάσεις ενός συστήματος, ενώ η χημική κινητική μελετά την αλλαγή σε ένα σύστημα κατά τη μετάβαση από την αρχική κατάσταση στην τελική κατάσταση. Για παράδειγμα, η αντίδραση
από την άποψη της θερμοδυναμικής, είναι πολύ ευνοϊκό, σε κάθε περίπτωση, σε θερμοκρασίες κάτω από 1000 ° C (σε
σε υψηλότερες θερμοκρασίες, συμβαίνει η αποσύνθεση των μορίων CO2), δηλ. άνθρακας και οξυγόνο θα πρέπει (πρακτικά με 100% απόδοση) να μετατραπούν σε διοξείδιο του άνθρακα. Ωστόσο, η εμπειρία δείχνει ότι ένα κομμάτι άνθρακα μπορεί να βρίσκεται στον αέρα για χρόνια, με ελεύθερη πρόσβαση στο οξυγόνο, χωρίς να υποστεί καμία αλλαγή. Το ίδιο μπορεί να ειπωθεί για πολλές άλλες γνωστές αντιδράσεις. Έτσι, η γνώση των κινητικών κανονικοτήτων είναι επίσης σημαντική στην αποθήκευση και λειτουργία των χημικών προϊόντων, όταν είναι απαραίτητο να επιβραδυνθεί η καταστροφή τους. Αυτό είναι σημαντικό, για παράδειγμα, κατά την αποθήκευση τροφίμων, φαρμάκων, καυσίμων, πολυμερών.
2. Βασικές έννοιες της χημικής κινητικής
2.1. Στοιχειομετρική εξίσωση χημικής αντίδρασης
Η τυπική κινητική καθιστά δυνατή την ποσοτική περιγραφή της πορείας μιας χημικής διεργασίας στο χρόνο σε σταθερή θερμοκρασία ανάλογα με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων και τη σύσταση φάσης τους. Χρησιμοποιείται για να περιγράψει στοιχειομετρική εξίσωση–
Αυτή είναι μια εξίσωση που δείχνει τις ποσοτικές αναλογίες των αντιδρώντων και των προϊόντων μιας χημικής αντίδρασης . Το απλούστερο παράδειγμα μιας τέτοιας εξίσωσης είναι
στοιχειομετρικοί συντελεστές. А i – αντιδραστήρια, B j – προϊόντα αντίδρασης.
Η στοιχειομετρική εξίσωση υπακούει στις προσαυξήσεις των ποσοτήτων των αντιδρώντων και των προϊόντων και στη βάση της καθορίζεται ισορροπία υλικούουσίες κατά τη διάρκεια χημικών μετασχηματισμών. Οι ποσότητες των ουσιών συνήθως μετρώνται σε mol. Εάν είναι απαραίτητο, μέσω αυτών εκφράζονται και άλλα χαρακτηριστικά μάζας του συστήματος. Η χρήση στοιχειομετρικών εξισώσεων είναι ο κύριος τρόπος περιγραφής χημικών αντιδράσεων στην κλασική χημεία. Ωστόσο, η στοιχειομετρική εξίσωση δεν περιγράφει μηχανισμός αντίδρασης. Οποιος χημική αντίδρασηαρκετά περίπλοκο. Η στοιχειομετρική του εξίσωση, κατά κανόνα, δεν λαμβάνει υπόψη την πολυπλοκότητα των στοιχειωδών διεργασιών.
2.2. Βάθος αντίδρασης
ΣΤΟ σε ένα τέτοιο σύστημα αντίδρασης (1) οι μάζες των μεμονωμένων ουσιών δεν είναι ανεξάρτητες μεταβλητές. Αλλαγή στον αριθμό των κρεατοελιών dnεγώ αναλογικά
στοιχειομετρικοί συντελεστές στην εξίσωση αντίδρασης. Δηλαδή μπορείς να γράψεις
ή σε ενσωματωμένη μορφή
όπου ni 0 είναι η αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου ή του προϊόντος (mol). ni είναι η τρέχουσα ποσότητα του αντιδραστηρίου ή του προϊόντος (mol). yi είναι ο στοιχειομετρικός συντελεστής. Θυμηθείτε ότι για τα προϊόντα αντίδρασης yi >0 και για τα αντιδρώντα yi<0.
Έτσι, η ανακατανομή των μαζών στο σύστημα ως αποτέλεσμα της αντίδρασης μπορεί να περιγραφεί από μια μοναδική μεταβλητή ξ, η οποία ονομάζεται χημική μεταβλητή. Μια χημική μεταβλητή μετριέται σε κρεατοελιές
και μπορεί να λάβει ποικίλες αξίες.
ΣΤΟ Συγκεκριμένα, η αρχική κατάσταση του συστήματος χαρακτηρίζεται από την τιμή ξ = 0. Εάν η διαδικασία προχωρήσει προς τα προϊόντα της αντίδρασης, τότε το ξ θα είναι μεγαλύτερο από 0, και εάν προς τα αντιδρώντα (αντίστροφη αντίδραση), τότε ξ< 0. Вообще,
την πορεία της αντίδρασης.
2.3. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης
Η μελέτη της κινητικής συγκεκριμένων χημικών αντιδράσεων ξεκινά, κατά κανόνα, με την κατασκευή πειραματικά καθορισμένων εξαρτήσεων Ci = f(t), οι οποίες ονομάζονται κινητικές καμπύλες. Στη συνέχεια ξεκινά η ανάλυση αυτών των δεδομένων και η μελέτη του μηχανισμού αντίδρασης. Αλλά αυτό απαιτεί μακροχρόνιες και πολύπλοκες μελέτες, επομένως, αφού ληφθούν οι κινητικές καμπύλες, είναι δυνατή η επεξεργασία τους
Χρόνος χαλάρωσης μορίων ουσίας- αυτός είναι ο χρόνος που χρειάζεται για να κινηθεί (αντιδράσει) το μόριο στην κρούση. Εάν ο χρόνος χαλάρωσης των μορίων μιας δεδομένης ουσίας είναι πολύ μεγαλύτερος από τον χρόνο έκθεσης στην ουσία, τότε τα μόρια δεν έχουν χρόνο να αναδιατάξουν (κινηθούν) υπό φορτίο, γεγονός που οδηγεί στη διάσπαση των χημικών δεσμών στην ουσία. Για διαφορετικές ουσίες, ο χρόνος χαλάρωσης είναι διαφορετικός και μπορεί να ποικίλλει σε πολύ μεγάλο εύρος: από χιλιοστά του δευτερολέπτου έως αρκετές χιλιετίες.
Ιστορία
Τον 19ο αιώνα, προτάθηκε μάλιστα ότι τα υγρά και τα στερεά σώματα δεν έχουν ξεκάθαρο όριο. Αν το σκεφτείτε, δεν υπάρχει τίποτα ιδιαίτερα περίεργο εδώ. Αν, για παράδειγμα, χτυπήσετε δυνατά το νερό με την παλάμη σας, τότε το νερό θα συμπεριφέρεται σαν ένα συμπαγές σώμα (μπορείτε να το νιώσετε αν θέλετε!). Εάν χτυπήσετε ένα πίδακα παχύρρευστου υγρού με ένα σφυρί, τότε με τη βοήθεια μιας αργής ταχύτητας κλείστρου της κάμερας μπορείτε να διορθώσετε ότι ο πίδακας θα διασκορπιστεί σε πολλά μικρά αιχμηρά θραύσματα (σταγόνες) από την πρόσκρουση, γεγονός που υποδεικνύει ορισμένες ιδιότητες ενός εύθραυστο συμπαγές σώμα. Ή αν πάρεις ένα κομμάτι ρητίνης, τα γυαλιά είναι άμορφα σώματα. Είναι τόσο παχύρρευστα που οι ιδιότητες ροής αυτών των υλικών δεν είναι ορατές. Στην πραγματικότητα, ρέουν και αυτό μπορεί να προσδιοριστεί εύκολα εφαρμόζοντας ένα φορτίο σε αυτά! (Φυσικά, το γυαλί είναι πιο παχύρρευστη ουσία και απαιτεί περισσότερες ατομικές συνθήκες για την εκδήλωση των ιδιοτήτων ροής, για παράδειγμα, θέρμανση ή μεγάλο χρονικό διάστημα εφαρμογής του φορτίου).Χρόνος χαλάρωσης στο ποτήρι
Το γυαλί έχει μάλλον μεγάλο χρόνο χαλάρωσης, επομένως, ως αποτέλεσμα της ταχείας ψύξης, τα μόρια δεν έχουν χρόνο να πάρουν τη μετασταθερή τους κατάσταση στη δομή. Στη συνέχεια, παγώνουν στη χαοτική τους δομή. Και είναι η διαταραχή της δομής της ουσίας που προκαλεί την περίσσεια ενέργειας Gibbs, σε αντίθεση με την κρυσταλλική της μορφή, στην οποία τα μόρια είναι με ελάχιστη ενέργεια. Κατά συνέπεια, αυτό δίνει στα μόρια στη υαλώδη κατάσταση ένα κίνητρο να εξελίξουν τη δομή προς μεγαλύτερη τάξη (δηλαδή προς μια δομή με λιγότερη ενέργεια).Αυτή η αυθόρμητη εξέλιξη, που είναι μια ιδιότητα κοινή σε όλα τα ποτήρια, έχει λάβει το συλλογικό όνομα της δομικής χαλάρωσης. Στην περίπτωση των μεταλλικών γυαλιών, αυτό είναι ένα φαινόμενο μεγάλης κλίμακας που αλλάζει αισθητά ή και πολύ έντονα όλες τις φυσικές τους ιδιότητες. Παρά τις πολυάριθμες μελέτες αυτού του φαινομένου, παραμένει ακόμη σε μεγάλο βαθμό ανεξερεύνητο και οι μηχανισμοί του παραμένουν ακατανόητοι.
ΧΑΛΑΡΩΣΗ
(από το λατινικό relaxatio-αδυνάτισμα), η διαδικασία καθιέρωσης στο σύστημα θερμοδυναμική ισορροπία.μακροσκοπική κατάσταση. σύστημα ορίζεται από πολλούς. παραμέτρους, και οι διαδικασίες επίτευξης ισορροπίας σε διαφορετικές παραμέτρους μπορούν να προχωρήσουν με αποσυμπ. ταχύτητες. Εκχωρήστε μια περίοδο γραμμικού R., όταν μια συγκεκριμένη παράμετρος της κατάστασης Εγώδιαφέρει ελάχιστα από την τιμή ισορροπίας του. Κατά τη διάρκεια αυτής της περιόδου, ο ρυθμός μεταβολής της παραμέτρου Εγώ/dtανάλογη με την απόκλιση x iαπό:
όπου τ Εγώ-χρόνος P. Συνεπάγεται ότι τη χρονική στιγμή t η απόκλιση exp (Τt/t Εγώ). Κατά το χρονικό διάστημα τ Εγώμικρή απόκλιση παραμέτρων x iμειώνεται από την τιμή ισορροπίας κατά συντελεστή e φορές. Ποσότητες = 1/τόνος Εγώ, αμοιβαίες φορές R., κάλεσε. συχνότητες R.
Οι χρόνοι του R. καθορίζονται από το σύστημα St. you και τον τύπο της διαδικασίας που εξετάζεται. Στα πραγματικά συστήματα, μπορεί να ποικίλλουν από αμελητέα μικρές τιμές σε τιμές με βάση την ηλικία του Σύμπαντος. Ένα σύστημα μπορεί να επιτύχει ισορροπία σε ορισμένες παραμέτρους και να παραμείνει μη ισορροπημένο σε άλλες (μερική ισορροπία). Όλες οι διεργασίες R. είναι μη ισορροπημένες και μη αναστρέψιμες και συνοδεύονται από διάχυση ενέργειας, δηλαδή παράγεται στο σύστημα (βλ. Θερμοδυναμική μη αναστρέψιμων διεργασιών).
Στα αέρια, το R. οφείλεται στην ανταλλαγή ενέργειας και στην ποσότητα κίνησης κατά τις συγκρούσεις σωματιδίων και ο χρόνος του R. καθορίζεται από τον χρόνο του ελεύθερου. τρέξιμο (μέσος χρόνος μεταξύ δύο διαδοχικών συγκρούσεων μορίων) και η αποτελεσματικότητα της ανταλλαγής ενέργειας μεταξύ όλων των βαθμών ελευθερίας των συγκρουόμενων σωματιδίων. Στα μονοατομικά αέρια, διακρίνεται ένα στάδιο γρήγορου R., όταν, σε σύντομο χρονικό διάστημα της τάξης του χρόνου σύγκρουσης των μορίων, η αρχική (έντονα μη ισορροπημένη) κατάσταση γίνεται τόσο χαοτική που αρκεί για να την περιγράψουμε να γνωρίζει πώς η κατανομή σε συντεταγμένες και ροπές ενός μόνο σωματιδίου (η λεγόμενη συνάρτηση κατανομής .ενός σωματιδίου). Στο δεύτερο στάδιο R. κατά το χρόνο της τάξης του χρόνου ελεύθερου. τρέχει ως αποτέλεσμα μόνο πολλών. συγκρούσεις σε μακροσκοπικά μικρούς όγκους που κινούνται με μέσο ρυθμό μεταφοράς μάζας (ταχύτητα μάζας), εγκαθίσταται μια τοπική θερμοδυναμική. ισορροπία. Χαρακτηρίζεται από παραμέτρους κατάστασης (t-swarm, χημικό δυναμικό κ.λπ.), οι οποίες εξαρτώνται από χώρους. συντεταγμένες και χρόνο και αργά τείνουν σε τιμές ισορροπίας ως αποτέλεσμα μεγάλου αριθμού συγκρούσεων (διαδικασίες αγωγιμότητας θερμότητας, διάχυση, ιξώδες κ.λπ.). Ο χρόνος R. εξαρτάται από το μέγεθος του συστήματος και είναι μεγάλος σε σύγκριση με τον μέσο ελεύθερο χρόνο. τρέξιμο.
Σε πολυατομικά αέρια (με εσωτερικούς βαθμούς ελευθερίας) m. η ανταλλαγή ενέργειας μεταξύ και εξωτ. βαθμοί ελευθερίας (περιστροφή, ταλάντωση) και προκύπτει R., που σχετίζεται με αυτό το φαινόμενο. Η ισορροπία δημιουργείται πιο γρήγορα με πράξεις. βαθμούς ελευθερίας, που χαρακτηρίζεται από το αντίστοιχο t-swarm. Ισορροπία μεταξύ πράξεων. και περιστρέψτε. βαθμοί ελευθερίας καθιερώνονται πολύ πιο αργά. Η διέγερση ταλαντώνεται. βαθμοί ελευθερίας είναι δυνατοί μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Επομένως, στα πολυατομικά αέρια, είναι δυνατές διεργασίες R. πολλαπλών σταδίων (βλ. κινητική μη ισορροπίας).Εάν το αέριο αποτελείται από συστατικά με μόρια που διαφέρουν πολύ σε μάζα, η ανταλλαγή ενέργειας μεταξύ των συστατικών επιβραδύνεται, με αποτέλεσμα καταστάσεις με αποσύνθεση. συστατικό t-rami. Για παράδειγμα, ο ιοντικός και ο ηλεκτρονικός t-ry διαφέρουν στο πλάσμα και συμβαίνουν αργές διεργασίες του R. (βλ. Χημεία πλάσματος).
Στα υγρά το R. περιγράφεται με τη βοήθεια χωροχρονικών συσχετισμών. συναρτήσεις που χαρακτηρίζουν την εξασθένηση σε χρόνο και χώρο της αμοιβαίας επιρροής των μορίων (συσχετίσεις). Αυτοί οι συσχετισμοί είναι η αιτία μη αναστρέψιμων διεργασιών - θερμική αγωγιμότητα και ιξώδες (βλ. Υγρό).Η ώρα του R. για πλήρη θερμοδυναμική. η ισορροπία μπορεί να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας κινητική. συντελεστές. Για παράδειγμα, σε ένα δυαδικό διάλυμα, ο χρόνος R. συγκέντρωση t! 2
/ΡΕ,όπου L είναι το μέγεθος του συστήματος, D είναι ο συντελεστής. διάχυση; ώρα R. t-ry t! L 2 /x, όπου x-συντελεστής. θερμική διάχυση, κ.λπ. (για λεπτομέρειες, βλ μακροκινητική).
Στα στερεά, το R. περιγράφεται ως R. σε ένα αέριο ορισμένων οιονεί σωματιδίων. Για παράδειγμα, σε κρυσταλλική πλέγμα σε χαμηλές θερμοκρασίες, οι ελαστικές δονήσεις ερμηνεύονται ως αέριο φωνονίων (ακουστική ακτινοβολία). Στο σύστημα των μαγνητών περιστροφής. ροπές ενός σιδηρομαγνήτη, τα οιονεί σωματίδια είναι μάγνονες (μαγνητική ακτινοβολία).
Στο μεταβάσεις φάσηςΤο ποτάμι μπορεί να έχει δύσκολο χαρακτήρα. Εάν η μετάβαση από μια κατάσταση μη ισορροπίας σε μια κατάσταση ισορροπίας είναι μια μετάβαση πρώτης τάξης, το σύστημα μπορεί πρώτα να μεταβεί σε μια μετασταθερή κατάσταση και στη συνέχεια να χαλαρώσει εξαιρετικά αργά (βλ. υαλώδης κατάσταση).Η χαλάρωση είναι ιδιαίτερα δύσκολη. μεταπτώσεις σε πολυμερή όπου υπάρχει ένα σύνολο (φάσμα) χαλάρωσης. φαινόμενα, καθένα από τα οποία οφείλεται στον δικό του μηχανισμό. Στην γειτνίαση ενός σημείου μετάβασης φάσης του δεύτερου είδους, ο βαθμός ταξινόμησης φάσης χαρακτηρίζεται από μια παράμετρο τάξης, η οποία τείνει στο μηδέν και ο χρόνος της R. αυξάνεται πολύ. Ακόμα πιο δύσκολη είναι η φύση του R. από καταστάσεις που απέχουν πολύ από τη θερμοδυναμική. ισορροπία. Στα ανοιχτά συστήματα είναι πιθανά φαινόμενα αυτοοργάνωση.
Οι μετρήσεις του R. των χρόνων χρήσης στη χημική. κινητική για τη μελέτη των διαδικασιών στις οποίες η ισορροπία επιτυγχάνεται γρήγορα (βλ. μέθοδοι χαλάρωσης).Το μηχανικό R. εκδηλώνεται σε μείωση του χρόνου καταπόνησης, που δημιούργησε παραμόρφωση στο σώμα. Το μηχανικό R. συνδέεται με την ιξωδοελαστικότητα, οδηγεί σε φαινόμενα ερπυσμού, υστέρησης κατά την παραμόρφωση (βλ. ρεολογία).Όσον αφορά τη βιολ. συστήματα ο όρος "R." μερικές φορές χρησιμοποιείται για να χαρακτηρίσει τη διάρκεια ζωής του συστήματος, το οποίο τη στιγμή του φυσιολογικού θανάτου έρχεται σε κατάσταση μερικής ισορροπίας (οιονεί ισορροπίας) με το περιβάλλον. Στη φύση συστήματα R. οι χρόνοι χωρίζονται από έντονες ανισότητες. η διάταξή τους σε αύξουσα ή φθίνουσα σειρά μας επιτρέπει να θεωρήσουμε το σύστημα ως μια ακολουθία ιεραρχικών. επίπεδα με διαφ. ο βαθμός τάξης στη δομή (βλ. Θερμοδυναμική ιεραρχικών συστημάτων).
Λιτ.: Zubarev D.N., Non-equilibrium, Μ., 1971; Lifshits E. M., Pitaevsky L. P., Physical kinetics, στο βιβλίο: Theoretical Physics, τ. 10, M., 1979; Gladyshev G.P., Thermodynamics and natural hierarchical processes, M., 1988; Denisov E. T., Kinetics of homogeneous chemical reactions, 2nd ed., M., 1988.
Χημική εγκυκλοπαίδεια. - Μ.: Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια. Εκδ. I. L. Knunyants. 1988 .
Συνώνυμα:Δείτε τι είναι το "RELAXATION" σε άλλα λεξικά:
- (από το λατ. relaxatio αποδυνάμωση, μείωση), η διαδικασία δημιουργίας θερμοδυναμικής ισορροπίας στη μακροσκοπική. φυσικός συστήματα (αέρια, υγρά, στερεά σώματα). μακροσκοπική κατάσταση. το σύστημα καθορίζεται από μεγάλο αριθμό παραμέτρων και η εγκατάσταση ... ... Φυσική Εγκυκλοπαίδεια
χαλάρωση- (από το λατινικό relahatio μείωση της έντασης, αποδυνάμωση) κατάσταση ανάπαυσης, χαλάρωσης, που εμφανίζεται στο θέμα ως αποτέλεσμα ανακούφισης από το άγχος, μετά από δυνατές εμπειρίες ή σωματικές προσπάθειες. Το R. μπορεί να είναι ακούσιο (χαλάρωση κατά την αναχώρηση ... ... Μεγάλη Ψυχολογική Εγκυκλοπαίδεια
Χαλάρωση- είναι η διαδικασία της σταδιακής μετάβασης ενός θερμοδυναμικού συστήματος από μια κατάσταση μη ισορροπίας που προκαλείται από εξωτερικές επιδράσεις σε μια κατάσταση θερμοδυναμικής ισορροπίας. Παραδείγματα διαδικασιών χαλάρωσης: σταδιακή αλλαγή του στρες στο σώμα ... ... Εγκυκλοπαίδεια όρων, ορισμών και επεξηγήσεων δομικών υλικών
- [λατ. χαλάρωση μείωση της έντασης, αποδυνάμωση] μέλι. χαλάρωση των σκελετικών μυών? ανακούφιση από το ψυχικό στρες. Λεξικό ξένων λέξεων. Komlev N.G., 2006. χαλάρωση (Λατινικά relaxatio, μείωση στρες, αποδυνάμωση) 1) σωματική. επεξεργάζομαι, διαδικασία … Λεξικό ξένων λέξεων της ρωσικής γλώσσας
χαλάρωση- και καλά. χαλάρωση, γερμανικά Χαλάρωση χαλάρωση μείωση έντασης, χαλάρωση. 1. σωματική. Η διαδικασία της σταδιακής επιστροφής σε κατάσταση ισορροπίας ένα σύστημα που βγήκε από τέτοια κατάσταση, μετά την παύση των παραγόντων που το έβγαλαν... Ιστορικό Λεξικό Γαλλισμών της Ρωσικής Γλώσσας
ΧΑΛΑΡΩΣΗ, η διαδικασία δημιουργίας θερμοδυναμικής ισορροπίας σε ένα μακροσκοπικό φυσικό σύστημα που αποτελείται από μεγάλο αριθμό σωματιδίων. Χαρακτηριστικό της διαδικασίας του χρόνου χαλάρωσης. Για παράδειγμα: για ένα σύστημα ηλεκτρονίων σε ένα μέταλλο, ο χρόνος χαλάρωσης t 10 ... ... Σύγχρονη Εγκυκλοπαίδεια
Στη φυσιολογία, χαλάρωση ή απότομη μείωση του τόνου των σκελετικών μυών μέχρι την πλήρη ακινητοποίηση. Μπορεί να εμφανιστεί ως παθολογική κατάσταση. Η τεχνητή χαλάρωση επιτυγχάνεται με τη χρήση μυοχαλαρωτικών... Μεγάλο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό
Χαλάρωση, θερμική χαλάρωση, εξασθένηση, αποδυνάμωση Λεξικό ρωσικών συνωνύμων. ουσιαστικό χαλάρωσης, αριθμός συνωνύμων: 6 αυτοχαλάρωση (1) ... Συνώνυμο λεξικό
- (από το λατινικό relaxatio χαλάρωση, απαλλαγή, ανάπαυση), 1) χαλάρωση ή απότομη μείωση του τόνου των σκελετικών μυών. Η τεχνητή χαλάρωση που επιτυγχάνεται με τη χρήση μυοχαλαρωτικών σκευασμάτων χρησιμοποιείται σε χειρουργικές επεμβάσεις. Σύγχρονη Εγκυκλοπαίδεια
- (από το λατινικό relaxatio relief, χαλάρωση) κατάσταση ανάπαυσης που σχετίζεται με πλήρη ή μερική μυϊκή χαλάρωση. Μοιράζονται τη μακροχρόνια χαλάρωση που συμβαίνει κατά τη διάρκεια του ύπνου, της ύπνωσης, υπό φαρμακολογικές επιρροές και ... Ψυχολογικό Λεξικό
– Σύνθετες αντιδράσεις – Επίδραση της θερμοκρασίας στη σταθερά ταχύτητας – Αναστρέψιμες και ετερογενείς αντιδράσεις – Φωτοχημικές αντιδράσεις – Κατάλυση
2.1.7 Πολύπλοκες αντιδράσεις
Οι σύνθετες αντιδράσεις είναι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε περισσότερα από ένα στάδια. Εξετάστε ως παράδειγμα μία από τις πολύπλοκες αντιδράσεις, η κινητική και ο μηχανισμός της οποίας έχουν μελετηθεί καλά:
2НI + Н 2 О 2 ––> I 2 + 2Н 2 О
Αυτή η αντίδραση είναι αντίδραση δεύτερης τάξης. η κινητική του εξίσωση έχει την εξής μορφή:
Η μελέτη του μηχανισμού αντίδρασης έδειξε ότι είναι δύο σταδίων (προχωρά σε δύο στάδια):
1) HI + H 2 O 2 -–> HIO + H 2 O
2) HIO + HI -–> I 2 + H 2 O
Ο ρυθμός του πρώτου σταδίου V 1 είναι πολύ μεγαλύτερος από τον ρυθμό του δεύτερου σταδίου V 2 και ο συνολικός ρυθμός αντίδρασης καθορίζεται από τον ρυθμό του πιο αργού σταδίου, επομένως ονομάζεται καθοριστικό ποσοστό ή περιοριστική .
Είναι δυνατόν να συμπεράνουμε εάν η αντίδραση είναι στοιχειώδης ή σύνθετη με βάση τα αποτελέσματα της μελέτης της κινητικής της. Μια αντίδραση είναι πολύπλοκη εάν οι πειραματικά προσδιορισμένες συγκεκριμένες τάξεις της αντίδρασης δεν ταιριάζουν με τους συντελεστές για τα αρχικά υλικά στη στοιχειομετρική εξίσωση αντίδρασης. μερικές τάξεις μιας σύνθετης αντίδρασης μπορεί να είναι κλασματικές ή αρνητικές· η κινητική εξίσωση μιας σύνθετης αντίδρασης μπορεί να περιλαμβάνει συγκεντρώσεις όχι μόνο των αρχικών ουσιών, αλλά και των προϊόντων της αντίδρασης.
2.1.8 Ταξινόμηση σύνθετων αντιδράσεων
διαδοχικές αντιδράσεις.
Οι διαδοχικές είναι πολύπλοκες αντιδράσεις που προχωρούν με τέτοιο τρόπο ώστε οι ουσίες που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα ενός σταδίου (δηλαδή τα προϊόντα αυτού του σταδίου) να είναι οι πρώτες ύλες για ένα άλλο στάδιο. Σχηματικά, μια διαδοχική αντίδραση μπορεί να απεικονιστεί ως εξής:
Α ––> Β ––> Γ ––> ...
Ο αριθμός των σταδίων και των ουσιών που εμπλέκονται σε καθένα από τα στάδια μπορεί να είναι διαφορετικός.
παράλληλες αντιδράσεις.
Ονομάζονται παράλληλες χημικές αντιδράσεις, στις οποίες οι ίδιες πρώτες ουσίες μπορούν ταυτόχρονα να σχηματίσουν διαφορετικά προϊόντα αντίδρασης, για παράδειγμα, δύο ή περισσότερα ισομερή:
Συναφείς αντιδράσεις.
Οι συζευγμένες αντιδράσεις ονομάζονται σύνθετες αντιδράσεις που εξελίσσονται ως εξής:
1) Α + Β ––> Γ
2) Α + Δ ––> Ε ,
Επιπλέον, μία από τις αντιδράσεις μπορεί να προχωρήσει ανεξάρτητα και η δεύτερη είναι δυνατή μόνο παρουσία της πρώτης. Η ουσία Α, κοινή και στις δύο αντιδράσεις, ονομάζεται ηθοποιός, ουσία Β - επαγωγέας, ουσία D, που αλληλεπιδρά με το Α μόνο παρουσία της πρώτης αντίδρασης - αποδέκτης. Για παράδειγμα, το βενζόλιο σε ένα υδατικό διάλυμα δεν οξειδώνεται με υπεροξείδιο του υδρογόνου, αλλά όταν προστίθενται άλατα Fe(II), μετατρέπεται σε φαινόλη και διφαινύλιο. Ο μηχανισμός αντίδρασης είναι ο ακόλουθος. Στο πρώτο στάδιο σχηματίζονται ελεύθερες ρίζες:
Fe 2+ + H 2 O 2 ––> Fe 3+ + OH – + OH
που αντιδρούν με ιόντα Fe 2+ και βενζόλιο:
Fe 2+ + OH ––> Fe 3+ + OH –
C 6 H 6 + OH -–> C 6 H 5 + H 2 O
Ανασυνδυασμός ριζών εμφανίζεται επίσης:
C 6 H 5 + OH -–> C 6 H 5 OH
C 6 H 5 + C 6 H 5 ––> C 6 H 5 –C 6 H 5
Έτσι, και οι δύο αντιδράσεις προχωρούν με τη συμμετοχή μιας κοινής ενδιάμεσης ελεύθερης ρίζας ΟΗ.
Αλυσιδωτικές αντιδράσεις.
Οι αλυσιδωτές αντιδράσεις ονομάζονται αντιδράσεις που αποτελούνται από έναν αριθμό αλληλένδετων σταδίων, όταν τα σωματίδια που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα κάθε σταδίου δημιουργούν τα επόμενα στάδια. Κατά κανόνα, οι αλυσιδωτές αντιδράσεις προχωρούν με τη συμμετοχή ελεύθερων ριζών. Όλες οι αλυσιδωτές αντιδράσεις χαρακτηρίζονται από τρία τυπικά στάδια, τα οποία θα εξετάσουμε χρησιμοποιώντας ως παράδειγμα τη φωτοχημική αντίδραση του σχηματισμού υδροχλωρίου.
1. Η προέλευση της αλυσίδας (μύηση):
Сl 2 + hν ––> 2 Сl
2. Ανάπτυξη αλυσίδας:
H 2 + Cl --> HCl + H
H + Cl 2 ––> HCl + Cl
Το στάδιο ανάπτυξης της αλυσίδας χαρακτηρίζεται από τον αριθμό των μορίων του προϊόντος αντίδρασης ανά ένα ενεργό σωματίδιο - το μήκος της αλυσίδας.
3. Ανοικτό κύκλωμα (ανασυνδυασμός):
H + H -–> H 2
Cl + Cl ––> Cl 2
H + Cl ––> HCl
Ο τερματισμός της αλυσίδας είναι επίσης δυνατός όταν τα ενεργά σωματίδια αλληλεπιδρούν με το υλικό τοιχώματος του δοχείου στο οποίο διεξάγεται η αντίδραση· επομένως, ο ρυθμός των αλυσιδωτών αντιδράσεων μπορεί να εξαρτάται από το υλικό και ακόμη και από το σχήμα του δοχείου αντίδρασης.
Η αντίδραση του σχηματισμού υδροχλωρίου είναι ένα παράδειγμα μιας μη διακλαδισμένης αλυσιδωτής αντίδρασης - μια αντίδραση στην οποία δεν υπάρχουν περισσότερα από ένα νεοεμφανιζόμενο ένα για ένα αντιδρών ενεργό σωματίδιο. Ονομάζονται διακλαδισμένες αλυσιδωτές αντιδράσεις, στις οποίες για κάθε αντιδρών ενεργό σωματίδιο υπάρχουν περισσότερα από ένα νεοεμφανιζόμενα, δηλ. ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων στην πορεία της αντίδρασης αυξάνεται συνεχώς. Ένα παράδειγμα αντίδρασης διακλαδισμένης αλυσίδας είναι η αντίδραση της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με το οξυγόνο:
1. Έναρξη:
H 2 + O 2 -–> H 2 O + O
2. Ανάπτυξη αλυσίδας:
O + H 2 ––> H + OH
H + O 2 ––> O + OH
OH + H 2 -–> H 2 O + H
Πνευματικά δικαιώματα © S. I. Levchenkov, 1996 - 2005.
Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να λάβετε τη μέγιστη δυνατή ποσότητα αμμωνίας από μια δεδομένη ποσότητα υδρογόνου και αζώτου. Από το υλικό της προηγούμενης ενότητας, γνωρίζετε ήδη πώς μπορείτε να επηρεάσετε την πορεία μιας αντίδρασης μετατοπίζοντας τη χημική ισορροπία προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση. Ωστόσο, για να λυθεί το πρόβλημα πιο αποτελεσματικά, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη και ο ρυθμός της αντίδρασης. Η γνώση των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων είναι σπουδαία επιστημονική και πρακτική αξία. Για παράδειγμα, στη χημική βιομηχανία στην παραγωγή μιας συγκεκριμένης ουσίας, το μέγεθος και η παραγωγικότητα του εξοπλισμού, η ποσότητα του παραγόμενου προϊόντος εξαρτώνται από τον ρυθμό αντίδρασης.
Οι χημικές αντιδράσεις προχωρούν με διαφορετικούς ρυθμούς. Κάποια από αυτά τελειώνουν σε κλάσματα δευτερολέπτου, άλλα διαρκούν λεπτά, ώρες ακόμα και μέρες. Επομένως, όταν πρακτική χρήσηχημικές αντιδράσεις, είναι πολύ σημαντικό να γνωρίζουμε με ποιο ρυθμό θα προχωρήσει μια δεδομένη αντίδραση υπό ορισμένες συνθήκες και πώς να αλλάξουμε αυτές τις συνθήκες ώστε η αντίδραση να προχωρήσει με τον επιθυμητό ρυθμό.
Γρήγορες και αργές αντιδράσεις: χημική κινητική
Ο κλάδος της χημείας που μελετά τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων ονομάζεται χημική κινητική.
Προς την τους σημαντικότερους παράγοντεςπου επηρεάζουν την ταχύτητα μιας αντίδρασης είναι:
S φύση των αντιδρώντων.
S μεγέθη σωματιδίων αντιδραστηρίων.
S συγκέντρωση αντιδρώντων.
Πίεση S των αερίων αντιδραστηρίων.
θερμοκρασία S;
Παρουσία S στο σύστημα των καταλυτών.
Η φύση των αντιδρώντων
Όπως ήδη σημειώθηκε, απαραίτητη προϋπόθεσητο γεγονός ότι μεταξύ των σωματιδίων των αρχικών ουσιών θα συμβεί χημική αλληλεπίδραση, είναι η σύγκρουσή τους μεταξύ τους (σύγκρουση), και στη θέση του μορίου με υψηλή αντιδραστικότητα (δείτε την ενότητα «Πώς συμβαίνουν οι αντιδράσεις: θεωρία σύγκρουσης» νωρίτερα στο κεφάλαιο). Όσο μεγαλύτερα και πιο πολύπλοκα είναι τα αντιδρώντα μόρια, τόσο μικρότερη είναι η πιθανότητα να συμβεί σύγκρουση ακριβώς στην περιοχή
μόρια υψηλής αντίδρασης. Συχνά, σε αρκετά πολύπλοκα μόρια, μια θέση με υψηλή αντιδραστικότητα αποκλείεται πλήρως από άλλα μέρη του μορίου και η αντίδραση δεν λαμβάνει χώρα. Σε αυτή την περίπτωση, από τις πολλές συγκρούσεις, μόνο αυτές που συμβαίνουν στην αντιδραστική περιοχή είναι αποτελεσματικές (δηλαδή, οδηγούν σε χημική αλληλεπίδραση).
Με άλλα λόγια, όσο μεγαλύτερα και πιο πολύπλοκα είναι τα μόρια των αντιδρώντων, τόσο πιο αργός είναι ο ρυθμός αντίδρασης.
Μέγεθος σωματιδίων αντιδραστηρίου
Ο ρυθμός μιας αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ των μορίων των αντιδρώντων. Έτσι, όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια στην οποία συμβαίνουν οι συγκρούσεις, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης. Για παράδειγμα, εάν φέρετε ένα αναμμένο σπίρτο σε ένα μεγάλο κομμάτι άνθρακα, τότε δεν θα υπάρξει καμία αντίδραση. Ωστόσο, εάν αλέθετε αυτό το κομμάτι άνθρακα σε σκόνη, το ψεκάζετε στον αέρα και στη συνέχεια χτυπήσετε ένα σπίρτο, θα συμβεί έκρηξη. Η αιτία της έκρηξης (δηλαδή ο υψηλός ρυθμός αντίδρασης) είναι μια σημαντική αύξηση της επιφάνειας του άνθρακα.
Συγκέντρωση αντιδραστηρίου
Η αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων των αντιδρώντων οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού της αντίδρασης. Έτσι, ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος με τον αριθμό των συγκρούσεων που υφίστανται τα μόρια των αντιδρώντων. Ο αριθμός των συγκρούσεων, με τη σειρά του, όσο μεγαλύτερος, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση καθεμιάς από τις αρχικές ουσίες. Για παράδειγμα, μια ξύλινη σανίδα καίγεται αρκετά καλά στον συνηθισμένο αέρα (που είναι 20% οξυγόνο), αλλά στο καθαρό οξυγόνο, η καύση γίνεται πιο έντονα, δηλαδή με ταχύτερο ρυθμό.
Στις περισσότερες απλές αντιδράσεις, η αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων αυξάνει τον ρυθμό της αντίδρασης. Ωστόσο, σε πολύπλοκες αντιδράσεις που συμβαίνουν σε διάφορα στάδια, αυτή η εξάρτηση δεν παρατηρείται. Στην πραγματικότητα, προσδιορίζοντας την επίδραση της συγκέντρωσης στον ρυθμό μιας αντίδρασης, θα μπορείτε να μάθετε ποιο αντιδρόν έχει επίδραση στο βήμα της αντίδρασης που καθορίζει την ταχύτητα της. (Αυτές οι πληροφορίες θα βοηθήσουν στον υπολογισμό του μηχανισμού αντίδρασης.) Αυτό μπορεί να γίνει εκτελώντας τις αντιδράσεις σε πολλές διαφορετικές συγκεντρώσεις και παρατηρώντας την επίδρασή τους στον ρυθμό αντίδρασης. Εάν, για παράδειγμα, η αλλαγή της συγκέντρωσης ενός αντιδραστηρίου δεν επηρεάζει τον ρυθμό της αντίδρασης, τότε θα γνωρίζετε ότι στο πιο αργό στάδιο του μηχανισμού αντίδρασης (και ο ρυθμός αντίδρασης προσδιορίζεται με ακρίβεια από ένα τέτοιο στάδιο), αυτό το αντιδραστήριο είναι δεν εμπλέκονται.
Πίεση αερίων αντιδραστηρίων
Η πίεση των αερίων αντιδραστηρίων έχει την ίδια επίδραση στον ρυθμό αντίδρασης με τη συγκέντρωση. Όσο μεγαλύτερη είναι η πίεση των αντιδρώντων στην αέρια κατάσταση, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης. Αυτό οφείλεται σε (το μαντέψατε!) αυξημένες συγκρούσεις. Ωστόσο, εάν η αντίδραση έχει πολύπλοκο μηχανισμό, τότε η αλλαγή της πίεσης μπορεί να μην οδηγήσει στο αναμενόμενο αποτέλεσμα.
Θερμοκρασία
Γιατί κάθε νοικοκυρά βιάζεται να βάλει την υπόλοιπη γαλοπούλα στο ψυγείο μετά το δείπνο των Ευχαριστιών; Ναι, γιατί αν δεν γίνει αυτό, τότε η γαλοπούλα μπορεί να αλλοιωθεί. Τι σημαίνει «χαλάει»; Αυτό σημαίνει αυξημένη βακτηριακή ανάπτυξη. Τώρα, όταν η γαλοπούλα είναι στο ψυγείο, θα επιβραδύνει τον ρυθμό ανάπτυξης των βακτηρίων λόγω της χαμηλότερης θερμοκρασίας.
Η αύξηση του αριθμού των βακτηρίων είναι μια κοινή βιοχημική αντίδραση, δηλαδή μια χημική αντίδραση που περιλαμβάνει ζωντανούς οργανισμούς. Στις περισσότερες περιπτώσεις, η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού τέτοιων αντιδράσεων. ΣΤΟ οργανική χημείαΥπάρχει ένας τέτοιος κανόνας: μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ° C οδηγεί σε διπλασιασμό του ρυθμού αντίδρασης.
Γιατί συμβαίνει αυτό? Εν μέρει (το μαντέψατε!) λόγω του αυξημένου αριθμού συγκρούσεων. Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, τα μόρια κινούνται πιο γρήγορα, αυξάνοντας έτσι την πιθανότητα συγκρούσεων μεταξύ τους και ως εκ τούτου την χημική τους αλληλεπίδραση. Ωστόσο, δεν είναι μόνο αυτό. Καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, αυξάνεται και η μέση κινητική ενέργεια των μορίων. Δώστε προσοχή στο σχ. 8.7, το οποίο δίνει ένα παράδειγμα για το πώς μια αύξηση της θερμοκρασίας επηρεάζει την κινητική ενέργεια των αντιδρώντων και τον ρυθμό της αντίδρασης.
Σε μια δεδομένη θερμοκρασία, δεν έχουν όλα τα μόρια την ίδια κινητική ενέργεια. Μερικά από αυτά μπορούν να κινηθούν εξαιρετικά αργά (δηλαδή έχουν χαμηλή κινητική ενέργεια), ενώ άλλα μπορούν να κινηθούν αρκετά γρήγορα (δηλαδή έχουν υψηλή κινητική ενέργεια). Ωστόσο, στη συντριπτική πλειοψηφία των περιπτώσεων, η τιμή της ταχύτητας κίνησης των μορίων βρίσκεται κάπου στη μέση μεταξύ αυτών των δύο ταχυτήτων.
Στην πραγματικότητα, η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο της μέσης κινητικής ενέργειας των μορίων. Όπως φαίνεται στο σχ. 8.7, η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της μέσης κινητικής ενέργειας των αντιδρώντων, ενώ η καμπύλη μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς υψηλότερες τιμές της κινητικής ενέργειας. Προσέξτε επίσης την ελάχιστη ποσότητα κινητικής ενέργειας που πρέπει να έχουν τα μόρια προκειμένου η σύγκρουσή τους να οδηγήσει στο σχηματισμό μιας νέας ουσίας, δηλ. την ενέργεια ενεργοποίησης αυτής της αντίδρασης. Τα μόρια που έχουν αυτή την ενέργεια ονομάζονται ενεργά μόρια.
Τα αντιδρώντα όχι μόνο χρειάζεται να συγκρουστούν στην αντιδραστική περιοχή, αλλά και αρκετή ενέργεια πρέπει να μεταφερθεί για να σπάσουν οι υπάρχοντες δεσμοί και να σχηματιστούν νέους. Εάν αυτή η ενέργεια δεν είναι αρκετή, τότε η αντίδραση δεν θα συμβεί ακόμα κατά τη σύγκρουση των αρχικών μορίων.
Σημειώστε ότι σε χαμηλότερη θερμοκρασία (T1) ένας μικρός αριθμός μορίων αντιδραστηρίων έχουν την απαιτούμενη ενέργεια ενεργοποίησης. Σε υψηλότερη θερμοκρασία (T2)
η ενέργεια ενεργοποίησης (η ελάχιστη ποσότητα κινητικής ενέργειας που απαιτείται για να σχηματιστεί μια νέα ουσία) θα έχει ήδη πολλά περισσότερα μόρια, δηλ. θα είναι αποτελεσματικές πολλές περισσότερες συγκρούσεις.
Έτσι, μια αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει όχι μόνο τον αριθμό των συγκρούσεων, αλλά και τον αριθμό των αποτελεσματικών συγκρούσεων, με αποτέλεσμα να συμβαίνει η χημική αλληλεπίδραση των σωματιδίων.
Καταλύτες
Οι ουσίες που δεν καταναλώνονται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, αλλά επηρεάζουν τον ρυθμό της, ονομάζονται καταλύτες. Το φαινόμενο της μεταβολής του ρυθμού μιας αντίδρασης υπό τη δράση τέτοιων ουσιών ονομάζεται κατάλυση. Στις περισσότερες περιπτώσεις, η επίδραση ενός καταλύτη εξηγείται από το γεγονός ότι μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης.
Κοιτάξτε, για παράδειγμα, το σχ. 8.1. Εάν η τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης που αντιστοιχεί στο μέγιστο στο γράφημα ήταν χαμηλότερη, τότε ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων των μορίων των αντιδρώντων θα ήταν μεγαλύτερος, πράγμα που σημαίνει ότι ο ρυθμός αντίδρασης θα ήταν επίσης υψηλότερος. Το ίδιο φαίνεται στο Σχ. 8.7. Εάν μετακινήσουμε προς τα αριστερά τη διακεκομμένη γραμμή, η οποία υποδεικνύει την ελάχιστη κινητική ενέργεια που απαιτείται για να επιτευχθεί η ενέργεια ενεργοποίησης, τότε πολύ μεγάλη ποσότητατα μόρια θα έχουν ενέργεια ενεργοποίησης και επομένως η αντίδραση θα προχωρήσει πιο γρήγορα.
Οι καταλύτες χρησιμοποιούνται ευρέως στη χημική βιομηχανία. Υπό την επίδραση των καταλυτών, οι αντιδράσεις μπορούν να επιταχυνθούν εκατομμύρια φορές ή περισσότερες.
Διάκριση μεταξύ ομογενούς και ετερογενούς κατάλυσης. Στην ομοιογενή κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα σχηματίζουν μία φάση (αέριο ή διάλυμα). Στην ετερογενή κατάλυση, ο καταλύτης υπάρχει στο σύστημα ως ανεξάρτητη φάση.
ετερογενής κατάλυση
Στην ενότητα Πώς συμβαίνουν οι αντιδράσεις: Θεωρία σύγκρουσης, όταν μιλάμε για τον μηχανισμό αλληλεπίδρασης μεταξύ μορίων, χρησιμοποιήθηκε ως παράδειγμα ο ακόλουθος τύπος.
Για διάλειμμα Συνδέσεις A-Bκαι εκπαίδευση Συνδέσεις C-Aπου φαίνεται στην εξίσωση, το αντιδρών C πρέπει να συγκρουστεί με το τμήμα του μορίου Α-Β όπου βρίσκεται το Α. Το αν η σύγκρουση συμβαίνει με αυτόν τον τρόπο εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από την τύχη. Ωστόσο, σύμφωνα με τη θεωρία των πιθανοτήτων, αργά ή γρήγορα θα εξακολουθεί να συμβαίνει. Για να αυξήσετε την πιθανότητα μιας τέτοιας σύγκρουσης, θα πρέπει να "δέσετε" μόριο Α-Βώστε το τμήμα Α του να «προσανατολίζεται» προς το αντιδραστήριο Γ.
Αυτό μπορεί να γίνει χρησιμοποιώντας έναν ετερογενή καταλύτη: «δεσμεύει» ένα μόριο ενός αντιδρώντος στην επιφάνειά του, προσανατολίζοντάς το με τέτοιο τρόπο ώστε να επιταχύνει την αντίδραση. Η διαδικασία της ετερογενούς κατάλυσης φαίνεται στο σχ. 8.8.
Ο καταλύτης ονομάζεται ετερογενής ("ετερογενής"), επειδή βρίσκεται σε κατάσταση συσσωμάτωσης διαφορετική από κατάσταση συνάθροισηςαντιδρώντων. Ένα λεπτώς διαιρεμένο στερεό μέταλλο ή το οξείδιο του συνήθως δρα ως τέτοιος καταλύτης, ενώ τα αντιδρώντα είναι αέρια ή διαλύματα. Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση προχωρά στην επιφάνεια του καταλύτη. Από αυτό προκύπτει ότι η δραστηριότητα ενός καταλύτη εξαρτάται από το μέγεθος και τις ιδιότητες της επιφάνειάς του. Για να έχει μεγάλη επιφάνεια, ο καταλύτης πρέπει να έχει πορώδη δομή ή να είναι σε θρυμματισμένη κατάσταση.
Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση προχωρά μέσω ενεργών ενδιάμεσων - επιφανειακών ενώσεων του καταλύτη με τα αντιδρώντα. Περνώντας από μια σειρά σταδίων στα οποία συμμετέχουν αυτά τα ενδιάμεσα, η αντίδραση τελειώνει με το σχηματισμό τελικών προϊόντων και ως αποτέλεσμα ο καταλύτης δεν καταναλώνεται.
Πολλοί από εμάς ασχολούμαστε με τη λειτουργία ενός ετερογενούς καταλύτη σχεδόν καθημερινά. Αυτός είναι ένας καταλυτικός μετατροπέας σε ένα αυτοκίνητο. Αυτός ο μετατροπέας αποτελείται από θρυμματισμένα μέταλλα (πλατίνα και/ή παλλάδιο) που χρησιμοποιούνται για την επιτάχυνση μιας αντίδρασης που διασπά τα επιβλαβή αέρια από την καύση της βενζίνης (όπως μονοξείδιο του άνθρακα και άκαυστους υδρογονάνθρακες) σε αβλαβή προϊόντα (όπως νερό και διοξείδιο του άνθρακα).
Αυτή η καταχώρηση δημοσιεύτηκε την Κυριακή, 25 Μαΐου 2014 στις 6:20 μ.μ. και έχει καταχωρηθεί ως . Μπορείτε να παρακολουθήσετε τυχόν απαντήσεις σε αυτήν την καταχώρηση μέσω της ροής. Τόσο τα σχόλια όσο και τα ping είναι προς το παρόν κλειστά.
