5. Швидкість реакції в гетерогенних системах
Гетерогенні реакції тісно зв’язані з процесами перенесення речовини. Наприклад, щоб реакція горіння вугілля могла відбутися, треба, щоб СО2 весь час віддалявся від поверхні вугілля, а нові кількості кисню підходили до неї: С(т)+О2=СО2 . Обидва процеси відбуваються за допомогою конвекції і дифузії.
Отже, під час проходження гетерогенної реакції можна виділити три стадії;
1. Підведення реагуючої речовини до поверхні.
2. Хімічна реакція на поверхні.
3. Відведення продукту реакції від поверхні.
Швидкість реакції з малою енергією активації, наприклад С+О2=СО2, визначається кількістю перенесення речовини. В разі посилення конвекції швидкість їх зростає. Лімітуючими стадіями таких реакцій будуть перша і третя (див. вище). Визначальною стадією реакцій, енергія активації яких велика, є друга стадія - власне хімічна реакція на поверхні. Наприклад, реакція окислення заліза киснем вологого повітря не прискорюється, якщо збільшити подавання повітря до поверхні металу
4Fe+3O2+6H2O=4Fe(OH)3
Тому часто до гетерогенних систем закон діючих має застосувати неможливо.
6. Ланцюгові реакції
Існує велика група реакцій, в яких можливість перебігу кожного елементарного акту взаємодії пов’язана з успішним проходженням попереднього акту і, у свою чергу, зумовлює можливість наступного. Тут утворення макроскопічних кількостей продуктів реакції є результатом ланцюга елементарних актів взаємодії. Такі реакції називаються ланцюговими .
Механізм ланцюгової нерозгалуженої реакції такий: при кожній елементарній взаємодії один активний центр утворює, крім молекули продукту реакції, один новий активний центр. Число ланок ланцюгової реакції може досягати 105.
У розгалужених ланцюгових реакціях взаємодія вільного радикала з молекулою вихідної речовини приводить до утворення не одного, а двох або більшої кількості нових активних центрів. Один з них продовжує старий ланцюг, а інші дають початок новим ланцюгам розгалужуватися, і реакція прогресивно прискорюється.
За розробку теорії розгалужених ланцюгових реакцій російський вчений М.М.Семенов та О.Хіншельвуд (англ.) у 1964р. одержали Нобелівську премію.
Хімічна рівновага
План
1. Необоротні і оборотні реакції.
2. Хімічна рівновага.
3. Константа рівноваги та її зв’язок з ізобарним потенціалом.
4. Порушення хімічної рівноваги внаслідок зміни зовнішніх умов.
5. Принцип Ле-Шательє.
1. Необоротні і оборотні реакції
Всі хімічні реакції можна розбити на дві групи: необоротні і оборотні реакції.
Необоротні реакції відбуваються до кінця, до повного витрачення однієї з речовин, що беруть участь у реакції. Отже, необоротні реакції можуть відбуватися тільки в одному напрямі.
Оборотні реакції відбуваються не до кінця, при оборотній реакції одна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Такі реакції відбуваються у прямому і зворотному напрямах:
- необоротні реакції:
H2 + F2 = 2HF
Zn + 4HNO3 = Zn (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
2KClO3 = 2KCl + 3O2
- оборотні реакції:
3H2 + N2 = 2NH3
H2 + J2 = 2HJ
В рівняннях оборотних реакцій замість знака рівності можна ставити стрілки; вони символізують проходження реакції у прямому (→) і зворотному (←) напрямах.
|
Рис. 1. Зміна концентрацій реагуючих речовин оборотної системи в часі: τp – час встановлення хімічної рівноваги |
