02_Kinetika_i_kataliz
.pdf
Швидкість гетерогенних реакцій
Швидкість гетерогенної реакції - кількість речовини, що вступає в реакцію чи утворюється за одиницю часу на одиниці площі поверхні поділу фаз
|
|
моль |
||||
v |
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|||
|
S |
|
м |
|
||
|
|
|
с |
|||
СаO(к) + СО2(г) = CaCO3(к) v = k C(CO2)
Залежить від:
1.площі поверхні
2.швидкості подачі реагентів
10.09.2013 |
11 |
Молекулярність і порядок реакції
Не завжди сумарне стехіометричне рівняння відображає механізм процесу:
Н2(г) + Cl2(г) = 2HСl(г) |
|
|
|
Механізм: |
|
|
|
Cl + h = Cl + Cl v1 |
|
||
2 |
|
v |
v1 < v2 < v3 |
Cl + H2 = HCl + H |
|
2 |
|
Cl + H = HCl |
|
v3 |
|
Швидкість складної реакції визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) елементарної стадії
Молекулярність реакції - кількість молекул, які беруть участь в елементарному акті
Порядок реакції - сума показників степенів концентрацій 10.09.2013 у рівнянні швидкості реакції 12
Молекулярність і порядок реакції
CaCO3 = CaO + CO2 v = k
Мономолекулярна, нульовий порядок (v не залежить від CX)
N O = 2NO |
2 |
v = kC1 |
|
2 |
4 |
|
|
Мономолекулярна, перший порядок |
|
||
H + I |
2 |
= 2HI, 2NO = 2NO + O |
v = kC2 = kC C |
|
|
||||||||
2 |
|
|
2 |
|
2 |
|
|
|
A |
B |
|
|
|
Бімолекулярні, |
другий порядок |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
2NO + O |
2 |
= 2NO |
2 |
v = kC3 |
= kC |
2C |
2 |
= kC |
C |
C |
3 |
|
|
|
|
|
1 |
|
1 |
2 |
|
||||
Тримолекулярна, третій порядок |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
СuO + H2 = Cu + H2O |
v = kC1H2 |
|
|
|
|||||||
Бімолекулярна, перший порядок |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
10.09.2013 |
13 |
Теорія активних зіткнень
Молекули повинні: |
неефективно |
зіткнутися
мати певну енергію
бути ефективно |
|
|
ефективно |
|
|||||
|
|
|
|
||||||
|
орієнтованими |
|
|
|
|
||||
|
H |
|
H |
|
|
|
H H |
H |
H |
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
||
+ |
|
|
|
|
|
|
+ |
||
|
|
|
|
|
|
I |
I |
I |
I |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
I |
|
|
I |
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
||||
|
H 2 + |
I |
|
|
а к т и в о в а н и й |
H I |
+ H I |
||
|
2 |
|
|
к о м п л е к с |
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
10.09.2013 |
14 |
Енергія активації
Енергія активації - різниця між середньою енергією системи і енергією, необхідною для проходження реакції
10.09.2013 |
15 |
Енергія активації
Рівняння Арреніуса:
kAe Eакт / RT
А– множник Арреніуса (частотний фактор), пропорційний кількості зіткнень молекул
Швидкість значно залежить від температури
При С = 1 моль/л: |
|
v k; |
v Ae Eакт / RT |
10.09.2013 |
16 |
Вплив температури
Правило Вант-Гоффа:
збільшення температури на кожні 10 °С веде до зростання швидкості реакції у 2 – 4 рази
|
|
vt2 |
|
t2 t1 |
|
|
|
|
10 |
|
|
|
|
vt |
|||
|
|
|
|
|
|
де: t2 – t1 = t; |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
vt1 |
– швидкість до підвищення температури (t1); |
||||
vt2 |
– швидкість після підвищення температури (t2); |
||||
- температурний коефіцієнт ( = 2…4)
показує, у скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури на 10 °С
|
|
kt 10 |
|
|
kt |
||
|
|
||
10.09.2013 |
17 |
||
10.09.2013 |
18 |
Каталіз. Основні поняття
Каталіз – явище прискорення хімічної реакції дією каталізатора, який багаторазово вступає в проміжну взаємодію з учасниками реакції і щоразу відновлює свій склад
Термін ввів Й. Я. Берцеліус (1835 р.)
Каталізатор – речовина, яка збільшує швидкість хімічних реакції, беручи участь у проміжних стадіях, але не витрачається на утворення продуктів реакції
Каталітичні отрути – речовини, які погіршують дію каталізаторів
10.09.2013 |
19 |
Каталіз. Основні поняття
Позитивний - збільшує швидкість
Негативний - зменшує швидкість (інгібітори)
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (інгібітор – уротропін)
Каталізатори не перебувають у стехіометричних співвідношеннях з реагентами і однаково прискорюють пряму і зворотну реакцію
Каталіз - основа хім. виробництв (80 - 90% процесів)
10.09.2013 |
20 |