Kemijska kinetika u kolegiju fizikalne kemije. Levchenkov S.I. Tlak plinovitih reagensa

MINISTARSTVO OBRAZOVANJA I ZNANOSTI RUSIJE

Savezna državna proračunska obrazovna ustanova

visoko stručno obrazovanje

"NOVOSIBIRSKO NACIONALNO ISTRAŽIVAČKO DRŽAVNO SVEUČILIŠTE"

PRIRODOSLOVNI FAKULTET

godišnje Kolinko, D. V. Kozlov

Kemijska kinetika u kolegiju fizikalne kemije

Nastavno-metodički priručnik

Novosibirsk

Nastavno-metodički priručnik sadrži materijal za predavanja iz odjeljka “Kemijska kinetika” kolegija “Fizikalna kemija” za studente 1. godine FEN NSU.

Namijenjeno studentima 1. godine Fakulteta prirodnih znanosti Novosibirskog državnog sveučilišta.

Sastavio:

dr.sc. kem. znanosti, izvanredni profesor D. V. Kozlov, dr. sc. kem. znanosti P. A. Kolinko

U sklopu provedbe izrađen je priručnik

Razvojni programi Nacionalnog istraživačkog sveučilišta - NSU

© Država Novosibirsk

sveučilište, 2013

PREDGOVOR
Kemijska kinetika kao dio
fizička kemija
Osnovni pojmovi kemijske kinetike
Metode mjerenja brzine kemijske
Pojam mehanizma kemijske reakcije
Elementarne kemijske reakcije
Kinetička jednadžba kemijske reakcije
Metode za određivanje reda reakcije
Konstanta brzine kemijske reakcije
Arrheniusov zakon
Formalna kinetika kao grana kemijske znanosti
kinetika
Ireverzibilne reakcije prvog reda
Ireverzibilne reakcije drugog reda
Ireverzibilne reakcije trećeg reda
Učinkovito vrijeme reakcije
Reverzibilne reakcije
Pojam puta kemijske reakcije
Opći pojmovi teorije elementarnog akta
kemijska reakcija
Termodinamički pristup u teoriji
prijelazni kompleks
Teorija udara
Složene reakcije i reakcije koje uključuju
intermedijarne čestice. Klasifikacija

PREDGOVOR

U kemijskoj znanosti općenito iu fizikalnoj kemiji, u

Konkretno, postoji posebno područje koje proučava mehanizme i uzorke kemijskih procesa tijekom vremena. Ova nauka se zove -

kemijska kinetika. Kemijska kinetika razmatra i utvrđuje ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentracijama reagensa,

temperatura i drugi vanjski uvjeti.

Kemijska kinetika je kamen temeljac na kojem stoji moderna kemijska industrija, a posebno petrokemija,

preradu nafte i proizvodnju polimera.

Na prvoj godini FEN NSU kemijska kinetika se predaje na kraju kolegija “Fizikalna kemija” u zadnjih pet predavanja. Možda zbog činjenice da su studenti do kraja kolegija od više od 30 predavanja umorni, ovaj dio predavanja nije dovoljno dobro usvojen. Drugi razlog je,

da kemijska kinetika sadrži najviše matematičkih izračuna i formula u usporedbi s ostalim dijelovima kolegija Fizikalna kemija.

Svrha ovog priručnika je omogućiti studentima da se upoznaju s osnovnim pojmovima kemijske kinetike, formalne kinetike, teorije elementarnog čina kemijske reakcije, teorije sudara i još mnogo toga. Istodobno, čitatelji imaju priliku usporediti materijal koji čita predavač na sveučilištu s materijalom u priručniku za obuku i postaviti pitanja o nejasnim temama predavaču i seminaristima. Nadamo se da će ovo omogućiti učenicima da bolje razumiju gradivo.

Radi lakšeg razumijevanja, osnovni pojmovi

oni koji se prvi put spominju u tekstu su podebljani kurzivom, njihove definicije su podebljane.

1. Kemijska kinetika kao grana fizikalne kemije

sastav i energetski učinak kemijska reakcija.

Međutim, ova znanost ne može odgovoriti na pitanja kako se ta reakcija odvija i kojom brzinom. Ova pitanja, naime pitanja o mehanizmu i brzina kemijske reakcije spadaju u okvir kemijske kinetike.

Kemijska kinetika ili kinetika kemijskih reakcija (od grčkog κίνησις – kretanje) – radel

fizikalna kemija, proučavanje obrazaca kemijskih reakcija tijekom vremena, ovisnost tih obrazaca o vanjskim uvjetima, kao i mehanizme kemijskih transformacija . Za razliku od termodinamike, kemijska kinetika proučava odvijanje kemijskih reakcija na vrijeme. Oni. termodinamika proučava početna i završna stanja sustava, a kemijska kinetika proučava promjenu sustava tijekom prijelaza iz početnog stanja u konačno stanje. Na primjer, reakcija

sa stajališta termodinamike, vrlo je povoljno, u svakom slučaju, na temperaturama ispod 1000 ° C (na

Na višim temperaturama molekule CO2 se već raspadaju), tj. ugljik i kisik trebali bi (uz gotovo 100% iskorištenje) prijeći u ugljikov dioksid. Međutim, iskustvo pokazuje da komad ugljena može ležati u zraku godinama, sa slobodnim pristupom kisiku, a da se ne mijenja. Isto se može reći i za mnoge druge poznate reakcije. Stoga je poznavanje kinetičkih obrazaca također važno tijekom skladištenja i rada kemijskih proizvoda, kada je potrebno usporiti njihovu destrukciju. To je važno, primjerice, kod skladištenja hrane, lijekova, goriva i polimera.

2. Osnovni pojmovi kemijske kinetike

2.1. Stehiometrijska jednadžba kemijske reakcije

Formalna kinetika omogućuje kvantitativno opisivanje tijeka kemijskog procesa tijekom vremena pri konstantnoj temperaturi ovisno o koncentraciji reagirajućih tvari i njihovom faznom sastavu. Koristi se za opis stehiometrijska jednadžba–

ovo je jednadžba koja prikazuje kvantitativne odnose između reaktanata i produkata kemijske reakcije . Najjednostavniji primjer takve jednadžbe je

stehiometrijski koeficijenti. A i su reagensi, B j su produkti reakcije.

Povećanja količina reaktanata i produkata podliježu stehiometrijskoj jednadžbi, a na temelju nje se određuje materijalna ravnoteža tvari tijekom kemijskih transformacija. Količine tvari obično se mjere u molovima. Po potrebi se preko njih izražavaju i druge masene karakteristike sustava. Korištenje stehiometrijskih jednadžbi glavni je način za opisivanje kemijskih reakcija u klasičnoj kemiji. Međutim, stehiometrijska jednadžba ne opisuje mehanizam reakcije. Svaka kemijska reakcija je prilično složena. Njegova stehiometrijska jednadžba u pravilu ne uzima u obzir cjelokupnu složenost elementarnih procesa.

2.2. Dubina reakcije

U U takvom sustavu reakcije (1) mase pojedinih tvari nisu neovisne varijable. Promjena broja molova dn i je proporcionalan

stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi reakcije. Odnosno, možemo pisati

ili u integralnom obliku

gdje je ni 0 početna količina reagensa ili produkta (mol); ni – trenutna količina reaktanta ili produkta (mol); yi – stehiometrijski koeficijent. Prisjetimo se da je za produkte reakcije yi >0, a za reaktante yi<0.

Dakle, preraspodjela masa u sustavu kao rezultat reakcije može se opisati jednom varijablom ξ koja se naziva kemijska varijabla. Kemijska varijabla se mjeri u molovima

I može poprimiti različita značenja.

U posebno, početno stanje sustava karakterizira vrijednost ξ = 0. Ako proces ide prema produktima reakcije, tada će ξ biti veći od 0, a ako prema reagensima (reverzna reakcija), tada ξ< 0. Вообще,

tijek reakcije.

2.3. Brzina kemijske reakcije

Proučavanje kinetike specifičnih kemijskih reakcija započinje u pravilu konstruiranjem eksperimentalno određenih ovisnosti Ci = f(t), koje se nazivaju kinetičke krivulje. Zatim počinje analiza tih podataka i proučavanje mehanizma reakcije. Ali to zahtijeva dugotrajne i složene studije, tako da se nakon dobivanja kinetičkih krivulja one mogu obraditi

– Složene reakcije – Učinak temperature na konstantu brzine – Reverzibilne i heterogene reakcije – Fotokemijske reakcije – Kataliza

2.1.7 Složene reakcije

Kemijske reakcije koje se odvijaju u više faza nazivaju se složene. Uzmimo kao primjer jednu od složenih reakcija čija su kinetika i mehanizam dobro proučeni:

2NI + N 2 O 2 ––> I 2 + 2N 2 O

Ova reakcija je reakcija drugog reda; njegova kinetička jednadžba ima sljedeći oblik:

Proučavanje mehanizma reakcije pokazalo je da se radi o dvostupanjskoj reakciji (odvija se u dvije faze):

1) NI + N2O2 ––> NIO + N2O

2) HIO + HI ––> I 2 + H 2 O

Brzina prvog stupnja V 1 mnogo je veća od brzine drugog stupnja V 2 i ukupna brzina reakcije određena je brzinom sporijeg stupnja, stoga tzv. određivanje brzine ili ograničavajući .

Je li reakcija elementarna ili složena moguće je zaključiti na temelju rezultata proučavanja njezine kinetike. Reakcija je složena ako se eksperimentalno utvrđeni parcijalni redovi reakcije ne podudaraju s koeficijentima polaznih tvari u stehiometrijskoj jednadžbi reakcije; parcijalni redovi složene reakcije mogu biti frakcijski ili negativni; kinetička jednadžba složene reakcije može uključivati ​​koncentracije ne samo početnih tvari, već i produkata reakcije.

2.1.8 Klasifikacija složenih reakcija

Dosljedne reakcije.

Sekvencijalne su složene reakcije koje se odvijaju na način da su tvari nastale kao rezultat jedne faze (tj. produkti ove faze) polazne tvari za drugu fazu. Sekvencijalna reakcija može se shematski prikazati na sljedeći način:

A ––> B ––> C ––> ...

Broj faza i tvari koje su uključene u svaku fazu mogu biti različiti.

Paralelne reakcije.

Paralelne reakcije su kemijske reakcije u kojima iste polazne tvari mogu istodobno tvoriti različite produkte reakcije, na primjer, dva ili više izomera:

Konjugirane reakcije.

Složene reakcije koje se odvijaju na sljedeći način obično se nazivaju konjugirane:

1) A + B ––> C

2) A + D ––> E ,

Štoviše, jedna od reakcija može se dogoditi neovisno, a druga je moguća samo ako je prva prisutna. Tvar A, zajednička objema reakcijama, naziva se glumac, tvar B – induktor, tvar D, u interakciji s A samo u prisutnosti prve reakcije – akceptor. Na primjer, benzen u vodenoj otopini ne oksidira se vodikovim peroksidom, ali kada se dodaju Fe(II) soli, pretvara se u fenol i bifenil. Mehanizam reakcije je sljedeći. U prvoj fazi nastaju slobodni radikali:

Fe 2+ + H 2 O 2 ––> Fe 3+ + OH – + OH

koji reagiraju s Fe 2+ ionima i benzenom:

Fe 2+ + OH ––> Fe 3+ + OH –

C 6 H 6 + OH ––> C 6 H 5 + H 2 O

Dolazi i do rekombinacije radikala:

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

Dakle, obje se reakcije odvijaju uz sudjelovanje zajedničkog međuprodukta slobodnog radikala OH.

Lančane reakcije.

Reakcije koje se sastoje od niza međusobno povezanih faza nazivaju se lančane reakcije, kada čestice nastale kao rezultat svake faze generiraju sljedeće faze. U pravilu se lančane reakcije odvijaju uz sudjelovanje slobodnih radikala. Sve lančane reakcije karakteriziraju tri tipična stupnja, koja ćemo razmotriti na primjeru fotokemijske reakcije za stvaranje klorovodika.

1. Podrijetlo lanca (inicijacija):

Sl 2 + hν ––> 2 Sl

2. Razvoj lanca:

H 2 + Cl ––> HCl + H

H + Cl 2 ––> HCl + Cl

Fazu razvoja lanca karakterizira broj molekula produkta reakcije po aktivnoj čestici – duljina lanca.

3. Prekid strujnog kruga (rekombinacija):

H + H ––> H 2

Sl + Sl ––> Sl 2

H + Cl ––> HCl

Prekid lanca također je moguć kada aktivne čestice stupaju u interakciju s materijalom stijenke posude u kojoj se reakcija odvija, stoga brzina lančane reakcije može ovisiti o materijalu, pa čak i o obliku reakcijske posude.

Reakcija stvaranja klorovodika primjer je nerazgranate lančane reakcije - reakcije u kojoj za svaku izreagiranu aktivnu česticu ne postoji više od jedne novonastale. Razgranate lančane reakcije su one u kojima za svaku reagiranu aktivnu česticu postoji više od jedne novonastale, tj. broj aktivnih čestica tijekom reakcije stalno raste. Primjer razgranate lančane reakcije je reakcija vodika s kisikom:

1. Inicijacija:

H 2 + O 2 ––> H 2 O + O

2. Razvoj lanca:

O + H 2 ––> H + OH

H + O 2 ––> O + OH

OH + H 2 ––> H 2 O + H

Autorska prava © S. I. Levchenkov, 1996 - 2005.

Vrijeme relaksacije molekula tvari- ovo je vrijeme koje je potrebno da se molekula pomakne (reagira) na udar. Ako je vrijeme relaksacije molekula dane tvari znatno dulje od vremena izlaganja tvari, tada se molekule pod opterećenjem nemaju vremena presložiti (pomaknuti), što dovodi do pucanja kemijskih veza u tvari. Za različite tvari, vrijeme relaksacije je različito i može varirati u vrlo širokom rasponu: od tisućinki sekunde do nekoliko tisuća godina.

Priča

U 19. stoljeću se čak sugeriralo da tekuća i čvrsta tijela nemaju jasnu granicu. Ako bolje razmislite, ovdje nema ničeg posebno iznenađujućeg. Ako, primjerice, dlanom snažno udarite po vodi, voda će se ponašati kao čvrsto tijelo (možete to osjetiti ako želite!). Ako udarite čekićem u mlaz guste tekućine, tada uz malu brzinu zatvarača fotoaparata možete zabilježiti da će se od udarca mlaz raspršiti u mnogo malih oštrih fragmenata (kapi), što ukazuje na neka svojstva čvrste, krhke tijelo. Ili ako uzmete komad smole, stakla su amorfna tijela. Toliko su viskozni da se fluidna svojstva ovih materijala ne vide. Zapravo, oni teku, a to se lako može utvrditi primjenom opterećenja na njih! (naravno, staklo je viskoznija tvar i, kada pokazuje svojstva fluidnosti, zahtijeva više individualnih uvjeta, na primjer, zagrijavanje ili dugotrajno opterećenje).

Vrijeme opuštanja uz čašu

Staklo ima prilično dugo vrijeme opuštanja, stoga, kao rezultat brzog hlađenja, molekule nemaju vremena zauzeti svoje metastabilno stanje u strukturi. Nakon toga se smrzavaju u svojoj kaotičnoj strukturi. A upravo je poremećaj strukture tvari ono što određuje višak Gibbsove energije, za razliku od njenog kristalnog oblika u kojem molekule imaju minimalnu energiju. Kao posljedica toga, to molekulama u staklastom stanju daje poticaj da evoluiraju svoju strukturu prema većem redu (tj. prema strukturi niže energije).

Ova spontana evolucija, koja je svojstvo zajedničko svim staklima, zajednički se naziva strukturna relaksacija. U slučaju metalnih stakala, to je fenomen velikih razmjera koji zamjetno ili čak jako mijenja sva njihova fizikalna svojstva. Unatoč brojnim istraživanjima ovog fenomena, on ostaje uglavnom neistražen, a njegovi mehanizmi nejasni.

Recimo da trebate dobiti najveću moguću količinu amonijaka iz određene količine vodika i dušika. Iz gradiva u prethodnom odjeljku već znate kako možete utjecati na tijek reakcije pomicanjem kemijske ravnoteže u jednom ili drugom smjeru. No, kako bi se problem najučinkovitije riješio, treba uzeti u obzir i brzinu reakcije. Poznavanje brzina kemijskih reakcija od velike je znanstvene i praktične važnosti. Na primjer, u kemijskoj industriji, tijekom proizvodnje određene tvari, veličina i produktivnost opreme te količina proizvedenog proizvoda ovise o brzini reakcije.

Kemijske reakcije odvijaju se različitim brzinama. Neki od njih završe u djeliću sekunde, drugi traju minute, sate pa čak i dane. Stoga je u praktičnoj uporabi kemijskih reakcija vrlo važno znati kojom brzinom će se određena reakcija odvijati pod određenim uvjetima i kako te uvjete promijeniti tako da se reakcija odvija željenom brzinom.

Brze i spore reakcije: kemijska kinetika

Grana kemije koja proučava brzinu kemijskih reakcija naziva se kemijska kinetika.

Najvažniji čimbenici koji utječu na brzinu reakcije uključuju sljedeće:

S priroda reaktanata;

S veličine čestica reagensa;

S koncentracija reaktanata;

S tlak plinovitih reagensa;

S temperatura;

S prisutnost katalizatora u sustavu.

Priroda reaktanata

Kao što je već navedeno, nužan uvjet za pojavu kemijske interakcije između čestica polaznih tvari je njihovo međusobno sudaranje (sudar), i to u području molekule s visokom reaktivnošću (vidi odjeljak "Kako se odvijaju reakcije: sudari teorija” gore u poglavlju ). Što su molekule reaktanata veće i složenije, to je manja vjerojatnost da će doći do sudara upravo u tom području

visoko reaktivne molekule. Često u prilično složenim molekulama, visoko reaktivno područje potpuno je blokirano drugim dijelovima molekule i ne dolazi do reakcije. U ovom slučaju, od mnogih sudara, samo oni koji se događaju u reaktivnom području su učinkoviti (tj. dovode do kemijske interakcije).

Drugim riječima, što su molekule reaktanata veće i složenije, to je brzina reakcije sporija.

Veličina čestica reagensa

Brzina reakcije ovisi o broju sudara molekula tvari koje reagiraju. Dakle, što je veća površina na kojoj dolazi do sudara, to je veća brzina reakcije. Na primjer, prinesete li zapaljenu šibicu velikom komadu ugljena, neće doći do nikakve reakcije. Međutim, ako samljete ovaj komad ugljena u prah, raspršite ga u zrak, a zatim zapalite šibicu, dogodit će se eksplozija. Uzrok eksplozije (tj. Velika brzina reakcije) je značajno povećanje površine ugljena.

Koncentracija reaktanata

Povećanje broja sudara između reaktanata dovodi do povećanja brzine reakcije. Stoga je brzina reakcije proporcionalna broju sudara kojima prolaze molekule tvari koje reagiraju. Broj sudara je pak veći što je veća koncentracija svake od polaznih tvari. Na primjer, drvena daska prilično dobro gori na običnom zraku (koji se sastoji od 20% kisika), ali u čistom kisiku dolazi do izgaranja intenzivnije, odnosno većom brzinom.

U većini jednostavnih reakcija povećanje koncentracije reaktanata povećava brzinu reakcije. Međutim, u složenim reakcijama koje se odvijaju u nekoliko faza, ova se ovisnost ne opaža. Zapravo, određivanjem učinka koncentracije na brzinu reakcije možete saznati koji reagens utječe na stupanj reakcije koji određuje njenu brzinu. (Ove informacije pomoći će izračunati mehanizam reakcije.) To se može učiniti izvođenjem reakcija pri nekoliko različitih koncentracija i promatranjem njihovog učinka na brzinu reakcije. Ako npr. promjena koncentracije jednog reagensa ne utječe na brzinu reakcije, tada ćete znati da je u najsporijem stupnju reakcijskog mehanizma (a brzina reakcije je upravo određena tim stupnjem) taj reagens nije uključen.

Tlak plinovitih reagensa

Tlak plinovitih reaktanata ima isti učinak na brzinu reakcije kao i koncentracija. Što je veći tlak reaktanata u plinovitom stanju, veća je brzina reakcije. To se događa (kao što ste već pogodili, naravno!) zbog povećanog broja sudara. Međutim, ako reakcija ima složen mehanizam, tada promjena tlaka možda neće dovesti do očekivanog rezultata.

Temperatura

Zašto svaka domaćica nakon večere za Dan zahvalnosti žuri staviti ostatke purice u hladnjak? Da, jer ako se to ne učini, purica bi se mogla pokvariti. Što znači "pokvariti se"? To znači povećani rast bakterija. Sada, kada je puretina u hladnjaku, usporit će brzinu rasta bakterija zbog niže temperature.

Porast broja bakterija uobičajena je biokemijska reakcija, odnosno kemijska reakcija u kojoj sudjeluju živi organizmi. U većini slučajeva povećanje temperature dovodi do povećanja brzine takvih reakcija. U organskoj kemiji postoji pravilo: povećanje temperature od 10 °C udvostručuje brzinu reakcije.

Zašto se ovo događa? Djelomično (kao što možda pretpostavljate!) zbog povećanog broja sudara. Kako temperatura raste, molekule se kreću brže, čime se povećava vjerojatnost njihovog međusobnog sudara, a time i njihove kemijske interakcije. Međutim, to nije sve. Kako se temperatura povećava, prosječna kinetička energija molekula također raste. Obratite pozornost na sl. 8.7, koji daje primjer kako povećanje temperature utječe na kinetičku energiju reaktanata i brzinu reakcije.

Na određenoj temperaturi nemaju sve molekule istu kinetičku energiju. Neki od njih mogu se kretati iznimno sporo (tj. imaju nisku kinetičku energiju), dok se drugi mogu kretati prilično brzo (tj. imaju visoku kinetičku energiju). Međutim, u velikoj većini slučajeva brzina kretanja molekula je negdje u sredini između te dvije brzine.

U stvarnosti, temperatura je mjera prosječne kinetičke energije molekula. Kao što se može vidjeti na Sl. 8.7, povećanje temperature dovodi do povećanja prosječne kinetičke energije reaktanata, dok se krivulja pomiče udesno, prema višim vrijednostima kinetičke energije. Također obratite pozornost na minimalnu količinu kinetičke energije koju molekule moraju imati da bi njihov sraz doveo do stvaranja nove tvari, tj. na energiju aktivacije ove reakcije. Molekule s ovom energijom nazivamo aktivnim molekulama.

Reaktanti ne samo da se moraju sudarati na reaktivnom mjestu, već se mora prenijeti i količina energije koja je dovoljna da prekine postojeće veze i stvori nove. Ako ta energija nije dovoljna, onda kada se početne molekule sudare, reakcija se još uvijek neće dogoditi.

Imajte na umu da pri nižoj temperaturi (T1), mali broj molekula reaktanata ima potrebnu energiju aktivacije. Na višoj temperaturi (T2)

aktivacijsku energiju (minimalnu količinu kinetičke energije potrebne za stvaranje nove tvari) već će posjedovati mnogo više molekula, tj. mnogo će više sudara biti učinkovito.

Stoga povećanje temperature ne samo da povećava broj sudara, već i broj učinkovitih sudara koji rezultiraju kemijskom interakcijom između čestica.

Katalizatori

Tvari koje se ne troše kao rezultat reakcije, ali utječu na njezinu brzinu, nazivaju se katalizatori. Pojava promjene brzine reakcije pod utjecajem takvih tvari naziva se kataliza. U većini slučajeva učinak katalizatora se objašnjava činjenicom da smanjuje aktivacijsku energiju reakcije.

Pogledajte, na primjer, sl. 8.1. Kad bi vrijednost aktivacijske energije koja odgovara maksimumu na grafu bila manja, tada bi broj učinkovitih sudara molekula reaktanata bio veći, a samim time i brzina reakcije. Isto se može vidjeti na sl. 8.7. Ako isprekidanu liniju pomaknete ulijevo, što predstavlja minimalnu kinetičku energiju potrebnu za postizanje aktivacijske energije, tada će mnogo više molekula imati aktivacijsku energiju, pa će se reakcija odvijati brže.

U kemijskoj industriji katalizatori se vrlo široko koriste. Pod utjecajem katalizatora, reakcije se mogu ubrzati milijune puta ili više.

Razlikuju se homogena i heterogena kataliza. U homogenoj katalizi, katalizator i reaktanti tvore jednu fazu (plin ili otopina). U heterogenoj katalizi, katalizator je prisutan u sustavu kao neovisna faza.

Heterogena kataliza

U odjeljku "Kako se odvijaju reakcije: teorija sudara", kada se raspravljalo o tome kako molekule međusobno djeluju, formula u nastavku korištena je kao primjer.

Da bi se raskinula veza A-B i stvorila veza C-A prikazana u jednadžbi, reaktant C se mora sudariti s dijelom molekule A-B gdje se nalazi A. Hoće li do sudara doći na ovaj način uvelike ovisi o slučaju. Međutim, prema teoriji vjerojatnosti, prije ili kasnije to će se dogoditi. Kako bi se povećala vjerojatnost takvog sudara, molekula A-B trebala bi biti "vezana" tako da je njezino područje A "orijentirano" prema reaktantu C.

To se može učiniti pomoću heterogenog katalizatora: on "veže" molekulu jednog reaktanta na svoju površinu, usmjeravajući je na takav način da ubrza reakciju. Proces heterogene katalize prikazan je na sl. 8.8.

Katalizator se naziva heterogenim ("nehomogenim") jer je u agregacijskom stanju koje se razlikuje od agregacijskog stanja tvari koje reagiraju. Takav katalizator obično je fino mljeveni čvrsti metal ili njegov oksid, dok su reaktanti plinovi ili otopine. Kod heterogene katalize reakcija se odvija na površini katalizatora. Iz toga slijedi da aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. Da bi imao veliku površinu, katalizator mora imati poroznu strukturu ili biti u fragmentiranom stanju.

Kod heterogene katalize reakcija se odvija preko aktivnih intermedijarnih spojeva – površinskih spojeva katalizatora s reagirajućim tvarima. Prolaskom kroz niz faza koje uključuju ove međuprodukte, reakcija završava stvaranjem konačnih proizvoda, a katalizator se ne troši kao rezultat.

Mnogi od nas gotovo se svakodnevno susreću s radom heterogenog katalizatora. Govorimo o katalizatoru automobila. Ovaj se pretvarač sastoji od zdrobljenih metala (platine i/ili paladija) koji se koriste za ubrzavanje reakcije koja razgrađuje štetne plinove izgaranja benzina (kao što su ugljični monoksid i neizgoreni ugljikovodici) u bezopasne proizvode (kao što su voda i ugljikov dioksid).

Ovaj unos je objavljen u nedjelju, 25. svibnja 2014. u 18:20 i nalazi se pod . Sve odgovore na ovaj unos možete pratiti putem feeda. I komentari i pingovi trenutno su zatvoreni.

OPUŠTANJE

(od lat. relaxatio-slabljenje), proces uspostavljanja u sustavu termodinamička ravnoteža. Makroskopsko stanje sustav određuje množina. parametara, a procesi postizanja ravnoteže u različitim parametrima mogu se odvijati s različitim brzine. Razdoblje linearne linearizacije identificira se kada određeni parametar stanja ja samo malo razlikuje od svoje ravnotežne vrijednosti. Tijekom tog razdoblja, stopa promjene parametra ja/dt proporcionalan veličini odstupanja x i iz:

gdje je t ja-vrijeme P. Slijedi da u trenutku t odstupanje exp (Rt/t ja). Tijekom vremena t ja malo odstupanje parametra x i od ravnotežne vrijednosti smanjuje za jedan faktor. Količine = 1/t ja, obrnuti puta R., tzv. frekvencije R.

R. vremena su određena svojstvima sustava i vrstom procesa koji se razmatra. U stvarnim sustavima mogu varirati od zanemarivih vrijednosti do vrijednosti reda starosti Svemira. Sustav može postići ravnotežu u nekim parametrima, a ostati neravnotežan u drugim (djelomična ravnoteža). Svi R. procesi su neravnotežni i ireverzibilni i praćeni su disipacijom energije, odnosno ona se proizvodi u sustavu (vidi. Termodinamika ireverzibilnih procesa).

Kod plinova je zračenje određeno izmjenom energije i količinom gibanja tijekom sudara čestica, a vrijeme zračenja određeno je slobodnim vremenom. put (prosječno vrijeme između dva uzastopna sudara molekula) i učinkovitost izmjene energije između svih stupnjeva slobode sudarajućih se čestica. U jednoatomskim plinovima razlikuje se stupanj brze reakcije, kada u kratkom vremenskom razdoblju reda vremena sudara molekula, početno (vrlo neravnotežno) stanje postaje toliko kaotično da je za njegovo opisivanje dovoljno znati kako raspodjela koordinata i momenta samo jedne čestice (tzv. jednočestična funkcija raspodjele). Na drugoj etapi R. za vrijeme reda slobodnog vremena. kilometraža kao rezultat samo nekoliko. sudara u makroskopski malim volumenima koji se kreću prosječnom brzinom prijenosa mase (masenom brzinom), uspostavlja se lokalna termodinamika. ravnoteža. Karakteriziraju ga parametri stanja (temperatura, kemijski potencijal itd.), koji ovise o prostoru. koordinate i vrijeme te polako teže ravnotežnim vrijednostima kao rezultat velikog broja sudara (procesi toplinske vodljivosti, difuzije, viskoznosti itd.). R. vrijeme ovisi o veličini sustava i veliko je u usporedbi s prosječnim slobodnim vremenom. kilometraža

U višeatomnim plinovima (s unutarnjim stupnjevima slobode) m. izmjena energije između ulaza je otežana. i unutarnje stupnjeva slobode (rotacijski, oscilatorni) i R. nastaje povezan s ovom pojavom. Ravnotežu ćete najbrže uspostaviti djelovanjem. stupnjeva slobode, koji je karakteriziran odgovarajućim tipom. Ravnoteža između radnji. i rotirati. stupnjevi slobode uspostavljaju se puno sporije. Pobuda vibracija. stupnjevi slobode mogući su samo pri visokim temperaturama. Stoga su u poliatomskim plinovima mogući višefazni reakcijski procesi (vidi. Neravnotežna kinetika). Ako se plin sastoji od komponenti s molekulama koje se jako razlikuju po masi, usporava se izmjena energija između komponenti, zbog čega su moguća stanja s raspadom. t-rami komponenta. Na primjer, u plazmi se razlikuju ionske i elektronske temperature i spori procesi njihovog zračenja (vidi. plazmokemija).

U tekućinama se R. opisuje pomoću prostorno-vremenskih korelacija. funkcije koje karakteriziraju slabljenje u vremenu i prostoru međusobnog utjecaja molekula (korelacije). Ove korelacije uzrok su nepovratnih procesa - toplinske vodljivosti i viskoznosti (vidi. Tekućina). R. vrijeme do završetka termodinamičke. ravnoteža se može procijeniti pomoću kinetičke. koeficijenti Na primjer, u binarnoj otopini, vrijeme R. koncentracija t! 2 /D, gdje je L veličina sustava, D je koeficijent. difuzija; vrijeme R. t-ry t! L 2 /x, gdje je x-koeficijent. toplinska difuznost, itd. (za više detalja, vidi Makrokinetika).

U čvrstim tijelima, zračenje se opisuje kao zračenje u plinu određenih kvazičestica. Na primjer, u kristalnom U rešetki pri niskim temperaturama, elastične vibracije tumače se kao plin fonona (akustične vibracije). U sustavu spinskih magneta. momenti feromagneta, kvazičestice su magnoni (magnetsko zračenje).

Na fazni prijelazi R. može biti složen. Ako je prijelaz iz neravnotežnog stanja u stanje ravnoteže prijelaz 1. reda, sustav može prvo prijeći u metastabilno stanje, a zatim se vrlo sporo opustiti (vidi sliku 1). staklasto stanje). Opuštanje je posebno teško. prijelazi u polimerima gdje postoji skup (spektar) relaksacija. pojave, od kojih je svaka uzrokovana vlastitim mehanizmom. U blizini točke faznog prijelaza drugog reda, stupanj uređenosti faza karakterizira parametar reda, koji teži nuli, a njegovo vrijeme R se jako povećava. Još je složeniji karakter R. iz stanja vrlo dalekih od termodinamičkih. ravnoteža. U otvorenim sustavima moguće su sljedeće pojave: samoorganizacija.

Mjerenja R. vremena koriste se u kemiji. kinetika za proučavanje procesa u kojima se ravnoteža brzo uspostavlja (vidi. Metode opuštanja). Mehanička R. se očituje u smanjenju tijekom vremena stresa koji je stvorio deformaciju u tijelu. Mehanička R. povezana je s viskoelastičnošću; dovodi do pojava puzanja i histereze tijekom deformacije (vidi. reologija). U odnosu na biol. sustava pojam "R." ponekad se koristi za karakterizaciju životnog vijeka sustava, koji do trenutka fiziološke smrti dolazi u stanje djelomične ravnoteže (kvazi-ravnoteže) s okolinom. U prirodnom sustava, vremena R. rastavljena su jakim nejednakostima; njihov raspored uzlaznim ili silaznim redoslijedom omogućuje nam da sustav promatramo kao niz hijerarhija. razine s različitim stupanj uređenosti strukture (vidi Termodinamika hijerarhijskih sustava).

Lit.: Zubarev D.N., Neravnoteža, M., 1971; Lifshits E. M., Pitaevsky L. P., Fizička kinetika, u knjizi: Teorijska fizika, vol. 10, M., 1979; Gladyshev G.P., Termodinamika i prirodni hijerarhijski procesi, M., 1988; Denisov E. T., Kinetika homogenih kemijskih reakcija, 2. izdanje, M., 1988.

Kemijska enciklopedija. - M.: Sovjetska enciklopedija. ur. I. L. Knunyants. 1988 .

Sinonimi:

Pogledajte što je "OPUŠTENJE" u drugim rječnicima:

- (od lat. relaxatio slabljenje, smanjenje), proces uspostavljanja termodinamičke ravnoteže u makroskop. fizički sustavi (plinovi, tekućine, čvrste tvari). Makroskopsko stanje sustav je određen velikim brojem parametara, a uspostava... ... Fizička enciklopedija

opuštanje- (od lat. opuštanje, smanjenje napetosti, slabljenje) stanje mira, opuštenosti koje se javlja u subjektu kao posljedica oslobađanja napetosti, nakon jakih iskustava ili fizičkog napora. R. može biti nevoljan (opuštanje pri odlasku... ... Velika psihološka enciklopedija

Opuštanje- – proces postupnog prijelaza termodinamičkog sustava iz neravnotežnog stanja izazvanog vanjskim utjecajima u stanje termodinamičke ravnoteže. Primjeri procesa opuštanja: postupna promjena napetosti u tijelu... ... Enciklopedija pojmova, definicija i objašnjenja građevinskih materijala

- [lat. relaxatio smanjenje napetosti, slabljenje] med. opuštanje skeletnih mišića; oslobađanje psihičkog stresa. Rječnik stranih riječi. Komlev N.G., 2006. relaksacija (lat. relaxatio smanjenje napetosti, slabljenje) 1) tjelesno. postupak … Rječnik stranih riječi ruskog jezika

opuštanje- i, f. opuštanje, njemački Opuštanje relaxatio smanjenje napetosti, slabljenje. 1. fizički Proces postupnog vraćanja u stanje ravnoteže. sustav izveden iz takvog stanja nakon prestanka djelovanja faktora koji su ga izveli... Povijesni rječnik galicizama ruskog jezika

RELAKSACIJA, proces uspostavljanja termodinamičke ravnoteže u makroskopskom fizikalnom sustavu koji se sastoji od velikog broja čestica. Karakteristike procesa vremena relaksacije. Na primjer: za sustav elektrona u metalu, vrijeme relaksacije je t 10... ... Moderna enciklopedija

U fiziologiji, opuštanje ili oštro smanjenje tonusa skeletnih mišića do potpune nepokretnosti. Može se pojaviti kao patološko stanje; umjetna relaksacija se postiže primjenom mišićnih relaksansa... Veliki enciklopedijski rječnik

Opuštanje, termorelaksacija, slabljenje, slabljenje Rječnik ruskih sinonima. relaksacija imenica, broj sinonima: 6 autorelaksacija (1) ... Rječnik sinonima

- (od latinskog relaxatio opuštanje, pražnjenje, odmor), 1) opuštanje ili oštro smanjenje tonusa skeletnih mišića. Tijekom kirurških zahvata koristi se umjetna relaksacija, koja se postiže primjenom lijekova za opuštanje mišića. Moderna enciklopedija

- (od lat. relaxatio olakšanje, opuštanje) stanje mirovanja povezano s potpunim ili djelomičnim opuštanjem mišića. Dijele dugotrajnu relaksaciju, koja se javlja tijekom spavanja, hipnozu, farmakološke utjecaje i... ... Psihološki rječnik