RELAXARE
(din latină relaxatio-weakening), procesul de stabilire în sistem echilibru termodinamic. stare macroscopică. sistemul este definit de mulți. parametrii, iar procesele de atingere a echilibrului în diferiți parametri pot continua cu decomp. viteze. Alocați o perioadă de R. liniar, când un anumit parametru al stării i diferă doar puțin de valoarea sa de echilibru. În această perioadă, rata de modificare a parametrului i/dt proporţional cu abaterea x i din:
unde t i-timp P. Rezultă că la momentul t abaterea exp (Тt/t i). În timpul t i abatere mică a parametrilor x i scade de la valoarea de echilibru cu un factor de e ori. Cantitati = 1/t i, ori reciprocă R., numită. frecvențele R.
Timpurile lui R. sunt determinate de sistemul St. you și de tipul procesului luat în considerare. În sistemele reale, acestea pot varia de la valori neglijabil de mici la valori de ordinul vârstei Universului. Un sistem poate atinge echilibrul în unii parametri și rămâne neechilibrat în alții (echilibru parțial). Toate procesele R. sunt neechilibrate și ireversibile și sunt însoțite de disiparea energiei, adică este produsă în sistem (vezi. Termodinamica proceselor ireversibile).
În gaze, R. se datorează schimbului de energie și cantității de mișcare în timpul ciocnirii particulelor, iar timpul lui R. este determinat de timpul liber. alergare (timpul mediu dintre două ciocniri succesive de molecule) și eficiența schimbului de energie între toate gradele de libertate ale particulelor care se ciocnesc. În gazele monoatomice se distinge o etapă de R. rapidă, când, într-o perioadă scurtă de timp de ordinul timpului de ciocnire a moleculelor, starea inițială (puternic de neechilibru) devine atât de haotică încât pentru a o descrie este suficient. pentru a ști cum este distribuția în coordonate și momente a unei singure particule (așa-numita funcție de distribuție a unei singure particule). La a doua etapă R. în timpul ordinului timpului liber. rulează ca urmare a doar mai multor. coliziuni în volume macroscopic mici care se deplasează la o rată medie de transfer de masă (viteza de masă), se stabilește o termodinamică locală. echilibru. Se caracterizează prin parametrii de stare (t-roi, potențial chimic etc.), care depind de spații. coordonate și timp și tind încet la valori de echilibru ca urmare a unui număr mare de ciocniri (procese de conducere a căldurii, difuzie, vâscozitate etc.). Timpul R. depinde de dimensiunea sistemului și este mare în comparație cu timpul mediu liber. alerga.
În gazele poliatomice (cu grade interne de libertate) m. schimbul de energie între și int. grade de libertate (rotire, oscilare) și apare R., asociat cu acest fenomen. Echilibrul se stabilește cel mai repede prin acțiuni. grade de libertate, care se caracterizează prin t-roiul corespunzător. Echilibrul dintre acte. și rotiți. gradele de libertate se stabilesc mult mai lent. Excitația oscilează. grade de libertate este posibilă numai la temperaturi ridicate. Prin urmare, în gazele poliatomice sunt posibile procese R. în mai multe etape (vezi. cinetica de neechilibru). Dacă gazul este alcătuit din componente cu molecule care diferă foarte mult ca masă, schimbul de energie între componente încetinește, drept urmare stări cu decomp. componenta t-rami. De exemplu, t-ry ionic și electronic diferă în plasmă și au loc procese lente ale R. lor (vezi. chimia plasmei).
În lichide, R. este descris cu ajutorul corelaţiilor spaţio-temporale. funcţii care caracterizează atenuarea în timp şi spaţiu a influenţei reciproce a moleculelor (corelaţii). Aceste corelații sunt cauza proceselor ireversibile - conductivitatea termică și vâscozitatea (vezi Fig. Lichid). Timpul lui R. până la termodinamică completă. echilibrul poate fi evaluat folosind cinetica. coeficienți. De exemplu, într-o soluție binară, timpul R. concentrația t! 2
/D, unde L este dimensiunea sistemului, D este coeficientul. difuzie; timp R. t-ry t! L 2 /x, unde coeficientul x. difuzivitate termică etc. (pentru detalii, vezi macrocinetica).
În solide, R. este descris ca R. într-un gaz de anumite cvasiparticule. De exemplu, în cristalin zăbrele la temperaturi scăzute, vibrațiile elastice sunt interpretate ca un gaz de fononi (radiație acustică). În sistemul magneților de spin. momentele unui feromagnet, cvasiparticulele sunt magnoni (radiația magnetică).
La tranziții de fază Râul poate avea un caracter dificil. Dacă trecerea de la o stare de neechilibru la o stare de echilibru este o tranziție de ordinul întâi, sistemul poate intra mai întâi într-o stare metastabilă și apoi se poate relaxa extrem de lent (vezi Fig. stare sticloasa). Relaxarea este deosebit de dificilă. tranziții în polimeri unde există un set (spectru) de relaxare. fenomene, fiecare dintre ele datorită mecanismului său propriu. În vecinătatea unui punct de tranziție de fază de al doilea fel, gradul de ordonare a fazelor este caracterizat de un parametru de ordine, care tinde spre zero, iar timpul său R. crește foarte mult. Și mai dificilă este natura lui R. din stări foarte departe de termodinamică. echilibru. În sistemele deschise, fenomenele sunt posibile autoorganizare.
Măsurătorile lui R. ale timpilor de utilizare în chimie. cinetica pentru studiul proceselor în care echilibrul este rapid stabilit (vezi. metode de relaxare). R. mecanică se manifestă printr-o scădere a timpului de stres, care a creat deformare în organism. R. mecanică este asociată cu viscoelasticitatea, duce la fenomene de fluaj, histerezis în timpul deformării (vezi. reologie).În ceea ce privește biol. sisteme termenul „R”. uneori folosit pentru a caracteriza durata de viață a sistemului, care până la momentul morții fiziologice ajunge într-o stare de echilibru parțial (cvasi-echilibru) cu mediul. În natură sistemele R. timpii sunt despărțiți de inegalități puternice; dispunerea lor în ordine crescătoare sau descrescătoare ne permite să considerăm sistemul ca o succesiune de ierarhic. niveluri cu dif. gradul de ordine în structură (cf. Termodinamica sistemelor ierarhice).
Lit.: Zubarev D.N., Non-equilibrium, M., 1971; Lifshits E. M., Pitaevsky L. P., Physical kinetics, în cartea: Theoretical Physics, vol. 10, M., 1979; Gladyshev G.P., Termodinamică și procese ierarhice naturale, M., 1988; Denisov E. T., Cinetica reacțiilor chimice omogene, ed. a II-a, M., 1988.
Enciclopedie chimică. - M.: Enciclopedia Sovietică. Ed. I. L. Knunyants. 1988 .
Sinonime:Vezi ce este „RELAXARE” în alte dicționare:
- (din lat. relaxatio slăbire, reducere), procesul de stabilire a echilibrului termodinamic în macroscopic. fizic sisteme (gaze, lichide, corpuri solide). stare macroscopică. sistemul este determinat de un număr mare de parametri, iar stabilirea ...... Enciclopedia fizică
relaxare- (din lat. relahatio scadere a tensiunii, slabire) o stare de odihna, relaxare, care apare la subiect ca urmare a ameliorarii stresului, dupa experiente puternice sau eforturi fizice. R. poate fi involuntară (relaxarea la plecare ... ... Marea Enciclopedie Psihologică
Relaxare- este procesul de trecere treptată a unui sistem termodinamic de la o stare de neechilibru cauzată de influențe externe la o stare de echilibru termodinamic. Exemple de procese de relaxare: o schimbare treptată a stresului în organism ...... Enciclopedie de termeni, definiții și explicații ale materialelor de construcție
- [lat. relaxatio scăderea tensiunii, slăbirea] miere. relaxarea mușchilor scheletici; ameliorarea stresului mental. Dicționar de cuvinte străine. Komlev N.G., 2006. relaxation (latina relaxatio, stress reduction, weakening) 1) fizică. proces… Dicționar de cuvinte străine ale limbii ruse
relaxare- si bine. relaxare, germană Relaxare relaxatio reducerea tensiunii, relaxare. 1. fizică. Procesul de revenire treptat la o stare de echilibru un sistem scos dintr-o asemenea stare, după încetarea factorilor care l-au scos... Dicționar istoric al galicismelor limbii ruse
RELAXARE, procesul de stabilire a echilibrului termodinamic într-un sistem fizic macroscopic format dintr-un număr mare de particule. Caracteristic procesului de timp de relaxare. De exemplu: pentru un sistem de electroni dintr-un metal, timpul de relaxare t 10 ... ... Enciclopedia modernă
În fiziologie, relaxare sau o scădere bruscă a tonusului mușchilor scheletici până la imobilizarea completă. Poate apărea ca o afecțiune patologică; relaxarea artificială se realizează prin utilizarea relaxantelor musculare... Dicţionar enciclopedic mare
Relaxare, relaxare termică, atenuare, slăbire Dicționar de sinonime rusești. substantiv relaxare, număr de sinonime: 6 autorelaxare (1) … Dicţionar de sinonime
- (din latinescul relaxatio relaxare, descărcare, odihnă), 1) relaxare sau scădere bruscă a tonusului mușchilor scheletici. Relaxarea artificială realizată prin utilizarea preparatelor relaxante musculare este utilizată în intervențiile chirurgicale. ...... Enciclopedia modernă
- (din latină relaxatio relief, relaxation) o stare de odihnă asociată cu relaxarea musculară completă sau parțială. Ei împărtășesc relaxarea pe termen lung care are loc în timpul somnului, hipnozei, sub influențe farmacologice și ... ... Dicţionar psihologic
Să presupunem că trebuie să obțineți cantitatea maximă posibilă de amoniac dintr-o anumită cantitate de hidrogen și azot. Din materialul din secțiunea anterioară, știți deja cum puteți influența cursul unei reacții prin deplasarea echilibrului chimic într-o direcție sau alta. Cu toate acestea, pentru a rezolva problema cel mai eficient, ar trebui să țineți cont și de viteza reacției. Cunoașterea vitezei reacțiilor chimice este de mare importanță științifică și practică. De exemplu, în industria chimică, în producția unei anumite substanțe, dimensiunea și productivitatea echipamentului, cantitatea de produs produsă depind de viteza de reacție.
Reacțiile chimice au loc cu viteze diferite. Unele dintre ele se termină într-o fracțiune de secundă, altele durează minute, ore și chiar zile. Prin urmare, în utilizarea practică a reacțiilor chimice, este foarte important să știm cu ce viteză va avea loc o anumită reacție în anumite condiții și cum să schimbăm aceste condiții, astfel încât reacția să se desfășoare la viteza dorită.
Reacții rapide și lente: cinetică chimică
Ramura chimiei care studiază viteza reacțiilor chimice se numește cinetică chimică.
Cei mai importanți factori care afectează viteza unei reacții sunt:
S natura reactanților;
S dimensiunile particulelor de reactivi;
S concentrația reactanților;
S presiunea reactivilor gazoși;
temperatura S;
S prezenţa în sistemul de catalizatori.
Natura reactanților
După cum sa menționat deja, o condiție necesară pentru ca o interacțiune chimică să aibă loc între particulele substanțelor inițiale este ciocnirea lor între ele (coliziune) și la locul moleculei cu activitate reactivă ridicată (a se vedea secțiunea „Cum apar reacțiile: teoria coliziunii” de mai sus în capitolul ). Cu cât moleculele de reactant sunt mai mari și mai complexe, cu atât probabilitatea ca o coliziune să se producă exact în zonă este mai mică.
molecule foarte reactive. Adesea, în moleculele destul de complexe, un loc cu o reactivitate ridicată este complet blocat de alte părți ale moleculei, iar reacția nu are loc. În acest caz, dintre numeroasele ciocniri, numai cele care au loc în regiunea reactivă sunt eficiente (adică conduc la interacțiune chimică).
Cu alte cuvinte, cu cât moleculele reactanților sunt mai mari și mai complexe, cu atât viteza de reacție este mai lentă.
Dimensiunea particulelor reactiv
Viteza unei reacții depinde de numărul de ciocniri dintre moleculele reactanților. Astfel, cu cât suprafața pe care au loc ciocnirile este mai mare, cu atât este mai mare viteza de reacție. De exemplu, dacă aduceți un chibrit aprins la o bucată mare de cărbune, atunci nu va avea loc nicio reacție. Cu toate acestea, dacă măcinați această bucată de cărbune în pulbere, o pulverizați în aer și apoi dați un chibrit, va avea loc o explozie. Cauza exploziei (adică viteza mare a reacției) este o creștere semnificativă a suprafeței cărbunelui.
Concentrația reactanților
O creștere a numărului de ciocniri ale reactanților duce la o creștere a vitezei de reacție. Astfel, viteza de reacție este proporțională cu numărul de ciocniri pe care le suferă moleculele reactanților. Numărul de ciocniri, la rândul său, cu cât este mai mare, cu atât concentrația fiecărei substanțe inițiale este mai mare. De exemplu, o scândură de lemn arde destul de bine în aerul obișnuit (care este 20% oxigen), dar în oxigen pur arderea are loc mai intens, adică într-un ritm mai rapid.
În majoritatea reacțiilor simple, creșterea concentrației de reactanți crește viteza reacției. Cu toate acestea, în reacțiile complexe care apar în mai multe etape, această dependență nu este observată. De fapt, determinând efectul concentrației asupra vitezei unei reacții, veți putea afla care reactant are efect asupra etapei reacției care determină viteza acesteia. (Această informație va ajuta la calcularea mecanismului de reacție.) Acest lucru se poate face prin rularea reacțiilor la mai multe concentrații diferite și observând efectul lor asupra vitezei de reacție. Dacă, de exemplu, modificarea concentrației unui reactant nu afectează viteza reacției, atunci veți ști că în etapa cea mai lentă a mecanismului de reacție (și viteza de reacție este determinată cu precizie de o astfel de etapă), acest reactant este neimplicat.
Presiunea reactivilor gazoși
Presiunea reactanților gazoși are același efect asupra vitezei de reacție ca și concentrația. Cu cât presiunea reactanților în stare gazoasă este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai mare. Acest lucru se datorează (ai ghicit!) coliziunilor crescute. Cu toate acestea, dacă reacția are un mecanism complex, atunci modificarea presiunii poate să nu conducă la rezultatul așteptat.
Temperatura
De ce fiecare gospodină se grăbește să pună restul de curcan la frigider după cina de Ziua Recunoștinței? Da, pentru că dacă nu se face acest lucru, atunci curcanul se poate deteriora. Ce înseamnă „strica”? Aceasta înseamnă creșterea bacteriană crescută. Acum, când curcanul este la frigider, va încetini rata de creștere a bacteriilor din cauza temperaturii mai scăzute.
O creștere a numărului de bacterii este o reacție biochimică comună, adică o reacție chimică care implică organismele vii. În cele mai multe cazuri, o creștere a temperaturii duce la o creștere a vitezei unor astfel de reacții. Există o regulă în chimia organică conform căreia o creștere cu 10°C a temperaturii dublează viteza unei reacții.
De ce se întâmplă asta? Parțial (ai ghicit!) datorită numărului crescut de ciocniri. Când temperatura crește, moleculele se mișcă mai repede, crescând astfel probabilitatea de a se ciocni între ele și, prin urmare, interacțiunea lor chimică. Cu toate acestea, asta nu este tot. Pe măsură ce temperatura crește, crește și energia cinetică medie a moleculelor. Atenție la fig. 8.7, care oferă un exemplu despre cum o creștere a temperaturii afectează energia cinetică a reactanților și viteza reacției.
La o anumită temperatură, nu toate moleculele au aceeași energie cinetică. Unele dintre ele se pot mișca extrem de încet (adică au energie cinetică scăzută), în timp ce altele se pot mișca destul de repede (adică au energie cinetică mare). Cu toate acestea, în marea majoritate a cazurilor, valoarea vitezei de mișcare a moleculelor se află undeva la mijloc între aceste două viteze.
În realitate, temperatura este o măsură a energiei cinetice medii a moleculelor. După cum se vede în fig. 8.7, o creștere a temperaturii duce la o creștere a energiei cinetice medii a reactanților, în timp ce curba se deplasează spre dreapta, spre valori mai mari ale energiei cinetice. De asemenea, acordați atenție cantității minime de energie cinetică pe care trebuie să o aibă moleculele pentru ca ciocnirea lor să ducă la formarea unei noi substanțe, adică. energia de activare a acestei reacții. Moleculele care au această energie se numesc molecule active.
Reactivii nu numai că trebuie să se ciocnească în regiunea reactivă, dar și suficientă energie trebuie să fie transferată pentru a rupe legăturile existente și a forma altele noi. Dacă această energie nu este suficientă, atunci reacția nu va avea loc în timpul ciocnirii moleculelor inițiale.
Rețineți că la o temperatură mai scăzută (T1) un număr mic de molecule reactante au energia de activare necesară. La temperatură mai mare (T2)
energia de activare (cantitatea minimă de energie cinetică necesară pentru a forma o nouă substanță) va avea deja mult mai multe molecule, adică mai multe ciocniri vor fi eficiente.
Astfel, o creștere a temperaturii crește nu numai numărul de ciocniri, ci și numărul de ciocniri efective, în urma cărora are loc interacțiunea chimică a particulelor.
Catalizatori
Substanțele care nu sunt consumate ca urmare a reacției, dar afectează viteza acesteia, se numesc catalizatori. Fenomenul de modificare a vitezei unei reacții sub acțiunea unor astfel de substanțe se numește cataliză. În cele mai multe cazuri, efectul unui catalizator se explică prin faptul că reduce energia de activare a reacției.
Uită-te, de exemplu, la fig. 8.1. Dacă valoarea energiei de activare corespunzătoare maximului de pe grafic ar fi mai mică, atunci numărul de ciocniri efective ale moleculelor reactante ar fi mai mare, ceea ce înseamnă că și viteza de reacție ar fi mai mare. Același lucru poate fi văzut în Fig. 8.7. Dacă deplasăm spre stânga linia punctată, care indică energia cinetică minimă necesară pentru a ajunge la energia de activare, atunci multe mai multe molecule vor avea energie de activare și, prin urmare, reacția va decurge mai rapid.
Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în industria chimică. Sub influența catalizatorilor, reacțiile pot fi accelerate de milioane de ori sau mai mult.
Distingeți între cataliza omogenă și eterogenă. În cataliza omogenă, catalizatorul și reactanții formează o singură fază (gaz sau soluție). În cataliza eterogenă, catalizatorul este prezent în sistem ca o fază independentă.
cataliză eterogenă
În secțiunea How Reactions Occur: Collision Theory, când se vorbește despre mecanismul de interacțiune dintre molecule, a fost folosită ca exemplu următoarea formulă.
Pentru a rupe legătura A-B și a forma legătura C-A prezentată în ecuație, reactantul C trebuie să se ciocnească de partea moleculei A-B în care se află A. Dacă ciocnirea are loc în acest fel depinde în mare măsură de întâmplare. Cu toate acestea, conform teoriei probabilității, mai devreme sau mai târziu se va întâmpla totuși. Pentru a crește probabilitatea unei astfel de coliziuni, molecula A-B ar trebui să fie „atașată” astfel încât secțiunea sa A să fie „orientată” către reactivul C.
Acest lucru se poate face folosind un catalizator heterogen: acesta „leagă” o moleculă dintr-un reactant la suprafața sa, orientând-o în așa fel încât să grăbească reacția. Procesul de cataliză eterogenă este prezentat în fig. 8.8.
Catalizatorul se numește heterogen („eterogen”), deoarece se află într-o stare de agregare diferită de starea de agregare a substanțelor care reacţionează. Un metal solid fin divizat sau oxidul său acționează de obicei ca un astfel de catalizator, în timp ce reactanții sunt gaze sau soluții. În cataliză eterogenă, reacția are loc pe suprafața catalizatorului. Rezultă că activitatea unui catalizator depinde de mărimea și proprietățile suprafeței sale. Pentru a avea o suprafață mare, catalizatorul trebuie să aibă o structură poroasă sau să fie în stare zdrobită.
În cataliză eterogenă, reacția are loc prin intermediari activi - compuși de suprafață ai catalizatorului cu reactanții. Trecând printr-o serie de etape la care participă acești intermediari, reacția se încheie cu formarea produselor finite, iar catalizatorul nu este consumat ca urmare.
Mulți dintre noi se confruntă cu funcționarea unui catalizator eterogen aproape în fiecare zi. Acesta este un convertor catalitic într-o mașină. Acest convertor constă din metale zdrobite (platină și/sau paladiu) utilizate pentru a accelera o reacție care descompune gazele nocive din arderea benzinei (cum ar fi monoxidul de carbon și hidrocarburile nearse) în produse inofensive (cum ar fi apa și dioxidul de carbon).
Această intrare a fost publicată duminică, 25 mai 2014 la 6:20 pm și este depusă la . Puteți urmări orice răspuns la această intrare prin feed. Atât comentariile, cât și ping-urile sunt momentan închise.
– Reacții complexe – Efectul temperaturii asupra constantei de viteză – Reacții reversibile și eterogene – Reacții fotochimice – Cataliza
2.1.7 Reacții complexe
Reacțiile complexe sunt reacții chimice care au loc în mai multe etape. Luați în considerare ca exemplu una dintre reacțiile complexe, a căror cinetică și mecanism sunt bine studiate:
2НI + Н 2 О 2 ––> I 2 + 2Н 2 О
Această reacție este o reacție de ordinul doi; ecuația sa cinetică are următoarea formă:
Studiul mecanismului de reacție a arătat că acesta este în două etape (se desfășoară în două etape):
1) HI + H 2 O 2 -–> HIO + H 2 O
2) HIO + HI -–> I 2 + H 2 O
Viteza primei etape V1 este mult mai mare decât viteza celei de-a doua etape V2, iar viteza totală de reacție este determinată de viteza etapei mai lente, de aceea numită determinantă a ratei sau limitare .
Se poate concluziona dacă reacția este elementară sau complexă pe baza rezultatelor studierii cineticii sale. O reacție este complexă dacă ordinele parțiale ale reacției determinate experimental nu se potrivesc cu coeficienții materiilor prime din ecuația reacției stoichiometrice; ordinele parțiale ale unei reacții complexe pot fi fracționate sau negative; ecuația cinetică a unei reacții complexe poate include concentrații nu numai ale substanțelor inițiale, ci și ale produselor de reacție.
2.1.8 Clasificarea reacțiilor complexe
reacții succesive.
Secvenţiale sunt reacţii complexe care au loc în aşa fel încât substanţele formate ca urmare a unei etape (adică, produsele acestei etape) să fie materiile prime pentru o altă etapă. Schematic, o reacție secvenţială poate fi descrisă după cum urmează:
A ––> B ––> C ––> ...
Numărul de etape și substanțe implicate în fiecare dintre etape poate fi diferit.
reacții paralele.
Se numesc reacții chimice paralele, în care aceleași substanțe inițiale pot forma simultan produși de reacție diferiți, de exemplu, doi sau mai mulți izomeri:
Reacții asociate.
Reacțiile conjugate se numesc reacții complexe care au loc după cum urmează:
1) A + B ––> C
2) A + D ––> E ,
în plus, una dintre reacții poate avea loc independent, iar a doua este posibilă numai în prezența primei. Substanța A, comună ambelor reacții, se numește actor, substanta B - inductor, substanța D, interacționând cu A numai în prezența primei reacții - acceptor. De exemplu, benzenul într-o soluție apoasă nu este oxidat de peroxid de hidrogen, dar când se adaugă săruri de Fe(II), acesta este transformat în fenol și difenil. Mecanismul de reacție este următorul. În prima etapă, se formează radicalii liberi:
Fe 2+ + H 2 O 2 ––> Fe 3+ + OH – + OH
care reacționează cu ionii Fe 2+ și benzen:
Fe 2+ + OH ––> Fe 3+ + OH –
C 6 H 6 + OH -–> C 6 H 5 + H 2 O
De asemenea, apare recombinarea radicalilor:
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
Astfel, ambele reacții au loc cu participarea unui radical liber intermediar comun OH.
Reacții în lanț.
Reacțiile în lanț se numesc reacții constând dintr-un număr de etape interdependente, când particulele formate în urma fiecărei etape generează etape ulterioare. De regulă, reacțiile în lanț au loc cu participarea radicalilor liberi. Toate reacțiile în lanț sunt caracterizate de trei etape tipice, pe care le vom lua în considerare folosind ca exemplu reacția fotochimică de formare a clorurii de hidrogen.
1. Originea lanțului (inițiere):
Сl 2 + hν ––> 2 Сl
2. Dezvoltarea lanțului:
H2 + Cl -–> HCI + H
H + Cl 2 ––> HCl + Cl
Etapa de dezvoltare a lanțului este caracterizată de numărul de molecule ale produsului de reacție per o particulă activă - lungimea lanțului.
3. Circuit deschis (recombinare):
H + H -–> H 2
Cl + Cl ––> Cl 2
H + Cl ––> HCl
Terminarea lanțului este de asemenea posibilă atunci când particulele active interacționează cu materialul peretelui vasului în care are loc reacția; prin urmare, viteza reacțiilor în lanț poate depinde de material și chiar de forma vasului de reacție.
Reacția de formare a clorurii de hidrogen este un exemplu de reacție în lanț neramificată - o reacție în care nu există mai mult de una nou apărută pentru o particulă activă reacționată. Sunt numite reacții în lanț ramificate, în care pentru fiecare particulă activă reacționată există mai mult de o nouă reacție, adică numărul de particule active în cursul reacției este în continuă creștere. Un exemplu de reacție în lanț ramificat este reacția interacțiunii hidrogenului cu oxigenul:
1. Inițiere:
H2 + O2 -–> H2O + O
2. Dezvoltarea lanțului:
O + H 2 ––> H + OH
H + O 2 ––> O + OH
OH + H2 -–> H2O + H
Copyright © S. I. Levchenkov, 1996 - 2005.
MINISTERUL EDUCAȚIEI ȘI ȘTIINȚEI AL RUSIEI
Instituția de învățământ bugetară de stat federală
studii profesionale superioare
„UNIVERSITATEA NAȚIONALĂ DE CERCETARE DE STAT NOVOSIBIRSK”
FACULTATEA DE ŞTIINŢELE NATURII
P.A. Kolinko, D. V. Kozlov
Cinetica chimică în cursul chimiei fizice
Ajutor didactic
Novosibirsk
Materialul didactic conține material de curs la secțiunea „Cinetică chimică” a cursului „Chimie fizică”, citit studenților din anul I ai Facultății de Științe ale Naturii a UNS.
Proiectat pentru studenții din anul I ai Facultății de Științe Naturale a Universității de Stat din Novosibirsk.
Compilat de:
cand. chimic. Științe, Conf. univ. D. V. Kozlov, Ph.D. chimic. Științe P. A. Kolinko
Manualul a fost pregătit ca parte a implementării
Programe de Dezvoltare NRU - NSU
©Statul Novosibirsk
universitate, 2013
CUVÂNT ÎNAINTE |
|
Cinetica chimică ca secțiune |
|
Chimie Fizica |
|
Concepte de bază de cinetică chimică |
|
Metode de măsurare a vitezei de substanță chimică |
|
Conceptul de mecanism al unei reacții chimice |
|
Reacții chimice elementare |
|
Ecuația cinetică a unei reacții chimice |
|
Metode de găsire a ordinii unei reacții |
|
Constanta vitezei de reactie chimica |
|
legea lui Arrhenius |
|
Cinetica formală ca ramură a chimiei |
|
cinetica |
|
Reacții ireversibile de ordinul întâi |
|
Reacții ireversibile de ordinul doi |
|
Reacții ireversibile de ordinul trei |
|
Timp de reacție eficient |
|
Reacții reversibile |
|
Conceptul căii unei reacții chimice |
|
Concepte generale ale teoriei actelor elementare |
|
reactie chimica |
|
Abordare termodinamică în teorie |
|
complex de tranziție |
|
Teoria impactului |
|
Reacții complexe și reacții care implică |
|
particule intermediare. Clasificare |
|
CUVÂNT ÎNAINTE
În știința chimică în general și în chimia fizică, în
În special, există o zonă specială care studiază mecanismele și modelele proceselor chimice în timp. Această știință se numește
cinetica chimică. Cinetica chimică ia în considerare și stabilește dependența vitezei reacțiilor chimice de concentrațiile de reactivi,
temperatura și alte condiții externe.
Cinetica chimică este piatra de temelie pe care stă industria chimică modernă și, în special, petrochimia.
rafinarea petrolului și producția de polimeri.
În primul an de FEN NGU, cinetica chimică se citește la finalul cursului „Chimie fizică” în ultimele cinci prelegeri. Poate din cauza faptului că până la sfârșitul cursului de peste 30 de prelegeri, studenții obosesc, această parte a prelegerilor nu este absorbită suficient de bine. Al doilea motiv, deci,
că în cinetica chimică există cele mai multe calcule și formule matematice, în comparație cu alte părți ale cursului de chimie fizică.
Scopul acestui manual este de a oferi cursanților posibilitatea de a se familiariza cu conceptele de bază ale cineticii chimice, cineticii formale, teoria unui act elementar al unei reacții chimice, teoria coliziunilor și multe altele. În același timp, cititorii au posibilitatea de a compara materialul citit de lector la universitate cu materialul manualului de instruire și de a adresa întrebări pe teme de neînțeles lectorului și seminariștilor. Sperăm că acest lucru va permite elevilor să înțeleagă mai bine materialul.
Pentru ușurință de înțelegere, conceptele de bază
menționate în text pentru prima dată sunt cu caractere aldine și cursive, definițiile lor sunt cu caractere aldine.
1. Cinetica chimică ca ramură a chimiei fizice
compoziție și efect energetic reactie chimica.
Cu toate acestea, această știință nu poate răspunde la întrebări despre cum se desfășoară această reacție și cu ce viteză. Aceste întrebări și anume întrebări despre mecanism și viteza unei reacții chimice intră în domeniul cineticii chimice.
Cinetica chimică sau cinetica reacțiilor chimice (din greacă κίνησις - mișcare) - secțiune
chimie fizică, studiind tiparele reacțiilor chimice în timp, dependența acestor tipare de condițiile externe, precum și mecanismele transformărilor chimice . Spre deosebire de termodinamică, cinetica chimică studiază cursul reacțiilor chimice. la timp. Acestea. termodinamica studiază stările inițiale și finale ale unui sistem, în timp ce cinetica chimică studiază schimbarea unui sistem în timpul tranziției de la starea inițială la starea finală. De exemplu, reacția
din punct de vedere al termodinamicii, este foarte favorabil, în orice caz, la temperaturi sub 1000 ° C (la
la temperaturi mai ridicate are loc descompunerea moleculelor de CO2), adică. carbonul și oxigenul ar trebui (practic cu randament de 100%) să se transforme în dioxid de carbon. Cu toate acestea, experiența arată că o bucată de cărbune poate rămâne în aer ani de zile, cu acces liber la oxigen, fără a suferi modificări. Același lucru se poate spune despre multe alte reacții cunoscute. Astfel, cunoașterea regularităților cinetice este importantă și în depozitarea și funcționarea produselor chimice, atunci când este necesară încetinirea distrugerii acestora. Acest lucru este important, de exemplu, atunci când depozitați alimente, medicamente, combustibili, polimeri.
2. Concepte de bază de cinetică chimică
2.1. Ecuația stoichiometrică a unei reacții chimice
Cinetica formală face posibilă descrierea cantitativă a cursului unui proces chimic în timp la o temperatură constantă, în funcție de concentrația reactanților și de compoziția lor de fază. Folosit pentru a descrie ecuația stoechiometrică–
aceasta este o ecuație care arată rapoartele cantitative dintre reactanți și produșii unei reacții chimice . Cel mai simplu exemplu al unei astfel de ecuații este
coeficienți stoichiometrici. А i – reactivi, B j – produse de reacție.
Ecuația stoichiometrică se supune creșterilor cantităților de reactanți și produși și pe baza ei se determină echilibrul material substanțe în timpul transformărilor chimice. Cantitățile de substanțe sunt de obicei măsurate în moli. Dacă este necesar, prin ele sunt exprimate și alte caracteristici de masă ale sistemului. Utilizarea ecuațiilor stoichiometrice este principala modalitate de a descrie reacțiile chimice în chimia clasică. Cu toate acestea, ecuația stoechiometrică nu descrie mecanism de reacție. Orice reacție chimică este destul de complexă. Ecuația sa stoichiometrică, de regulă, nu ține cont de complexitatea proceselor elementare.
2.2. Adâncimea de reacție
ÎN într-un astfel de sistem de reacție (1) masele de substanțe individuale nu sunt variabile independente. Modificarea numărului de moli dn eu proportional
coeficienții stoichiometrici în ecuația de reacție. Adică poți scrie
sau în formă integrală
unde ni 0 este cantitatea inițială de reactiv sau produs (mol); ni este cantitatea curentă de reactiv sau produs (mol); yi este coeficientul stoechiometric. Reamintim că pentru produsele de reacție yi >0 și pentru reactanții yi<0.
Astfel, redistribuirea maselor în sistem ca rezultat al reacției poate fi descrisă printr-o singură variabilă ξ, care se numește variabilă chimică. O variabilă chimică se măsoară în moli
Și poate lua o varietate de valori.
ÎN în special, starea inițială a sistemului este caracterizată de valoarea ξ = 0. Dacă procesul merge spre produșii de reacție, atunci ξ va fi mai mare decât 0, iar dacă către reactanți (reacție inversă), atunci ξ< 0. Вообще,
cursul reacției.
2.3. Viteza unei reacții chimice
Studiul cineticii reacțiilor chimice specifice începe, de regulă, cu construirea dependențelor determinate experimental Ci = f(t), care se numesc curbe cinetice. Apoi începe analiza acestor date și studiul mecanismului de reacție. Dar acest lucru necesită studii lungi și complexe, așa că după ce sunt obținute curbele cinetice, este posibil să le procesăm
Timpul de relaxare a moleculelor de substanță- acesta este timpul necesar pentru ca molecula să se miște (reacționeze) la impact. Dacă timpul de relaxare al moleculelor unei anumite substanțe este mult mai mare decât timpul de expunere la substanță, atunci moleculele nu au timp să se rearanjeze (se mișcă) sub sarcină, ceea ce duce la ruperea legăturilor chimice din substanță. Pentru diferite substanțe, timpul de relaxare este diferit și poate varia într-un interval foarte larg: de la miimi de secundă la câteva milenii.
Istorie
În secolul al XIX-lea, s-a sugerat chiar că corpurile lichide și solide nu au o limită clară. Dacă vă gândiți bine, nu este nimic deosebit de surprinzător aici. Dacă, de exemplu, lovești puternic apa cu palma, atunci apa se va comporta ca un corp solid (o poți simți dacă vrei!). Dacă loviți un jet de lichid gros cu un ciocan, atunci cu ajutorul unei viteze reduse de expunere a camerei puteți stabili că jetul se va împrăștia în multe fragmente mici și ascuțite (picături) de la impact, ceea ce indică unele proprietăți ale unui corp solid fragil. Sau dacă iei o bucată de rășină, ochelarii sunt corpuri amorfe. Sunt atât de vâscoase încât proprietățile de curgere ale acestor materiale nu sunt vizibile. De fapt, ele curg, iar acest lucru poate fi determinat cu ușurință aplicând o sarcină asupra lor! (Desigur, sticla este o substanță mai vâscoasă și necesită mai multe condiții individuale pentru manifestarea proprietăților de curgere, de exemplu, încălzire sau un timp lung de aplicare a sarcinii).Timp de relaxare la pahar
Sticla are un timp de relaxare destul de lung, prin urmare, ca urmare a răcirii rapide, moleculele nu au timp să-și ia starea metastabilă în structură. Ulterior, ei îngheață în structura lor haotică. Și dereglarea structurii substanței este cea care provoacă excesul de energie Gibbs, în contrast cu forma sa cristalină, în care moleculele sunt cu energie minimă. În consecință, acest lucru oferă moleculelor în stare sticloasă un stimulent pentru a evolua structura spre mai multă ordine (adică către o structură cu mai puțină energie).Această evoluție spontană, care este o proprietate comună tuturor ochelarilor, a primit denumirea colectivă de relaxare structurală. În cazul ochelarilor metalice, acesta este un fenomen la scară largă care le modifică în mod vizibil sau chiar foarte puternic toate proprietățile fizice. În ciuda numeroaselor studii asupra acestui fenomen, acesta rămâne în mare parte neexplorat, iar mecanismele sale rămân de neînțeles.
