A függőség a reakció sebességét a hőmérséklet
Ábra. 3.4 Az energia részecskeméret eloszlása különböző hőmérsékleteken (T2> T1).
Látható, hogy a görbe kapcsolatos T2 hőmérséklet. jobbra tolódott - a magasabb energiákat. Így, ha a hőmérséklet emelkedik meredeken növekszik a frakció, amely molekulák az energia felett az aktiválási energia.
A növekedés a reakció sebessége a hőmérséklet növelésével általában jellemzi a hőmérsékleti együttható. Mennyiségileg, a hőmérséklet hatása a kémiai reakciók sebességének fejezhető hozzávetőleges formájában van't Hoff szabály: minden hőmérséklet-emelkedés az 10 ° C-ra növeljük a kémiai reakciók sebességének a homogén mintegy 2-4 alkalommal.
Matematikailag ez a következőképpen néz ki:
.
# 947; - hőmérsékleti együtthatója van't Hoff (# 947; = 2-4).
Azonban ez az egyenlet nem elméletileg indokolt, a kísérleti adatok jobban leírható az Arrhenius-egyenlet. kötési állandó sebességgel kémiai reakcióba az aktiválási energia:
ahol A - a pre-exponenciális faktor, amely figyelembe veszi a valószínűsége, amely lehetővé teszi a reakció a kölcsönös orientációját aktív molekulák az ütközés, Ea - aktivációs energia egy kémiai reakció (kJ / mól), R- egyetemes gázállandó (8,314 J · mol - 1 · K - 1)
Ez az egyenlet elméletileg igazolható a módszerek a statisztikus fizika. Minőségileg, ez a tanulmány a következő: reakciók fordulhat elő, ha a megkülönböztetés nélküli molekuláris ütközések. Nyilvánvaló, hogy a reakció csak akkor következik be, amikor a molekulák ütköznek elegendő energiával, hogy megtörje néhány kémiai kötéseket. Minden rendszerben van egy küszöb energia Ea. ahonnan az energia elegendő a reakció. Mivel ütközések gyakorisággal a hőmérséklettől függően megfelelően egy exponenciális jogot, és a kapott egyenlet Areniusa. Ezután a pre-exponenciális faktor néhány jellemzője a teljes ütközések számát, és tagja - az arány a hatékony ütközések.
Segítségével az Arrhenius-egyenlet úgy definiálható, mint a reakció sebességét izmenitsyakonstanta ismert reakció aktiválási energiája:
Hányszorosa K2 / K1 logaritmusát és a kapott expressziós:
Továbbá, miután a variációs reakció sebessége a hőmérséklet-változások, ki lehet számolni, az aktiválási energia a reakció:
Az egyik leggyakoribb kémiai gyakorlati módszerek felgyorsítása kémiai reakciók kataliz.Katalizator - olyan anyag, amely megváltoztatja a reakció sebességét, de nem fogyasztott eredményeként azt. A reakciókat az intézkedés alapján a katalizátor, az úgynevezett katalizátor kataliticheskimi.Vliyanie a kémiai reakciók sebességének nevezzük katalízis.
Vannak két katalizátor a reakció gyorsítására, és lassíthatja. Az első esetben a katalízis hívják pozitív, a második negatív. A katalizátorok csökkenti a reakció sebességét, az úgynevezett inhibitorok.
Ábra. 3.5 Energia diagram sztrók endoterm reakció
katalizátor nélkül és katalizátorral.
Reakció A + B = C, K - katalizátor.
A legtöbb esetben az intézkedés a katalizátorok is magyarázható az a tény, hogy ezek csökkenthetik az aktiválási energia irányítja a reakció mentén egy új utat. Csökkentett aktiválási energia növekedéséhez vezet arányának reaktív, és így, hogy a gyorsulás a kölcsönhatás folyamat. A katalizátor jelenlétében a reakció útján más közbenső szakaszaiban, más szóval, a katalizátor jelenlétében, amelynek más aktivált komplexek, és azok képződése kevesebb energiát igényel, mint a kialakulását aktivált komplexek előforduló nélkül a katalizátor. A kapcsolat a aktiválási energiája a reakciót katalizátor jelenlétében, és anélkül, hogy látható a 3.5 ábrán látható. A legnagyobb energia az egyik új átmeneti állapot határozza meg az aktiválási energia Ea katalitikus reakciók. "
Ábrából 3.5 ábrán látható, hogy:
1) katalizátor csökkenti az aktiválási energia megváltoztatásával a reakció mechanizmusa - átfolyik új szakaszt, amelyek mindegyike jellemző az alacsony aktivációs energia;
2) a katalizátor nem változik a entalpiája reakció (valamint a Gibbs energia, entrópia, és a belső energia);
3) ha a katalizált reakció megfordítható, a katalizátor nem befolyásolja az egyensúlyt nem változik az egyensúlyi állandó és az egyensúlyi koncentrációja a komponensek a rendszer. Ugyanilyen felgyorsítja mind a direkt és fordított irányú reakciót, ezáltal gyorsítja az idő, hogy az egyensúly eléréséhez.
Nyilvánvaló, hogy a katalizátor jelenlétében reakció aktiválási energiája csökken az értéket DEK (ábra. 3.5). Mivel a kifejezés a reakció sebességi állandója (egyenlete Arrhenius) aktiválási energia nem szerepel a negatív kitevő, még egy enyhe csökkenés Ea okoz nagyon nagy növekedést a reakció sebessége:
Hatása a katalizátor által a csökkentés Ea példázza bomlási reakcióját hidrogén-jodid:
Így a reakció csökkenése energiiaktivatsii 63 kJ, azaz 1,5-szerese, ez megfelel a növekedés a reakció sebessége 500 K 10 6-szor.
Katalitikus reakciók szerint osztályozzák, hogy milyen típusú katalizátor és típusa reakciók. Például, az aggregációs állapotától a reagensek és katalizátorok homogén katalízis osztva (katalizátor és a reagens alkotnak egy egyfázisú), és a heterogén katalizátor (és reagensek - a különböző fázisokban, van egy fázishatár között a katalizátor és a reaktánsok).
Példák a homogén katalízis lehet oxidációját CO CO2 oxigén jelenlétében NO2 (katalizátor). A mechanizmus a katalízis leírható a következő reakciók:
és a katalizátort (NO2) ismét részt az első reakcióban.
Hasonlóképpen ez lehet katalizálja SO2 oxidációs reakció SO3; ezt a reakciót használják a termelés kénsav „nitrogén” módszerrel.
Egy példa a készítmény heterogén katalízis SO3 származó SO2 jelenlétében Pt vagy V2 O5:
Ezt a reakciót szintén használják a termelés kénsav ( „kapcsolati” módszer).
Heterogén katalizátor (vas) is használják a termelés az ammónia a nitrogén és hidrogén, és sok más folyamatok.
A hatékonyság a heterogén katalizátorok általában sokkal nagyobb, mint a homogén. Ez az arány a katalitikus reakciók esetében egy homogén katalizátor függ a koncentrációtól és, abban az esetben a heterogén - a specifikus felülete (azaz, diszpergálhatóság) - a nagyobb ez, annál nagyobb a sebesség. Ez utóbbi annak a ténynek köszönhető, hogy a katalitikus reakció történik a katalizátor felületén, és magában foglalja a következő lépéseket adszorpciós (ragasztás) reagens molekulák a felületen; Miután a reakció, a termékek deszorbeáljuk. Ahhoz, hogy növeljék a katalizátor felületén a talaj vagy a készített speciális módszerek, amelyek nagyon finom porok.
A fenti példák is példák a redox katalízis .Ez esetben katalizátorként működni jellemzően átmeneti fémeket vagy azok vegyületei (Mn 3+. Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2O 3, stb).
A sav-bázis katalízis katalizátor működnek H +. OH - és hasonló részecskék - hordozói savas és bázikus jelleg. Így a hidrolízis reakciót
Ez gyorsított körülbelül 300-szor hozzáadásával bármely erős savak: sósav, hidrogén-bromid, vagy HNO3.
Nagy jelentősége van a katalízis biológiai rendszerekben. Ebben az esetben a katalizátort az úgynevezett enzimet. A hatékonyságát számos enzim sokkal nagyobb, mint a hagyományos katalizátorok. Például, a kötési reakciót a nitrogén ammóniává
Ipari heterogén katalizátort alkalmazunk formájában vasszivacs adalékanyagokkal oxidok és fém-szulfátok.
Amennyiben ezt a reakciót hajtjuk végre T „700 és P” 30 MPa. Ugyanez szintézis a csomók hüvelyes növények hatása alatt az enzimek normál T és R.
Katalizátor-rendszerek nem közömbös, hogy szennyeződések és adalékok. Némelyikük hatékonyságának növelése a katalízis, mint például a fenti példában a vas ammónia szintézis katalízis. Az ilyen adalékanyagokat az úgynevezett promotereket a katalizátor (a kálium-és alumínium-oxidok, a vas). Egyes szennyező anyagok, ellenkezőleg, elnyomja a katalitikus reakció ( „méreg” a katalizátort) etokataliticheskie mérgek. Például, SO3 szintézis Pt-katalizátor nagyon érzékenyek a szennyeződésekre, amely szulfidot tartalmaz kénatom; Kén mérgezi a platina katalizátor felületén.