Proračun brzine reakcije korištenjem temperaturnog koeficijenta brzine reakcije. Ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi

Problem 336.
Na 150°C, neka reakcija se završava za 16 minuta. Uzimajući temperaturni koeficijent brzine reakcije jednak 2,5, izračunajte nakon kojeg vremena će se ova reakcija završiti ako se izvede: a) na 20 0 °C; b) na 80°C.
Rješenje:
Prema van't Hoffovom pravilu, ovisnost brzine o temperaturi izražava se jednadžbom:

v t i k t - brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi t°C; v (t + 10) i k (t + 10) su iste vrijednosti na temperaturi (t + 10 0 C); - temperaturni koeficijent brzine reakcije čija se vrijednost za većinu reakcija kreće u rasponu od 2 – 4.

a) S obzirom da je brzina hemijska reakcija na datoj temperaturi je obrnuto proporcionalna trajanju njenog pojavljivanja, podatke date u iskazu problema zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izražava Van’t Hoffovo pravilo, dobivamo:

b) Budući da se ova reakcija odvija sa smanjenjem temperature, tada je na datoj temperaturi brzina te reakcije direktno proporcionalna trajanju njenog odvijanja, podatke date u iskazu problema zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izražava van' t Hoffovom pravilu dobijamo:

Odgovori: a) na 200 0 C t2 = 9,8 s; b) na 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

Problem 337.
Hoće li se vrijednost konstante brzine reakcije promijeniti: a) pri zamjeni jednog katalizatora drugim; b) kada se promene koncentracije reagujućih supstanci?
Rješenje:
Konstanta brzine reakcije je vrijednost koja ovisi o prirodi reagujućih supstanci, o temperaturi i prisutnosti katalizatora, a ne ovisi o koncentraciji supstanci koje reagiraju. Može biti jednaka brzini reakcije u slučaju kada su koncentracije reaktanata jednake jedinici (1 mol/l).

a) Prilikom zamjene jednog katalizatora drugim, brzina date kemijske reakcije će se promijeniti ili povećati. Ako se koristi katalizator, brzina kemijske reakcije će se povećati, a vrijednost konstante brzine reakcije će se povećati. Promjena vrijednosti konstante brzine reakcije također će se dogoditi prilikom zamjene jednog katalizatora drugim, što će povećati ili smanjiti brzinu ove reakcije u odnosu na originalni katalizator.

b) Kada se koncentracija reaktanata promijeni, vrijednosti brzine reakcije će se promijeniti, ali se vrijednost konstante brzine reakcije neće promijeniti.

Problem 338.
Da li toplotni efekat reakcije zavisi od njene aktivacione energije? Obrazložite odgovor.
Rješenje:
Toplotni efekat reakcije zavisi samo od početnog i krajnjeg stanja sistema i ne zavisi od međufaza procesa. Energija aktivacije je višak energije koji molekule tvari moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari. Energija aktivacije može se mijenjati povećanjem ili smanjenjem temperature, snižavanjem ili povećanjem u skladu s tim. Katalizatori smanjuju energiju aktivacije, a inhibitori.

Dakle, promjena energije aktivacije dovodi do promjene brzine reakcije, ali ne i do promjene toplinskog efekta reakcije. Toplotni efekat reakcije je konstantna vrijednost i ne ovisi o promjenama energije aktivacije za datu reakciju. Na primjer, reakcija za stvaranje amonijaka iz dušika i vodika ima oblik:

Ova reakcija je egzotermna, > 0). Reakcija teče smanjenjem broja molova reagujućih čestica i broja molova gasovitih supstanci, što dovodi sistem iz manje stabilnog stanja u stabilnije, entropija se smanjuje,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно niske temperature). U prisustvu katalizatora, energija aktivacije se smanjuje, a brzina reakcije se povećava. Ali, i prije upotrebe katalizatora i u njegovoj prisutnosti, toplinski učinak reakcije se ne mijenja, reakcija ima oblik:

Problem 339.
Za koju reakciju, direktnu ili obrnutu, je energija aktivacije veća ako direktna reakcija oslobađa toplinu?
Rješenje:
Razlika u energijama aktivacije prednje i reverzne reakcije jednaka je termalni efekat: H = E a(pr.) - E a(pr.) . Ova reakcija se javlja oslobađanjem toplote, tj. je egzotermna,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(pr.)< Е а(обр.) .

odgovor: E a(pr.)< Е а(обр.) .

Problem 340.
Koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija na 298 K ako se njena energija aktivacije smanji za 4 kJ/mol?
Rješenje:
Označimo smanjenje energije aktivacije sa Ea, a konstante brzine reakcije prije i poslije smanjenja energije aktivacije za k, odnosno k." Koristeći Arrheniusovu jednadžbu, dobivamo:

E a - energija aktivacije, k i k" - konstante brzine reakcije, T - temperatura u K (298).
Zamjenom podataka o problemu u posljednju jednačinu i izražavanjem energije aktivacije u džulima, izračunavamo povećanje brzine reakcije:

Odgovori: 5 puta.

a) Uzimajući u obzir da je brzina kemijske reakcije na datoj temperaturi obrnuto proporcionalna trajanju njenog odvijanja, podatke date u iskazu problema zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izražava Van’t Hoffovo pravilo, dobivamo:

Odgovori: a) na 200 0 C t2 = 9,8 s; b) na 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

b) Kada se koncentracija reaktanata promijeni, vrijednosti brzine reakcije će se promijeniti, ali se vrijednost konstante brzine reakcije neće promijeniti.

Ova reakcija je egzotermna, > 0). Reakcija teče smanjenjem broja molova reagujućih čestica i broja molova gasovitih supstanci, što dovodi sistem iz manje stabilnog stanja u stabilnije, entropija se smanjuje,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Problem 339.
Za koju reakciju, direktnu ili obrnutu, je energija aktivacije veća ako direktna reakcija oslobađa toplinu?
Rješenje:
Razlika između energija aktivacije direktne i reverzne reakcije jednaka je termičkom efektu: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Ova reakcija se javlja oslobađanjem toplote, tj. je egzotermna,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(pr.)< Е а(обр.) .

odgovor: E a(pr.)< Е а(обр.) .

Odgovori: 5 puta.

Temperatura i brzina reakcije

Na fiksnoj temperaturi, reakcija je moguća ako molekuli u interakciji imaju određenu količinu energije. Arrhenius je to nazvao višak energije aktivaciona energija i sami molekuli aktiviran.

Prema Arrhenius konstanti brzine k i aktivacionu energiju Ea povezani su odnosom koji se zove Arrheniusova jednačina:

Evo A– predeksponencijalni faktor, R– univerzalna gasna konstanta, T– apsolutna temperatura.

Dakle, kada konstantna temperatura brzina reakcije određuje Ea. Više Ea, što je manji broj aktivnih molekula i sporije se odvija reakcija. Kada se smanjuje Ea brzina se povećava i kada Ea= 0 reakcija se dešava trenutno.

Magnituda Ea karakteriše prirodu reagujućih supstanci i određuje se eksperimentalno iz zavisnosti k = f(T). Napisavši jednačinu (5.3) u logaritamskom obliku i riješivši je za konstante na dvije temperature, nalazimo Ea:

γ je temperaturni koeficijent brzine hemijske reakcije. Van't Hoffovo pravilo ima ograničenu primjenu, budući da vrijednost γ ovisi o temperaturi i izvan regije Ea= 50–100 kJ ∙ mol –1 ovo pravilo uopšte ne važi.

Na sl. 5.4 može se vidjeti da se energija potrošena na prevođenje početnih proizvoda u aktivno stanje (A* je aktivirani kompleks) zatim potpuno ili djelomično ponovo oslobađa tokom prelaska na finalne proizvode. Energetska razlika između početnog i krajnjeg proizvoda određuje Δ H reakcija koja ne zavisi od energije aktivacije.

Dakle, na putu od početnog stanja do konačnog, sistem mora savladati energetsku barijeru. Samo aktivni molekuli koji u trenutku sudara imaju potreban višak energije jednak Ea, može prevazići ovu barijeru i ući u hemijsku interakciju. Sa povećanjem temperature, udio aktivnih molekula u reakcionom mediju raste.

Predeksponencijalni faktorA karakteriše ukupan broj sudara. Za reakcije sa jednostavnim molekulima A blizu teorijske veličine sudara Z, tj. A = Z, izračunato iz kinetičke teorije gasova. Za složene molekule A ≠ Z, stoga je potrebno uvesti sterički faktor P:

Evo Z– broj svih sudara, P– udio sudara koji su prostorno povoljni (uzimaju vrijednosti od 0 do ) – udio aktivnih, odnosno energetski povoljnih sudara.

Dimenzija konstante brzine se dobija iz relacije

Analizirajući izraz (5.3), dolazimo do zaključka da postoje dvije fundamentalne mogućnosti za ubrzanje reakcije:
A) povećanje temperature,
b) smanjenje energije aktivacije.

Zadaci i testovi na temu "Kemijska kinetika. Temperatura i brzina reakcije"

Brzina hemijske reakcije. Katalizatori - Klasifikacija hemijskih reakcija i obrasci njihovog odvijanja, razredi 8–9
Lekcije: 5 Zadaci: 8 Testovi: 1

Brzina većine hemijskih reakcija raste sa povećanjem temperature. Budući da je koncentracija reaktanata praktički nezavisna od temperature, onda, u skladu s kinetičkom jednadžbom reakcije, glavni utjecaj temperature na brzinu reakcije je kroz promjenu konstante brzine reakcije. Kako temperatura raste, energija čestica u sudaru raste i vjerovatnoća da će doći do hemijske transformacije tokom sudara raste.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se okarakterizirati temperaturnim koeficijentom.

Eksperimentalni podaci o uticaju temperature na brzinu mnogih hemijskih reakcija na uobičajenim temperaturama (273–373 K), u malom temperaturnom opsegu, pokazali su da povećanje temperature za 10 stepeni povećava brzinu reakcije za 2-4 puta (van nije Hoffovo pravilo).

Prema Van't Hoff-u- temperaturni koeficijent konstante brzine(van't Hoffov koeficijent)je povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature za 10stepeni.

(4.63)

gdje su i konstante brzine na temperaturama i ; - temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Kada temperatura poraste za n desetine stepeni, odnos konstanti brzine će biti jednak

Gdje n može biti cijeli broj ili razlomak.

Van't Hoffovo pravilo je približno pravilo. Primjenjiv je u uskom temperaturnom rasponu, jer se temperaturni koeficijent mijenja s temperaturom.

Preciznija zavisnost konstante brzine reakcije od temperature izražena je semi-empirijskom Arrheniusovom jednačinom

gdje je A predeksponencijalni faktor koji ne ovisi o temperaturi, već je određen samo vrstom reakcije; E – aktivaciona energija hemijske reakcije. Energija aktivacije se može predstaviti kao određena granična energija koja karakterizira visinu energetske barijere na putu reakcije. Energija aktivacije je također nezavisna od temperature.

Ova zavisnost ustanovljena je krajem 19. veka. Holandski naučnik Arrhenius za elementarne hemijske reakcije.

Energija direktne aktivacije ( E 1) i obrnuto ( E 2) reakcija je povezana s termičkim efektom reakcije D N omjer (vidi sliku 1):

E 1 – E 2 = D N.

Ako je reakcija endotermna i D N> 0, onda E 1 >E 2 i energija aktivacije prednje reakcije je veća od reverzne. Ako je reakcija egzotermna, onda E 1 < Е 2 .

Arrheniusova jednadžba (101) u diferencijalnom obliku može se napisati:

Iz jednačine slijedi da što je veća energija aktivacije E, to brže raste brzina reakcije s temperaturom.

Odvajanje varijabli k I T i, s obzirom E konstantne vrijednosti, nakon integracije jednadžbe (4.66) dobijamo:

Rice. 5. U grafu k–1/T.

, (4.67)

gdje je A predeksponencijalni faktor koji ima dimenziju konstante brzine. Ako je ova jednadžba važeća, tada se na grafu u koordinatama eksperimentalne točke nalaze na pravoj liniji pod uglom a prema osi apscise, a kutni koeficijent () je jednak , što omogućava izračunavanje energije aktivacije a hemijsku reakciju iz zavisnosti konstante brzine o temperaturi prema jednačini.

Energija aktivacije kemijske reakcije može se izračunati iz konstanti brzine na dvije različite temperature koristeći jednadžbu

. (4.68)

Izveden je teorijski izvod Arrheniusove jednadžbe za elementarne reakcije. Ali iskustvo pokazuje da se velika većina složenih reakcija također pridržava ove jednačine. Međutim, za složene reakcije, energija aktivacije i predeksponencijalni faktor u Arrheniusovoj jednačini nemaju specifično fizičko značenje.

Arrheniusova jednačina (4.67) nam omogućava da damo zadovoljavajući opis veliki krug reakcije u uskom temperaturnom opsegu.

Za opisivanje ovisnosti brzine reakcije od temperature, također se koristi modificirana Arrheniusova jednadžba

, (4.69)

koji već uključuje tri parametra : A, E I n.

Jednačina (4.69) se široko koristi za reakcije koje se dešavaju u rastvorima. Za neke reakcije, ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi razlikuje se od gore navedenih ovisnosti. Na primjer, u reakcijama trećeg reda konstanta brzine opada s povećanjem temperature. U egzotermnim lančanim reakcijama, konstanta brzine reakcije naglo raste na temperaturama iznad određene granice (termalna eksplozija).

4.5.1. Primjeri rješavanja problema

Primjer 1. Konstanta brzine određene reakcije mijenjala se s povećanjem temperature na sljedeći način: t 1 = 20°C;

k 1 = 2,76 10 -4 min. -1 ; t 2 = 50 0 C; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Odrediti temperaturni koeficijent konstante brzine hemijske reakcije.

Rješenje. Van't Hoffovo pravilo vam omogućava da izračunate temperaturni koeficijent konstante brzine iz relacije

g n= =2 ¸ 4, gdje n = = =3;

g 3 = =49,78 g = 3,68

Primjer 2. Koristeći Van't Hoffovo pravilo izračunajte na kojoj temperaturi će se reakcija završiti za 15 minuta, ako je na temperaturi od 20 0 C trebalo 120 minuta. Temperaturni koeficijent brzina reakcije je 3.

Rješenje. Očigledno nego manje vremena napredak reakcije ( t), što je veća konstanta brzine reakcije:

3n = 8, n ln3 = ln8, n== .

Temperatura na kojoj će se reakcija završiti za 15 minuta je:

20 + 1,9×10 = 39 0 C.

Primjer 3. Konstanta brzine reakcije saponifikacije etil acetata sa rastvorom alkalije na temperaturi od 282,4 K je 2,37 l 2 /mol 2 min. , a na temperaturi od 287,40 K jednaka je 3,2 l 2 /mol 2 min. Pronađite na kojoj temperaturi je konstanta brzine ove reakcije 4?

Rješenje.

1. Znajući vrijednosti konstanti brzine na dvije temperature, možete pronaći energiju aktivacije reakcije:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Poznavanje vrijednosti energije aktivacije, iz Arrheniusove jednačine

Pitanja i zadaci za samokontrolu.

1. Koje količine se nazivaju “Arrheniusovi” parametri?

2. Koji su minimalni eksperimentalni podaci potrebni za izračunavanje energije aktivacije kemijske reakcije?

3. Pokazati da temperaturni koeficijent konstante brzine zavisi od temperature.

4. Postoje li odstupanja od Arrheniusove jednačine? Kako možemo opisati ovisnost konstante brzine o temperaturi u ovom slučaju?

Kinetika složenih reakcija

Reakcije se po pravilu ne odvijaju direktnom interakcijom svih početnih čestica sa njihovim direktnim prelaskom u produkte reakcije, već se sastoje od nekoliko elementarnih faza. To se prvenstveno odnosi na reakcije u kojima, prema njihovoj stehiometrijskoj jednačini, učestvuje više od tri čestice. Međutim, čak i reakcije dvije ili jedne čestice često ne slijede jednostavan bi- ili monomolekularni mehanizam, već na složeniji način, odnosno kroz niz elementarnih faza.

Reakcije se nazivaju složenim ako se potrošnja polaznih materijala i stvaranje produkta reakcije odvijaju kroz nekoliko elementarnih faza, koje se mogu odvijati istovremeno ili uzastopno. Štaviše, neke faze se odvijaju uz učešće supstanci koje nisu ni polazne supstance ni produkti reakcije (intermedijarne supstance).

Kao primjer složene reakcije, razmotrite hloriranje etilena kako bi se dobio dihloretan. Direktna interakcija se mora odvijati kroz četveročlani aktivirani kompleks, što uključuje prevazilaženje visoke energetske barijere. Brzina takvog procesa je mala. Ako se atomi formiraju u sistemu na ovaj ili onaj način (na primjer, pod utjecajem svjetlosti), tada proces može pratiti lančani mehanizam. Atom se lako veže dvostrukom vezom i formira slobodni radikal -. Ovaj slobodni radikal može lako otkinuti atom od molekule kako bi formirao konačni proizvod, što rezultira regeneracijom slobodnog atoma.

Kao rezultat ove dvije faze, jedna molekula i jedna molekula se pretvaraju u molekul proizvoda - , a regenerirani atom stupa u interakciju sa sljedećim molekulom etilena. Oba stupnja imaju nisku energiju aktivacije, a ovaj put osigurava da se reakcija odvija brzo. Uzimajući u obzir mogućnost rekombinacije slobodnih atoma i slobodnih radikala kompletan dijagram proces se može napisati kao:

Unatoč svoj raznolikosti, složene reakcije se mogu svesti na kombinaciju više vrsta složenih reakcija, tj paralelne, sekvencijalne i serijsko-paralelne reakcije.

Dva stupnja se nazivaju dosljedan, ako je čestica nastala u jednoj fazi početna čestica u drugoj fazi. Na primjer, u gornjem dijagramu, prva i druga faza su uzastopne:

Dva stupnja se nazivaju paralelno, ako iste čestice učestvuju kao početne čestice u oba. Na primjer, u shemi reakcije četvrta i peta faza su paralelne:

Dva stupnja se nazivaju serijski paralelni, ako su paralelne u odnosu na jednu i konzistentne u odnosu na drugu od čestica koje učestvuju u ovim fazama.

Primjer serijsko-paralelnih faza su druga i četvrta faza ove reakcione sheme.

TO karakteristične karakteristike da se reakcija odvija prema složen mehanizam, odnositi se sledeći znakovi:

Neusklađenost reda reakcije i stehiometrijskih koeficijenata;

Promjene u sastavu proizvoda u zavisnosti od temperature, početnih koncentracija i drugih uslova;

Ubrzavanje ili usporavanje procesa dodavanjem malih količina supstanci u reakcionu smjesu;

Utjecaj materijala i veličine posude na brzinu reakcije itd.

U kinetičkoj analizi složenih reakcija primjenjuje se princip nezavisnosti: „Ako se nekoliko jednostavnih reakcija odvija istovremeno u sistemu, onda se na svaku od njih primjenjuje osnovni postulat kemijske kinetike, kao da je ova reakcija jedina.“ Ovaj princip se također može formulirati na sljedeći način: "Vrijednost konstante brzine elementarne reakcije ne zavisi od toga da li se druge elementarne reakcije odvijaju istovremeno u datom sistemu."

Načelo nezavisnosti vrijedi za većinu reakcija koje se odvijaju po složenom mehanizmu, ali nije univerzalno, jer postoje reakcije u kojima neke jednostavne reakcije utječu na tok drugih (na primjer, spregnute reakcije).

Bitan pri proučavanju složenih hemijskih reakcija ima princip mikroreverzibilnost ili detaljan bilans:

ako u složen proces je instaliran hemijska ravnoteža, tada brzine naprijed i nazad reakcije moraju biti jednake za svaku od osnovnih faza.

Najčešći slučaj složene reakcije će biti slučaj kada reakcija teče kroz nekoliko jednostavnih faza koje se odvijaju sa različitim brzinama. Razlika u brzinama dovodi do činjenice da se kinetika dobivanja produkta reakcije može odrediti zakonima samo jedne reakcije. Na primjer, za paralelne reakcije brzina cijelog procesa je određena brzinom najbrže faze, a za sekvencijalne reakcije - najsporije. Shodno tome, pri analizi kinetike paralelnih reakcija sa značajnom razlikom u konstantama, brzina spore faze se može zanemariti, a pri analizi sekvencijalnih reakcija nije potrebno određivati brzinu brze reakcije.

U sekvencijalnim reakcijama naziva se najsporija reakcija ograničavajući. Limitirajuća faza ima najmanju konstantu brzine.

Ako su vrijednosti konstanti brzine pojedinačne faze složene reakcije su blizu, onda je neophodno potpuna analiza cjelokupnu kinetičku shemu.

Uvođenje koncepta faze koja određuje brzinu u mnogim slučajevima pojednostavljuje matematičku stranu razmatranja takvih sistema i objašnjava činjenicu da se ponekad kinetika složenih, višestepenih reakcija dobro opisuje jednostavnim jednačinama, na primjer, prvog reda.

Povećanje brzine reakcije sa povećanjem temperature obično se karakteriše temperaturnim koeficijentom brzine reakcije, brojem koji pokazuje koliko puta se povećava brzina date reakcije kada se temperatura sistema poveća za 10°C. Temperaturni koeficijent različitih reakcija je različit. Na uobičajenim temperaturama njegova vrijednost za većinu reakcija kreće se od 2...4.

Temperaturni koeficijent se određuje u skladu sa takozvanim “van't Hoffovim pravilom”, koje se matematički izražava jednadžbom

v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,

Gdje v 1 i v 2 – brzine reakcije na temperaturama T 1 i T 2 ; g je temperaturni koeficijent reakcije.

Dakle, na primjer, ako je g = 2, onda kada T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, tj. reakcija je ubrzana 32 puta, a ovo ubrzanje ni na koji način ne zavisi od apsolutnih vrijednosti T 1 i T 2, ali samo na njihovoj razlici.

aktivaciona energija, razlika između prosječne energije čestica (molekula, radikala, jona, itd.) koje ulaze u elementarni čin hemijske reakcije i prosječne energije svih čestica u reagujućem sistemu. Za različite hemijske reakcije E. a. varira u velikoj mjeri - od nekoliko do ~ 10 j./mol. Za istu hemijsku reakciju vrijednost E. a. zavisi od vrste distribucionih funkcija molekula prema energijama njihovog translacionog kretanja i unutrašnjim stepenima slobode (elektronski, vibracioni, rotacioni). Kao statistička vrijednost E. a. treba razlikovati od granične energije, ili energetske barijere, - minimalne energije koju jedan par sudarajućih čestica mora imati da bi se odigrala određena elementarna reakcija.

Arrheniusova jednadžba, temperaturna zavisnost konstante brzine To elementarne hemije reakcije:

gdje je A predeksponencijalni faktor (dimenzija se poklapa sa dimenzijom k), E a- aktivacijska energija, obično pozitivna. vrijednosti, T-abs. temperatura, k-Boltzmannova konstanta. Uobičajeno je davati E a ne po molekulu. i po broju čestica N / A= 6,02*10 23 (Avogadrova konstanta) i izraženo u kJ/mol; u ovim slučajevima u Arrheniusovoj jednačini vrijednost k zamijenjen gasnom konstantom R. Grafikon 1nk naspram 1 /kT(Arrhenius plot) – prava linija čiji je negativni nagib određen energijom aktivacije E a i karakteriše pozitivno. temperaturna zavisnost To.

Katalizator - Hemijska supstanca, koji ubrzava reakciju, ali nije dio produkta reakcije. Količina katalizatora, za razliku od drugih reagenasa, ne mijenja se nakon reakcije. Važno je razumjeti da je katalizator uključen u reakciju. Pružanje više brz način Za reakciju, katalizator reagira s početnim materijalom, rezultirajući intermedijer prolazi kroz transformaciju i konačno se dijeli na proizvod i katalizator. Katalizator tada ponovo reaguje sa početnim materijalom, i ovaj katalitički ciklus se dešava mnogo puta (do milion puta) [ izvor?] se ponavlja.

Katalizatori se dijele na homogena I heterogena. Homogeni katalizator je u istoj fazi sa reagujućim supstancama, heterogeni katalizator formira nezavisnu fazu, odvojenu interfejsom od faze u kojoj se reaguju supstance. Tipični homogeni katalizatori su kiseline i baze. Metali, njihovi oksidi i sulfidi se koriste kao heterogeni katalizatori.

Reakcije istog tipa mogu se javiti i sa homogenim i sa heterogenim katalizatorima. Tako se uz kisele otopine koriste čvrsti Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, aluminosilikati i zeoliti kiselih svojstava. Heterogeni katalizatori sa osnovnim svojstvima: CaO, BaO, MgO.

Heterogeni katalizatori, u pravilu, imaju visoko razvijenu površinu, za koju su raspoređeni na inertnom nosaču (silika gel, aluminijum oksid, Aktivni ugljen i sl.).

Za svaku vrstu reakcije djelotvorni su samo određeni katalizatori. Pored već pomenutih acidobazne, postoje katalizatori oksidacija-redukcija; karakteriše ih prisustvo prelaznog metala ili njegovog jedinjenja (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). U ovom slučaju, kataliza se provodi promjenom oksidacijskog stanja prijelaznog metala.

Disperzni sistem- to su formacije od dvije ili više faza (tijela) koje se potpuno ili praktično ne miješaju i ne reagiraju kemijski jedna na drugu. Prva od supstanci ( disperzovana faza) fino raspoređeni u drugom ( disperzioni medij). Ako postoji više faza, one se mogu fizički odvojiti jedna od druge (centrifugiranje, odvojeno, itd.).

Tipično dispergovani sistemi su koloidne otopine ili solovi. U dispergirane sisteme spada i slučaj čvrstog dispergovanog medija u kojem se nalazi disperzna faza.

Većina opšta klasifikacija disperznih sistema zasniva se na razlici u stanje agregacije disperzioni medij i disperzna faza. Kombinacije tri tipa agregatnog stanja omogućavaju razlikovanje devet tipova dispergovanih sistema. Radi kratkoće, obično se označavaju razlomkom, čiji brojnik označava disperziranu fazu, a nazivnik označava disperzioni medij, na primjer, za sistem "gas u tekućini" prihvaćena je oznaka G/L.

Koloidne otopine. Koloidno stanje je karakteristično za mnoge tvari ako njihove čestice imaju veličinu od 1 do 500 nm. Lako je pokazati da je ukupna površina ovih čestica ogromna. Ako pretpostavimo da čestice imaju oblik lopte prečnika 10 nm, onda kada ukupna zapremina ove čestice 1 cm 3 će imati

površina je oko 10 m2. Kao što je ranije rečeno, površinski sloj karakterizira površinska energija i sposobnost adsorbiranja određenih čestica, uključujući ione

iz rješenja. Karakteristična karakteristika koloidne čestice je prisustvo naboja na njihovoj površini zbog selektivne adsorpcije jona. Koloidna čestica ima složena struktura. Uključuje jezgro, adsorbirane ione, kontrajone i rastvarač. Postoje liofilni (vodič.

korofilni) koloidi, u kojima otapalo stupa u interakciju s jezgrima čestica, polifobni (hidrofobni) koloidi, kod kojih otapalo ne stupa u interakciju s jezgrima

čestice. Otapalo je uključeno u sastav hidrofobnih čestica samo kao solvacijska ljuska adsorbiranih jona ili u prisustvu stabilizatora (tenzida) koji imaju liofobne i liofilne dijelove.

Evo nekoliko primjera koloidnih čestica:

Kako. može se vidjeti da se jezgro sastoji od električno neutralnog agregata čestica sa adsorbiranim ionima elemenata koji čine jezgro (u ovim primjerima joni Ag+, HS-, Fe 3+). Pored jezgre, koloidna čestica ima kontrajone i molekule rastvarača. Adsorbovani joni i protivioni sa rastvaračem formiraju adsorbovani sloj. Ukupni naboj čestice jednak je razlici u nabojima adsorbiranih jona i protujona. Oko čestica se nalaze difuzni slojevi jona čiji je naboj jednak naboju koloidne čestice. Koloidne čestice i difuzni slojevi formiraju električki neutralnu micelu

Micele(deminutiv od lat. mica- čestica, zrno) - čestice u koloidnim sistemima sastoje se od vrlo malog jezgra nerastvorljivog u datom mediju, okruženog stabilizirajućom ljuskom adsorbiranih jona i molekula rastvarača. Na primjer, micela arsenik sulfida ima strukturu:

((Kao 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) x- xH +

Prosječna veličina micela od 10 −5 do 10 −7 cm.

Koagulacija- razdvajanje koloidne otopine na dvije faze - rastvarač i želatinastu masu ili zgušnjavanje otopine kao rezultat povećanja čestica otopljene tvari

Peptizacija je proces prelaska koloidnog sedimenta ili gela u koloidni rastvor pod dejstvom tečnosti ili supstanci koje su joj dodane koje se dobro adsorbuju u sedimentu ili gelu, u ovom slučaju se nazivaju peptizatori (npr. peptizacija masti pod uticaj žuči).
Peptizacija je odvajanje agregata čestica gela (žela) ili rastresitih sedimenata pod uticajem određenih supstanci - peptizatora nakon koagulacije koloidnih rastvora. Kao rezultat peptizacije, sediment (ili gel) postaje suspendiran.

RJEŠENJA, jednofazni sistemi koji se sastoje od dvije ili više komponenti. Prema stanju agregacije, rastvori mogu biti čvrsti, tečni ili gasoviti.

Rastvorljivost, sposobnost supstance da formira homogene smeše sa drugom supstancom (ili supstancama) sa dispergovanom distribucijom komponenti (vidi Rešenja). Tipično, rastvaračem se smatra supstanca koja, u svom čistom obliku, postoji u istom agregacijskom stanju kao i rezultirajući rastvor. Ako su prije rastvaranja obje tvari bile u istom agregacijskom stanju, otapalom se smatra supstanca koja je prisutna u smjesi u znatno većoj količini.

Rastvorljivost je određena fizičkim i kemijskim afinitetom molekula otapala i otopljene tvari, omjerom energije i interakcijom homogenih i različitih komponenti otopine. Po pravilu, slična fizička jedinjenja su međusobno visoko rastvorljiva. and chem. svojstva supstance (empirijsko pravilo „slično se rastvara u sličnom“). Posebno su dobro topljive tvari koje se sastoje od polarnih molekula i tvari s ionskim tipom veze. u polarnim rastvaračima (voda, etanol, tečni amonijak), a nepolarne supstance su dobro rastvorljive. u nepolarnim rastvaračima (benzen, ugljični disulfid).

Rastvorljivost date supstance zavisi od temperature i pritiska odgovara opšti princip promjenjive ravnoteže (vidi Le Chatelier-Brown princip). Koncentracija zasićenog rastvora pod datim uslovima numerički određuje R. supstance u datom rastvaraču i još se naziva. rastvorljivost. Prezasićene otopine sadrže veću količinu otopljene tvari nego što odgovara njenoj topljivosti; postojanje prezasićenih otopina je posljedica kinetike. poteškoće sa kristalizacijom (vidi Postanak nove faze). Za karakterizaciju rastvorljivosti slabo rastvorljivih supstanci koristi se proizvod aktivnosti PA (za rastvore bliske po svojim svojstvima idealnim - proizvod rastvorljivosti PR).