Энергетический профиль реакции энергия активации уравнение аррениуса (4 видео)

Содержание

Активность
Энергия активации. Энергетический профиль реакции.
Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции
Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции
📺 Видео

Видео:Влияние температуры на скорость химических реакций. 10 класс.Скачать

Активность

Сущность каталитического действия наглядно видна из сравнения энергетических профилей протекания каталитической и некаталитической реакции АàВ (Рис 1-3).

Рис. 1-3. Энергетические профили каталитической и некаталитической реакции А à В.

На координате реакции в точках 0 и 1 находятся, соответственно, исходное вещество А и продукт реакции В. В стабильном состоянии молекулы А и В существуют в так называемых потенциальных ямах. Превращение А в В можно представить как перевал через точку пересечения стенок потенциальных ям. Энергия исходного реагента А должна увеличиться на величину Е (энергия активации некаталитической реакции), что приводит к появлению переходного состояния АВ. Только после этого А может попасть в потенциальную яму вещества В, что и приводит к появлению продукта В.

При внесении в систему катализатора (К) последний взаимодействует с А с образованием промежуточного вещества Р, которое, в свою очередь превращается в продукт В с регенерацией К. При этом энергетический профиль каталитической реакции проходит уже через два максимума с энергиями активации Е₁ и Е₂.

Согласно общей термодинамической теории скоростей реакций, предельная удельная скорость реакции k₀ экспаненциально зависит от :

(1.1)

Таким образом, поскольку Е₁ и Е₂ меньше Е, то участие катализатора в химическом превращении приводит к экспоненциальному возрастанию скорости реакции.

Активность катализатора это мера того, как (в какой степени) тот или иной катализатор ускоряет данную реакцию.

Самый очевидный способ определения активности вытекает из представлений о кинетике химических реакций. Скорость реакции (r) по какому либо из веществ (например по реагенту А) определяют как изменение количества вещества в единицу времени в единице реакционного объема (или на единице массы катализатора):

, моль/(л . с)- для гомогенного катализатора (1.2)

, моль/(кг . с)-для гетерогенного катализатора (1.3)

где: dn_A – изменение количества вещества (моль), d — приращение времени (с), V — объем реакционной массы (л).

Согласно закону действующих масс, скорость реакции равна произведению константы скорости (k) и концентраций реагентов в соответствующих степенях (f(C_i)):

(1.4)

Показатели степени при концентрациях (n_i), входящих в кинетическое уравнение, называют порядком реакции по данному реагенту. Часто порядок по реагенту совпадает с его стехиометрическим коэффициентом в химическом уравнении реакции.

Константа скорости реакции зависит от температуры по уравнению Аррениуса:

Согласно уравнениям 1.4 и 1.5 активность катализаторов можно характеризовать:

— величиной скорости реакции

— величиной константы скорости

— величиной энергии активации

Очевидно, что первые два параметра имеет смысл сравнивать только при одинаковых условиях проведения реакции (температура, концентрации участников реакции).

При сравнении каталитической активности по значениям скорости реакции чаще всего используют значения скорости в начальный момент времени — «нулевой точке» (r₀). Эти значения численно равны тангенсу угла наклона касательной (tga), проведенной в нулевой точке к кинетической кривой. Например, на рисунке 1-4 изображены три кинетические кривые для реакции АàB, катализируемой тремя разными катализаторами (К₁, К₂ и К₃). В начальной точке к трем графикам построены касательные. Соответствующие значения r₀ вычисляют следующим образом:

(1.6)

Так как в данном примере r 1 ₀ > r 2 ₀ > r 3 ₀ , то катализаторы можно расположить в следующий ряд по активности: К₁ > К₂ > К₃ .

Рис. 1-4. Кинетические кривые реакции АàВ в экспериментах с различными катализаторами: 1 — К₁, 2 — К₂, 3 — К₃.

Константы скорости, как меру активности катализаторов, имеет смысл сравнивать только при одинаковой температуре. Вычислить значение константы скорости можно, согласно уравнению (1.4), делением найденного экспериментально значения скорости реакции (r) на произведение концентраций реагентов в соответствующих степенях.

Важной мерой активности катализатора является число превращений (Turnover Number — TON). Это число молекул вещества реагирующего в единицу времени на одном активном центре катализатора:

(1.7)

где: n * _КАТ — количество активных центров катализатора.

Число превращений может быть также вычислено как отношение скорости реакции к концентрации активных центров:

(1.8)

Эта характеристика удобна для гомогенного катализа, так как в этом случае можно точно измерить концентрацию активных центров (фактически, концентрацию катализатора).

Для гетерогенного катализатора это не так просто, так как количество доступных активных центров зависит от множества факторов, таких как структура катализатора, удельная поверхность, дисперсность и т.д.

Для сравнения активности гетерогенных катализаторов, для экспресс оценки их эффективности (так называемого скрининга), для оптимизации условий эксплуатации, для изучения дезактивации наиболее удобны следующие характеристики:

— конверсия при постоянных условиях;

— объемная скорость при постоянной конверсии;

— удельная производительность катализатора;

— температура, требуемая для достижения равной конверсии.

Степенью конверсии или просто конверсией (Х) исходного вещества называют отношение количества прореагировавшего вещества к исходно взятому его количеству.

где F — мольный поток вещества А, моль/с.

Объемная скорость (U) является важной эксплуатационной характеристикой для непрерывных реакторов. Вычисляют ее как отношение объемного потока на входе в реактор (W₀) к объему реактора (V_КАТ) или к массе загруженного в него гетерогенного катализатора (m_КАТ):

,[1/с] или [м 3 /кг . с] (1.11)

Так как время пребывания в реакторе (t₀) можно вычислить как:

(1.12)

то объемная скорость равна величине, обратной времени пребывания в реакторе (t₀):

, [1/с] (1.13)

На рисунке 1-5 представлены результаты испытания двух катализаторов(Кат1 и Кат2) в виде зависимостей Х от U и t₀. Видно, что при одних и тех же нагрузках реактора t_0,1 (U₁) с катализатором Кат1 достигается степень конверсии Х₁ , а с катализатором Кат2 — конверсия Х₂. Причем Х₁ > Х₂. Если сравнивать эксперименты при одинаковой степени конверсии Х₁, то на катализаторе Кат1 она достигается при t_0,1 (U₁), а на катализаторе Кат2 при t_0,2 (U₂). При этом t_0,1 U₂). Следовательно активность катализатора Кат1 выше активности Кат2.

Рис. 1-5. Сравнение активностей двух катализаторов (Кат1 и Кат2) по зависимостям степени конверсии от времени пребывания (объемной скорости).

Следующей важной характеристикой активности является удельная производительность катализатора (g), равная количеству продукта реакции (в молях или кг) производимому в единицу времени единицей объема или единицей массы гетерогенного катализатора:

, (кг или моль)/((л или кг)с) (1.14)

где: G_ПРОД — массовый поток продукта на выходе из реактора, кг/с; F_ПРОД — мольный поток продукта на выходе из реактора, моль/с; V_КАТ (m_КАТ)- объем (масса) загруженного в реактор катализатора, л(кг).

Эта величина удобна для сравнения каталитических реакторов различных конструкций и размеров и очень часто применяется для характеристики активности промышленных катализаторов.

Так же важной характеристикой активности катализаторов является температура, необходимая для достижения одинаковой конверсий. Чем ниже требуемая температура тем активнее катализатор. Однако, этим методом нужно пользоваться достаточно осторожно, так как при изменении температуры в широких пределах может измениться не только кинетика реакции, но и маршрут ее протекания.

Дата добавления: 2015-01-29 ; просмотров: 57 ; Нарушение авторских прав

Видео:Порядок реакции и энергия активацииСкачать

Энергия активации. Энергетический профиль реакции.

Реакции происходят в результате непосредственного столкновения молекул. Однако не все столкновения приводят к химическому взаимодействию. Образованию новых веществ способствуют только молекулы, обладающие достаточным запасом энергии. Такие молекулы называются активными молекулами.

Та минимальная энергия, достаточная для начала химической реакции называется энергией активации и выражается в ккал или кДж. Чем меньше энергия активации, тем быстрее идет реакция.

В реакциях, где энергия активации больше, чем 150 кДж при t=25°С скорость очень мала или практически эти реакции не протекают. В реакциях, где энергия активации меньше 60 кДж, скорость очень большая (взрыв).

Величина энергии активации Еа зависит от природы реагирующих элементов и служит характеристикой каждой реакции.

Читайте также:

АКТИВНОСТЬ ВОДЫ НЕКОТОРЫХ ВИДОВ ПРОДУКЦИИ ОБЩЕСТВЕННОГО ПИТАНИЯ
Активность и коэффициентов активности компонента
Активность личности
В. Внутренняя активность лекарственных веществ. Понятие об агонистах и антагонистах рецепторов
Глава III. Инновационная активность как базовый компонент экономической устойчивости региона в современных условиях
Двигательная активность — врожденная биологическая потребность. Функции двигательной активности (моторная, творческая, тренирующая, стимулирующая, защитная).
Двигательная активность и здоровье
Естественная радиоактивность горных пород.
Животные, активность которых зависит от времени суток, бывают с дневным, ночным и сумеречным образом жизни.

Энергетический профиль реакции энергия активации уравнение аррениуса

Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием

Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукты реакции С и Д они должны преодолеть энергетический барьер МL. На это затрачивается энергия активации Еа. При этом в ходе реакции из частиц реализующих веществ, образуется промежуточная неустойчивая группировка — активированный комплекс (рис.2.6).

Этот комплекс распадается с образованием конечных продуктов, причем выделяется такое количество энергии, которое позволяет конечным продуктам спуститься до уровня средней энергии конечных продуктов.

Т.о. изменение продуктов можно выразить в виде схем для эндотермической и экзотермической реакции (рис.2.7, 2.8).

Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Еа и идут медленно. Это относится ко многим взаимодействиям, как

скорость которых при стандартных условиях равна 0.

Малыми значениями Еа и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах

Катализ

Общие понятия.

Катализом называется ускорение скорости реакции в присутствии специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.

Эти вещества только ускоряют скорость реакции, но не расходуются в результате ее протекании.

Катализаторы могут участвовать в образовании промежуточных продуктов реакции, но к концу взаимодействия полностью регенерируются.

Замедление реакций осуществляется при помощи ингибиторов(отрицательных катализаторов).

– При катализе не изменяется величина теплового эффекта реакции.

– Если катализируемая реакция обратима, катализатор не влияет на равновесие, не меняет Кр и равновесных концентраций компонентов системы. Он в равной степени ускоряет прямую и обратную реакцию.

– Катализаторы действуют избирательно, селективно.

Катализатор, активно ускоряющий одно взаимодействие, безразличен к другому.

Из одних и тех же веществ можно получить различные продукты, применяя разные катализаторы.

Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность катализатора их называют каталитическими ядами – соединения мышьяка, свинца, цианида.

Добавки, увеличивающие активность катализатора называют промоторами.

Активность, селективность и срок службы катализатора во многом зависит от температуры каталитической реакции.

Существуют катализаторы, не обладающие специфичностью, их называют универсальными. К ним относятся металлические Nl, Pt, палладий, которые катализируют процессы гидрирования, окисления. Многие процессы являются автокаталитическими. В этих реакциях катализатором служит один из продуктов.

Цепные реакции

Под цепными реакциями понимают такие химические реакции, в которых появление промежуточно-активной частицы вызывает большое число (цепь) превращений исходныхмолекул.

В качестве активной частицы выступают свободные атомы, возбужденные молекулы –радикалы – частицы, имеющие один неспаренный электрон.

Большую роль в создании учения цепных реакций сыграли работы

Н. Н. Семенова и С. Хиншельвуда, которые за исследования в этой области получили Нобелевскую премию (1956 г).

Цепные реакции составляют основу многих практически важных процессов (крекинга, полимеризации, сгорания топлива и т. п.).

Различают 3 типа цепных реакций:

1. С неразветвленными цепями

2. С разветвленными цепями

3. С вырожденно-разветвленными

Каждый тип реакций включает 3 этапа — зарождение цепей, их развитие и обрыв.

Химические процессы с неразветвленными цепями можно рассмотреть на примере взаимодействия между водородом и хлором:

Подумайте, какая молекула — водорода или хлора — может распасться на атомы. Энергия связи молекулы водорода равна 436 кДж/моль, хлора 243. Конечно, будет происходить распад молекулы хлора.

Если смесь и храниться в темноте, то указанная реакция при обычных температурах не протекает. Для бурного течения этой реакции достаточно ввести в смесь ничтожное количество паров металлического натрия.

Схему реакции по этапам можно записать так:

а) зарождение цепи

б)

в)

г)

д)

е)

ж)

На первом этапе в реакциях зарождения цепей (а) образуется активная частица – свободный радикал или атом (С1). Большая скорость цепных реакций объясняется высокой реакционной способностью активных частиц.

На втором этапе развития реакций (б-г) активная частица реагирует с молекулой исходного вещества с образованием молекулы продукта с новой активной частицей. Регенерированная новая частица снова реагирует с молекулой и т. д. Таким образом, образуется неразветвленная цепь с

большим числом звеньев.

Энергия активации взаимодействия радикалов или атомов с молекулами не превышает 40 кдж/моль. Длина цепи из элементарных химических реакций достигает 10 тысяч и сотен тысяч звеньев.

На третьем этапе происходит обрыв цепей (д-ж). Она происходит в результате соединения (рекомбинации) атомов в объеме реактора, захвата его стенкой с последующей рекомбинацией на стенки, образованием неактивного радикала при взаимодействии активных частиц с примесями (они играют роль ингибиторов).

Дата добавления: 2018-11-25 ; просмотров: 2445 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Видео:Использование уравнения Аррениуса для решения задач (1/2). Химия для поступающих.Скачать

Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции

Видео:Скорость реакции. Химия – ПростоСкачать

Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции

Уравнение Аррениуса. Энергия химической активации Вы. Формулы (V.19) и (V.20) являются только приблизительными Зависимости u = f (T) и k = f (T). Зависит от функции Константа скорости химической реакции k от температуры Обновлено шведским ученым С. Аррениусом (1889): * = (V. 2 1) Где А — предэкспоненциальный фактор. EA-acty energy.

Реакция реакции; Т — абсолютная температура К. В химической кинетике часто используется уравнение Арре. Хорошая логарифмическая форма; в * = -E>, / RT + nA. (V.22) Из уравнения (V.22) зависимость постоянной равна Температура роста химической реакции встроена в кору Создайте чернила / T, линейные (рисунок V.3). Эта зависимость Энергию активации реакции Ea можно определить по тангенсу угла.

Наклон линии вдоль разреза и предэкспоненциальный множитель А Если ku, 1/7 = 0, обрезать вертикальную ось. Людмила Фирмаль

Исследование советских химиков (В. И. Гольданский и др.) Ультранизкая температура (ниже точки кипения азота -77 К) показала Закон Аррениуса для серии взаимодействий при очень низких температурах Остановите поведение, потому что 1 р / г зависит от 1 / т. Рис, v.u. Зависит от Химическая скорость Температура реакции Рига V.4. ^ Постоянная зависимость Скорость реакции от темпа Отклонение от Ирати: Аркениус (Рисунок V L) нелинейный.

Скорость таких реакций низкая Температура (Т ^ 10К) составляет Уравнение Аррениуса. Уравнение Аррениуса имеет две [величины; £ a и A Некоторые характеристики каждой реакции. Их фи Логический смысл получается по следующим причинам: Неплохо Предпосылки для инициирования химических взаимодействий между Две молекулы должны столкнуться.

Но не все Молекулярные столкновения заканчиваются действием химических взаимодействий Действия, то есть не все коллизии действительны. Также процент Как правило, общее количество эффективных столкновений Незначительный, большинство столкновений между молекулами Не вызывает реакции. Это можно легко проверить, рассчитав Возможное число на основе газовой кинетики.

Молекулярные столкновения и соответствующие скорости Сравните реакцию, затем ожидание (с расчетом 100% Эффективность) фактическая скорость; первое во мне Последние несколько раз. Аррениус предположил, что химический Действия выполняются только между этими конфликтами Молекулы, которые достигли определенной энергии.

Характерный уровень этой реакции, ее энергия Барьеры. Если такая молекула считается активной, эффект Столкновения происходят только между активами Pattern. Все молекулы в системе с низким накоплением энергии Энергетический барьер реакции находится в особом состоянии, Обычно это называется переходным состоянием или активным состоянием.

Комплекс, можно предположить, что система настроена Институт Активации комплекса характеризуется тем, что он в нем Уже нет исходного материала, но нет продукта реакции [1; Исходный материал передается продукту реакции. Принципиальная схема Переход лыж от исходных материалов A и B к продукту реакции C А через активированный комплекс А …

В состояние Иллюстрация льна. D.5 *. R. При взятии среднего уровня энергии исходной молекулы Вещество в системе равно £ |, а средняя энергия перехода Разность состояний E’-E представляет энергию Активация этой реакции, системная энергия (рисунок U.5) Переходное состояние максимально. Это значит Купальные сооружения очень нестабильны.

В процессе реакции он Расширяется до произведения взаимодействий C и O. На рассмотрении В этом примере средний уровень энергии молекул продукта реакции Е 2 ниже среднего уровня энергии исходной молекулы Вещество E . Это означает, что процесс будет продолжен с назначением Энергия (экзотермическая реакция). Средняя энергия молекул продукта реакции £ 2.

Может быть выше, чем средний энергетический уровень молекулы источника Детали E 1 (рисунок U.b). Процесс переходит к поглощению энергии. Гии (эндотермическая реакция) из окружающей среды. разница £ 2-¿ 1 равно тепловому эффекту процесса АЭ. Энергия активации является одним из основных параметров. ry характеризует скорость химического взаимодействия. стабилитрон Активация Процесс активации зависит от характера реакции Висячие.

Чем выше энергия активации, тем меньше Равное условие) скорость реакции. Энергия активации Необходим в основном для ослабления химических связей Преодоление отталкивания с исходным материалом Электроны, генерируемые, когда молекулы и атомы объединяются Предотвращает взаимодействие веществ и их столкновения. Реакция между веществами, которые обычно имеют сильные ковалентные связи Облигации £ Медленно.

Это относится ко многим взаимодействиям Взаимодействие с органическим веществом Н2 + У2 0 2 = П20 и л и Н 2 + ЗЫ2 = 2НХ², скорость равна Стандартное условие практически нулевое. небольшой „„ И очень высокая скорость характеризуется ионами Взаимодействие в электролите (например: + 5 0 4 ’= $ 04 или Ag при * * + SG ‘= AgCl).

Это В связи с тем, что противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу. Людмила Фирмаль

Будьте друзьями и не нужно тратить энергию на преодоление силы Отталкивание взаимодействующих частиц. Простой расчет энергии активации химической реакции Согласно уравнению Аррениуса (U.22) значение известно Константы скорости k / -и k-1 при разных температурах: кг: I—, / I 1 (D.23) • nramot () и [) обрабатывают координаты реакции. Ход реакции. Axhibiro Bunny. С комплексом … LN 0 Координаты реакции Рис, д.5.

Диаметр энергии Граммы лихорадки Акии Координаты реакции Рисунок D.6. Диаметр энергии Грамм для эндотермы реакция Дает энергию активации нескольких химических реакций После: N20, -2N02, Hg + 12 ^ 2H1 C2H4 + I2 — CrNb, 2H1-Hg + b. C2H5Br ^ C2H4 + HBr. C H 4 C + 2H, Е д = 54,4 кДж / моль, £ = 165,5 кДж / моль, EV = 180,5 кДж / моль L ‘= 186,4 кДж / моль, £ = 218,0 кДж / мл £ = 334,7 кДж / моль, Обычно реакция ->! При 50 кДж / моль, Не протекать при комнатной температуре.

Замечательная энергия активации Это расстройство движения, Многие химические взаимодействия не остывают Рассмотрено с точки зрения химической термодинамики (DO •