Элементарные стадии химических реакций основы теории

2. Элементарные стадии химических реакций (основы теории)

При записи механизма реакции или при выдвижении набора механизмов (набора гипотез о механизмах) необходимо учитывать основные теоретические положения (постулаты, законы, принципы) и эвристические правила, которые позволяют оценить вероятность отнесения той или иной реакции к элементарным стадиям. Количественный ответ на этот вопрос дают пока еще очень трудоемкие профессионально выполненные квантово-химические расчеты. Поэтому использование простых правил и представлений о реакционной способности очень полезно.

В этом разделе мы рассмотрим очень кратко основные выводы и следствия различных теорий элементарной стадии, повторив и основные понятия химической кинетики.

Основные понятия химической кинетики

Концентрация вещества C определяется количеством молекул (или молей) в единице объема.

Число частиц должно быть большим, чтобы величину концентрации С можно было рассматривать как величину статистическую и одинаковую в любой части реакционного объема.

В системе устанавливается равновесное распределение частиц по внутренним степеням свободы (энергиям) и по скоростям поступательного движения – максвелл-больцмановское распределение (МБР). Между возбужденными и невозбужденными состояниями устанавливается статистическое (термическое) равновесие, характеризуемое одной температурой. Если химические реакции не нарушают термического МБР, то кинетику таких реакций называют “равновесной”. К равновесной кинетике относятся большинство реакций в газах, растворах и на поверхности при T < 1000^о С. Неравновесная кинетика исследует фотохимические, плазмохимические реакции, процессы горения и взрыва.

Взаимодействие нескольких частиц (реагентов) с образованием молекул (частиц), называемых продуктами реакции, проходящее через один потенциальный барьер, называют элементарным актом химического процесса. Многократное повторение таких актов с участием большого числа молекул (частиц), называют элементарной реакцией или элементарной стадией (ЭС).

Число участников (реагентов) ЭС называют молекулярностью ЭС. Молекулярность m есть сумма стехиометрических коэффициентов участников ЭС ().

Скорость реакции. Изменение количества молей i-того участника стадии (∆n_i ) в результате химической реакции определяется скоростью r_i образования или расходования n_i , временем реакции t и объемом V:Dn_i = j(r_i , t, V). Поэтому скорость реакции r_i есть производная второго порядка от n_i по V и t:

(1)

Если r_i одинакова по всему объему и V = const (закрытая система), то Dn_i µV, и дифференцирование по V заменяется делением на V:

(2)

Если в открытой системе реакция стационарна, то Dn_i µt, и дифференцирование по t заменяется делением на t (реактор идеального вытеснения):

(3)

где F_i – мольный поток ().

Если выполнены оба условия (безградиентный проточный реактор, реактор полного смешения), то скорость или .

Скорость j-той стадии при V = const есть производная степени глубины реакции c по времени в единице объема

, где (4)

отсюда

(5)

Изложенные соображения справедливы и для участников итоговых уравнений стационарных, квазистационарных и нестационарных реакций.

Основные законы, постулаты и принципы

Рассмотрим основные законы, постулаты, принципы и эвристические правила, лежащие в основе теории элементарной стадии:

Законы сохранения массы и элементов в ходе химической реакции (в закрытой системе):

(6)

(7)

где – вектор-строка стехиометрических коэффициентов участников реакции, – вектор-столбец молекулярных масс участников реакции, H – атомная (молекулярная) матрица.

Закон сохранения энергии

Закон действия масс (Гульдберг–Вааге, Вант-Гофф). Согласно этому закону скорость элементарной стадии в одном направлении пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам в уравнении стадии

(8)

Для реакции (9)

(10)

где k⁺ – константа скорости (удельная скорость при = 1). Сумма b_i соответствует молекулярности реакции, а показатель b_i называют порядком реакции. В случае ЭС суммарный порядок совпадает с молекулярностью.

- Постулат о необходимости соударений молекул (частиц) для реализации химического превращения. Даже в случае мономолекулярных реакций основой всех теорий считается схема Линдеманна-Христиансена, согласно которой молекула реагента А в реакции А ® В приобретает необходимую для превращения в В энергию в результате столкновения с любыми молекулами М (инертного газа, продукта и с другой молекулой реагента).

В случае квазистационарности по [А^* ]

(11)

При больших концентрациях М (больших давлениях)

k_–1 [M] >> k₂ и .

При низких концентрациях М лимитирующей становится первая стадия в прямом направлении с уравнением 2^го порядка. Вероятность соударений двух молекул в бимолекулярной реакции или фактор соударений см³ /сек существенно ниже фактора (вероятности) тройных соударений см⁶ /сек, поэтому вероятность таких реакций ни

Внимание, отключите Adblock

Вы посетили наш сайт со включенным блокировщиком рекламы!
Ссылка для скачивания станет доступной сразу после отключения Adblock!

Скачать