TOATE REFERATELE - ADAUGA REFERAT

REACTII CHIMICE - Chimie

I.           INTRODUCERE

 

În decursul anilor în care am învăţat chimie am efectuat o serie de reacţii chimice care au fost reprezentate prin ecuaţii stoechiometrice. În acestea indicându-se reacţii şi produşi de reacţie. În marea majoritate a acestora transformarea reactanţilor în produşi avea loc într-un foarte scurt timp. Un studiu atent al reacţiei chimice arată totuşi că în alte cazuri este nevoie de un interval de timp apreciabil pentru atingerea stării finale. Toate fenomenele ce se petrec în timp se caracterizează prin viteză.

 

 

II.     TEORIA CIOCNIRILOR. COMPLEX ACTIVAT. ENERGIA DE ACTIVARE.

 

Teoria ciocnirilor se referă la întâlnirea reactanţilor pentru a forma o reacţie chimică. În general, pentru ca o reacţie chimică să se producă, este necesar ca o serie de legături dintre particule să se rupă, iar altele să se formeze. Conform teoriei cinetico-moleculare, particulele constituente ale materiei sunt într-o continua mişcare având energii diferite. Înlumina acestei teorii, redistribuirea legăturilor chimice are loc în urma ciocnirii dintre particulele reactante. Nu toate dintre particulele reactante sunt eficace, astfel încât să conducă la produşii finali de reacţie. Particulele care se ciocnesc trebuie să aibă de asemenea o orientare (un unghi) favorabila formării produşilor de reacţie, adică redistribuirii legăturilor chimice.

 

Fig. 1 Ciocniri între molecule:

a – ciocniri neeficace; b – ciocnirii eficace; c – structura moleculei obţinute.

 

 

 

 

 

Conform teoriei complexului activat, pentru  a avea loc o reacţie chimică, particulele reactante trebuie să se ciocnească, dar nu toate ciocnirile sunt eficace, ci numai acelea care satisfac condiţia geometrică şi cea energetică.
Dacă energia particulelor care se ciocnesc depăşeşte o anumită valoare E – denumită energie de activare – reacţia se produce, iar particulele care satisfac această condiţie sunt activate. Prin ciocnirea dintre acestea se formează o asociaţie temporară bogată în energie, denumită complex activat.
Particulele care se ciocnesc au o anumită energie cinetică. Prin ciocnire o parte din energia cinetică se transformă în energie potenţială a complexului activat. Dacă moleculele care se ciocnesc au o energie scăzută, legăturile existente nu pot fi rupte, după ciocnire particulele se separă fără o modificare a structurii acestora. În cazul în care particulele care se ciocnesc au o energie suficient de mare, pentru a se produce ruperea legăturilor existente şi formarea altora noi, au loc reacţii chimice. Această energie minimă a particulelor, necesară pentru formarea complexului activat, se numeşte energie de activare.

 


Fig. 2 Formarea complexului

 activat:
a – reacţia chimică nu are loc;
b – reacţia a avut loc.

 

 

 

 

 

 

 


Se considerăm cazul general al unei reacţii de tipul:

ReactanţiÞ Produşi

Pentru toate reacţiile chimice, exoterme şi endoterme, complexul activat este starea cu energia cea mai ridicată, atât faţă de reactanţi cât şi faţă de produşi. Prezentarea grafică a variaţiei energiei potenţiale a sistemului în funcţie de o coordonată de reacţie:  

 

                                                                                                                         

 

 

 

 

 

 

 

 

Fig. 3 Variaţia energiei potenţiale în reacţiile chimice:
a – DH = EP – ER   (reacţie exotermă) 
b -- DH = EP –Ea   (reacţie endotermă)
Moleculele reactante au o energie potenţială medie ER. Prin ciocnirea moleculelor energia potenţială a sistemului creşte, întrucât trebuie şa se efectueze un lucru pentru a învinge repulsiile electrostatice ale norilor electronici ai particulelor reactante, deci o parte din energia cinetică se transformă în energie potenţială. Moleculele activate formează complexul activat cu energia E*. Fiind instabil, complexul activat se descompune în produşi de reacţie cu energie potenţială medie EP mai scăzută.
Energia de activare a procesului este egală cu diferenţa dintre energia    complexului E* şi energia reactanţilor: Ea = E* - ER. Căldura de reacţie DH, atât pentru reacţiile exoterme cât şi pentru reacţiile endoterme este independentă de viteza de reacţie şi de energia de activare.

 

 

III.                      VITEZA DE REACTIE

 

Observaţiile experimentale arată că transformarea unor reactanţii în produşi corespunzători de reacţie necesită un timp îndelungat.

Pentru a pune în evidenţă desfăşurarea unei reacţii chimice în timp este suficient să măsurăm  concentraţia unui reactant sau a unui produs în diferite momente.

Se poate aprecia viteza de transformare a diferiţilor reactanţi măsurând variaţia concentraţiei acestora în unitatea de timp. Această mărime care indică variaţia concentraţiei reactanţilor sau produşilor în unitatea de timp se numeşte viteza de reacţie.

Viteza este totdeauna o viteza pozitivă. Convenţional se atribuie vitezei de reacţie semnul plus când se referă la creşterea concentraţiei produşilor şi semnul minus, când se referă la scăderea concentraţiei reactanţilor:

  

                                     Dc – variaţia concentraţiei molare

                                     Dt – variaţia timpului

 

Viteza de reacţie se exprimă în mol/L*s sau mol/L*min.

În general, pentru o reacţie de tipul:

aA + bB Þ cC + dD

se verifică relaţia:

 

 

 


IV.     Factorii care influenteaza
viteza de reactie

 

IV.1. influenta concentratiei reactantilor asupra vitezei de reactie

 

În cadrul experimentelor pe care le-am efectuat am observat că viteza de reacţie depinde de concentraţia reactanţilor. În general, când se măreşte concentraţia acestora, viteza de reacţie creşte.

Conform teoriei ciocnirilor, viteza unei reacţii este dată de numărul ciocnirilor eficace ce au avut loc în unitatea de timp. Prin mărirea coeficienţilor unuia dintre reactanţi sau a ambilor numărul particulelor din unitatea de volum creşte, deci probabilitatea ca acestea să se ciocnească în unitatea de timp este mai mare. În consecinţă viteza de reacţie creşte cu mărirea concentraţiei.

Timpul de reacţie este considerat timpul scurs de la amestecarea reactanţilor până la apariţia primelor particule de produşi.

 

IV.1. 1. Ordinul de reactie. Molecularitate.

 

Exemplu reacţia oxidului de carbon cu dioxidul de azot:

CO(g) + NO2(g) ® CO2 + NO(g)

Să considerăm o reacţie de tipul:

mA + nB  Þ Produşi

 în care a şi b sunt coeficienţi stoechiometrici ai reactanţilor A şi B. Pentru acest tip de reacţie viteza va depinde de concentraţiile lui A şi B la anumite puteri şi de alţi factori. Acţiunea tuturor acestor factori se înglobează într-o constantă k – denumită constantă de viteză iar expresia vitezei de reacţie se scrie:

v = k × [A]m × [B]n
[A] şi [B] reprezintă concentraţiile molare ale reactanţilor; m, n sunt coeficienţii stoechiometrici sau ordine parţiale de reacţie. Ordinul total de reacţie se obţine însumând ordinele parţiale
nA + nB = n

Ordinele parţiale de reacţie diferă uneori de coeficienţii stoechiometrici a respectiv b. Suma coeficienţilor a + b = m reprezintă molecularitatea reacţiei.

 

IV.1. 2. Clasificarea reactilor chimice din punct de vadere cinetic

Din punct de vedere cinetic reacţiile se pot clasifica după ordin în reacţii de ordinul 1, de ordinul 2 etc. de asemenea s-au pus în evidenţă şi ordine de reacţie fracţionare. Reacţiile se pot clasifica şi în funcţie de  molecularitate în reacţii monomoleculare, dimoleculare etc. Ordinul de reacţie coincide cu molecularitatea numai în cazul reacţiilor simple, care decurg într-o singură etapă.

A.   Reacţii de ordinul I

Exemplu descompunerea bromurii de etil:

C2H5Br ® C2H4 + HBr

Expresia generală a unei reacţii de acest tip este:

A ® Produşi

pentru acest tip ecuaţia de viteză unde k1 este constanta de viteză pentru reacţiile de ordinul I are forma:

v = k1[A]

Reacţiile de ordinul I se caracterizează prin timpul de înjumătăţire t1/2, mărime definită ca timpul în care a reacţionat jumătate din cantitatea iniţială de substanţă. Pentru reacţiile de ordinul I aceasta este o constantă specifică fiecărei reacţii, caracteristică dependentă numai de:

 

 

 


B.    Reacţii de ordinul II

Exemplu formarea acetatului de etil:

CH3COOH + C2H5OH ® CH3COOC2H5 +H2O

Expresia generală a unei reacţii de acest tip este:

A +B ® Produşi

pentru acest tip ecuaţia de viteză unde k2 este constante de viteză pentru reacţiile de ordinul II are forma:

v = k2 × [A] × [B]

 

IV.1. 3. Mecanisme de reactie

O reacţie chimică poate avea loc într-o singură etapă, sau în mai multe etape. Suma ecuaţiilor etapelor intermediare reprezintă ecuaţia stoechiometrică globală. Astfel, unei reacţii care are loc în urma unui proces care se desfăşoară în două etape de forma:

A + A ® C                         C + B ® D

îi corespunde următoarea ecuaţie stoechiometrică:

2A + B ® D

Elucidarea mecanismului unei reacţii prin punerea în evidenţă a etapelor intermediare şi a speciilor active (C în exemplu) constituie una dintre problemele cele mai dificile cu care este confruntată cinetica chimică.

Dacă una din etape este mai lentă (în cazul exemplificat 1) ea este determinată de viteză, deci ea controlează viteza de reacţie.

 

 

IV.2. influenta temperaturii asupra vitezei de reactie

 

În general viteza reacţiilor chimice se modifică considerabil sub acţiunea temperaturii. Marea majoritate a reacţiilor chimice au loc cu o viteză mai mare la temperaturi mai ridicate. Creşterea temperaturii produce o creştere a vitezei particulelor reactante şi a energiei cinetice. Numărul ciocnirilor eficace dintre particulele care ating energia de activare Ea creşte în unitatea de timp, deci viteza procesului creşte de asemenea.

Influenţa temperaturii asupra vitezei de reacţie apare în constanta de viteză K. Dependenţa constantei de viteză de temperatură este dată de ecuaţia lui Arrhenius:

K = A × eEa/RT

unde Ea  este energia de activare, T – temperatura absolută, R – constanta gazelor ideale, iar A este o constantă caracteristică fiecărei reacţii (A = r × Z; Z este numărul de ciocniri pe care moleculele le execută într-o secundă şi r este fracţiunea de ciocniri eficace).

 

 

IV.3. influenta suprafetei de contact asupra
vitezei de reactie

 

Suprafaţa de contact este un factor care influenţează considerabil viteza reacţiilor chimice, în sistem eterogen.

În soluţie reactanţii se amestecă la nivel molecular iar reacţia decurge cu viteză mare, deoarece probabilitatea ciocnirii a două particule este foarte mare în masa fluidului. În amestecul pulverulent reacţia nu are loc în întreaga masă a sistemului, ci este localizată la nivelul punctelor în care granulele substanţelor vin în contact. În cazul cristalelor numărul punctelor de contact este şi mai mic.

 

 

IV.4. influenta catalizatorilor asupra
vitezei de reactie

 

IV.4. 1. Clasificarea reactiilor catalitice

Catalizatorii sunt substanţe care modifică viteza reacţiilor chimice, acţionând asupra mecanismului lor. Aceştia participă la reacţia chimică, dar se regăsesc cantitativ la sfârşitul ciclului de reacţie. Sistemul reactanţi-catalizatori poate fi format dintr-o singură fază (porţiune omogenă dintr-un sistem, separată de restul sistemului prin suprafeţe de separare) sau din faze diferite (solid-gaz, solid-lichid, etc.).

Reacţiile în care catalizatorul şi reactanţii aparţin aceleiaşi faze se încadrează in cataliza omogenă, iar cele în care catalizatorul constituie o fază independentă în cataliză eterogenă.

 

IV.4. 2. proprietatile generale ale catalizatorilor

Orice catalizator este caracterizat prin activitate catalitică. Aceasta se poate măsura ca viteza de reacţie exprimată prin numărul de molecule ce reacţionează în unitatea de timp pe unitatea de spaţiu de reacţie.

Activitatea catalizatorilor scade treptat în timp – se dezactivează. De aceea din timp în timp catalizatorii trebuie reactivaţi.

O clasă de substanţe denumite promotori, în absenţa catalizatorilor, nu modifică viteza de reacţie dar împreună cu catalizatorii măresc considerabil activitatea catalizatorilor. Anumite substanţe au capacitatea de a reduce sau, în unele cazuri de a anula activitatea catalizatorilor. Aceste substanţe se numesc otrăvuri.

O altă caracteristică importantă a catalizatorilor este selectivitatea, manifestată prin aceea că ei favorizează numai una din mai multe reacţii posibile.

 

IV.4. 3. Mecanismul reactiilor catalitice

Experimental s-a constatat că viteza reacţiilor în care intervin catalizatorii este diferită de viteza aceloraşi reacţii în absenţa catalizatorilor. Aceasta se datorează modificării mecanismului reacţiilor şi scăderii, în general, a energiei de activare a procesului.

Din punct de vedere energetic  procesele care au loc în reacţiile catalitice, referindu-ne la o reacţie de tipul A + B ® C cu energia de activare Ea , se constată că în absenţa catalizatorului energia de activare este mai mare decât în prezenţa catalizatorului ceea ce conduce la o mărire a vitezei de reacţie. Catalizatorul nu modifică  căldura de reacţie.

Bibliografie:

Pentru a vedea tot referatul

CLICK AICI

descarcat de 1382 ori

nota totala 5.95

autor: cmc


Inscriere in newsletter

Referate liceu (1282)

Ultimele cautari

Cele mai downloadate

 


acasa -
Viata de Student Referate Grile Spiru Haret