Поняття про енергію активації хімічної реакції

Кінетична класифікація гомогенних хімічних реакцій

Oсновні поняття та визначення хімічної кінетики

Питання

ЛЕКЦІЯ № 9 формальна кінетика

9.1 Поняття про енергію активації хімічної реакції

9.4 Способи визначення порядку реакції

На попередніх лекціях ми вивчили основні закономірності хімічних процесів з точки зору хімічної термодинаміки. Такий підхід дозволяє нам на основі вивчення енергетичних властивостей системи та її ентропії визначити рівноважний стан, тобто можливий кінцевий результат хімічної взаємодії. При цьому дуже часто отриманий із термодинамічного розгляду висновок про перебіг процесу не означає, що дана хімічна реакція у дійсності проходить в умовах, що розглядаються. Наприклад, нас цікавить перетворення однієї кристалічної модифікації вуглеводню – алмазу – в іншу його модифікацію – графіт:

С (алмаз) С (графіт).

Термодинамічне вивчення такої системи показує, що при стандартних умовах графіт більш стійкий, ніж алмаз: G_гр = -1,71 кДж/моль, G_ал = 1,18 кДж/моль. Тому у зазначених умовах алмаз повинен самодовільно перетворюватися у графіт, оскільки D G = G_гр – G_ал = = -2,89 кДж/моль. У дійсності цього перетворення не відбувається. Така уявна суперечність теоретичних розрахунків і практичних спостережень пояснюється обмеженістю термодинамічного методу, оскільки він розглядає лише початковий та кінцевий стан системи.

Дійсно, за звичайних умов вільна енергія графіту менша за вільну енергію алмазу. Справа в тому, що перетворення кристалічної ґратки алмазу в ґратку графіту обов¢язково відбувається через якісь проміжні структури, що відрізняються від обох ґраток (рис.9.1).

Рисунок 9.1 – До визначення енергії активації

Утворення проміжних структур пов¢язане з витратами енергії, що досягає G^* . Тому фактичне змінювання енергії у процесі реакції зобразиться кривою з максимумом. Висоту максимуму у порівнянні з енергією вихідної речовини називають енергією активації даної хімічної реакції Е_а.Іншими словами, термодинамічно можливий перехід системи з початкового стану в кінцевий пов¢язаний з подоланням енергетичного бар’єра, що уповільнює реальний перебіг процесу, особливо за низьких температур.

Можна навести багато прикладів, коли термодинамічно можливі процеси практично не здійснюються через дуже малі швидкості. Так, реакція взаємодії водню та кисню

2 Н₂ + О₂ 2Н₂О

супроводжується дуже великою втратою вільної енергії DG₂₉₈= - 455,6 кДж/моль, тобто процес повинен проходити самодовільно. Однак відомо, що суміш цих газів ( гримуча суміш) може перебувати багато часу без помітного утворення води. Справа знову у високому енергетичному бар’єрі, у високій енергії активації.

Зробимо визначення цієї величини. Енергія активації – це та надлишкова кількість енергії ( у порівнянні з середньою величиною), яку повинні мати молекули у момент зіткнення, щоб прореагувати. Ця надлишкова енергія може бути у молекулах у різних формах. Це може бути: 1) підвищена кінетична енергія поступового або обертального руху молекули; 2) підвищена енергія внутрішньо молекулярних коливань атомів; 3) підвищена енергія руху електронів тощо.

Як бачимо з рис. 9.1, енергії активації прямої (Еа₁) і зворотної (Еа₂) реакцій різні. Наприклад, для реакції

Н₂+ І₂= 2НІ

Еа₁= 166,0 кДж/моль, а Еа₂ = 185,6 кДж/моль.

З вищезазначеного зрозуміло, що вивчення хімічних систем з однієї лише термодинамічної точки зору недостатньо. Не менш важливе вивчення у іншому аспекті – з точки зору швидкостей процесів та їх механізмів, тобто з точки зору кінетики.

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
	\|	Кінетики

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.003 сек.