Relaxačný čas molekúl látok- to je čas potrebný na to, aby sa molekula pohla (reagovala) na náraz. Ak je doba relaxácie molekúl danej látky oveľa dlhšia ako doba expozície látke, tak sa molekuly nestihnú pri záťaži preskupiť (pohybovať), čo vedie k pretrhnutiu chemických väzieb v látke. Pre rôzne látky je čas relaxácie odlišný a môže sa meniť vo veľmi širokom rozmedzí: od tisícin sekundy až po niekoľko tisícročí.
Príbeh
V 19. storočí sa dokonca hovorilo, že tekuté a pevné telesá nemajú jasnú hranicu. Ak sa nad tým zamyslíte, nie je tu nič mimoriadne prekvapivé. Ak napríklad silno udriete do vody dlaňou, potom sa voda bude správať ako pevné teleso (ak chcete, môžete to cítiť!). Ak narazíte kladivom na prúd hustej kvapaliny, potom pomocou nízkej rýchlosti uzávierky fotoaparátu môžete opraviť, že prúd sa po náraze rozptýli na veľa malých ostrých úlomkov (kvapiek), čo naznačuje niektoré vlastnosti krehké pevné telo. Alebo ak si vezmete kúsok živice, okuliare sú amorfné telá. Sú také viskózne, že tokové vlastnosti týchto materiálov nie sú viditeľné. V skutočnosti tečú a to sa dá ľahko určiť zaťažením! (Samozrejme, že sklo je viskóznejšia látka a vyžaduje si individuálnejšie podmienky pre prejav tokových vlastností, napr. zahrievanie alebo dlhý čas pôsobenia záťaže).Relaxačný čas pri pohári
Sklo má pomerne dlhý relaxačný čas, preto v dôsledku rýchleho ochladzovania molekuly nestihnú v štruktúre zaujať svoj metastabilný stav. Následne zamrznú vo svojej chaotickej štruktúre. A práve porucha štruktúry látky spôsobuje prebytok Gibbsovej energie, na rozdiel od jej kryštalickej formy, v ktorej sú molekuly s minimálnou energiou. V dôsledku toho to dáva molekulám v sklovitom stave podnet na vývoj štruktúry smerom k väčšiemu poriadku (t. j. smerom k štruktúre s menšou energiou).Tento spontánny vývoj, ktorý je vlastnosťou spoločnou pre všetky okuliare, dostal súhrnný názov štrukturálna relaxácia. V prípade kovových skiel ide o rozsiahly jav, ktorý badateľne alebo aj veľmi silno mení všetky ich fyzikálne vlastnosti. Napriek početným štúdiám tohto fenoménu je stále do značnej miery nepreskúmaný a jeho mechanizmy zostávajú nepochopiteľné.
– Komplexné reakcie – Vplyv teploty na rýchlostnú konštantu – Reverzibilné a heterogénne reakcie – Fotochemické reakcie – Katalýza
2.1.7 Komplexné reakcie
Komplexné reakcie sú chemické reakcie, ktoré prebiehajú vo viac ako jednom štádiu. Uvažujme ako príklad jednu z komplexných reakcií, ktorých kinetika a mechanizmus sú dobre študované:
2НI + Н 2 О 2 ––> I 2 + 2Н 2 О
Táto reakcia je reakciou druhého poriadku; jeho kinetická rovnica má nasledujúci tvar:
Štúdium reakčného mechanizmu ukázalo, že je dvojstupňový (prebieha v dvoch etapách):
1) HI + H202 --> HIO + H20
2) HIO + HI --> I 2 + H 2 O
Rýchlosť prvého stupňa V 1 je oveľa väčšia ako rýchlosť druhého stupňa V 2 a celková rýchlosť reakcie je určená rýchlosťou pomalšieho stupňa, preto tzv. určujúce sadzbu alebo obmedzujúce .
Na základe výsledkov štúdia jej kinetiky je možné usudzovať, či ide o elementárnu alebo komplexnú reakciu. Reakcia je zložitá, ak experimentálne stanovené čiastkové rády reakcie nezodpovedajú koeficientom pre východiskové látky v stechiometrickej reakčnej rovnici; čiastkové rády komplexnej reakcie môžu byť zlomkové alebo negatívne, kinetická rovnica komplexnej reakcie môže zahŕňať koncentrácie nielen východiskových látok, ale aj reakčných produktov.
2.1.8 Klasifikácia komplexných reakcií
postupné reakcie.
Sekvenčné sú zložité reakcie, ktoré prebiehajú tak, že látky vzniknuté ako výsledok jedného stupňa (t.j. produkty tohto stupňa) sú východiskovými materiálmi pre ďalší stupeň. Schematicky môže byť sekvenčná reakcia znázornená nasledovne:
A ––> B ––> C ––> ...
Počet stupňov a látok zahrnutých v každom z týchto stupňov môže byť odlišný.
paralelné reakcie.
Nazývajú sa paralelné chemické reakcie, pri ktorých môžu rovnaké východiskové látky súčasne vytvárať rôzne reakčné produkty, napríklad dva alebo viac izomérov:
Súvisiace reakcie.
Konjugované reakcie sa nazývajú komplexné reakcie, ktoré prebiehajú takto:
1) A + B ––> C
2) A + D ––> E ,
okrem toho jedna z reakcií môže prebiehať nezávisle a druhá je možná len v prítomnosti prvej. Látka A, spoločná pre obe reakcie, sa nazýva herec, látka B - induktor, látka D, ktorá interaguje s A iba v prítomnosti prvej reakcie - akceptor. Napríklad benzén vo vodnom roztoku nie je oxidovaný peroxidom vodíka, ale keď sa pridajú Fe(II) soli, premení sa na fenol a difenyl. Mechanizmus reakcie je nasledujúci. V prvej fáze sa tvoria voľné radikály:
Fe 2+ + H 2 O 2 ––> Fe 3+ + OH – + OH
ktoré reagujú s iónmi Fe2+ a benzénom:
Fe 2+ + OH ––> Fe 3+ + OH –
C6H6 + OH --> C6H5 + H20
Dochádza tiež k rekombinácii radikálov:
C6H5 + OH -> C6H5OH
C6H5 + C6H5 ––> C6H5 –C6H5
Obidve reakcie teda prebiehajú za účasti spoločného medziproduktu voľného radikálu OH.
Reťazové reakcie.
Reťazové reakcie sa nazývajú reakcie pozostávajúce z niekoľkých vzájomne súvisiacich štádií, keď častice vytvorené ako výsledok každého štádia vytvárajú nasledujúce štádiá. Reťazové reakcie spravidla prebiehajú za účasti voľných radikálov. Všetky reťazové reakcie sú charakterizované tromi typickými štádiami, ktoré budeme považovať za príklad fotochemickej reakcie tvorby chlorovodíka.
1. Pôvod reťazca (iniciácia):
Сl 2 + hν ––> 2 Сl
2. Rozvoj reťazca:
H2 + Cl -> HCl + H
H + Cl 2 ––> HCl + Cl
Štádium vývoja reťazca je charakterizované počtom molekúl reakčného produktu na jednu aktívnu časticu - dĺžkou reťazca.
3. Otvorený okruh (rekombinácia):
H + H --> H 2
Cl + Cl ––> Cl 2
H + Cl ––> HCl
Ukončenie reťazca je tiež možné, keď aktívne častice interagujú s materiálom steny nádoby, v ktorej sa reakcia uskutočňuje; preto rýchlosť reťazových reakcií môže závisieť od materiálu a dokonca aj od tvaru reakčnej nádoby.
Reakcia tvorby chlorovodíka je príkladom nerozvetvenej reťazovej reakcie - reakcie, pri ktorej na jednu zreagovanú aktívnu časticu pripadá najviac jeden novovznikajúci. Nazývajú sa rozvetvené reťazové reakcie, pri ktorých na každú zreagovanú aktívnu časticu pripadá viac ako jedna novovznikajúca, t.j. počet aktívnych častíc v priebehu reakcie neustále narastá. Príkladom rozvetvenej reťazovej reakcie je reakcia interakcie vodíka s kyslíkom:
1. Iniciácia:
H2 + O2 --> H20 + O
2. Rozvoj reťazca:
O + H2 –> H + OH
H + O 2 –-> O + OH
OH + H2 -> H20 + H
Copyright © S. I. Levchenkov, 1996 - 2005.
MINISTERSTVO ŠKOLSTVA A VEDY RUSKA
Federálna štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia
vyššie odborné vzdelanie
"NOVOSIBIRSK NÁRODNÁ VÝSKUMNÁ ŠTÁTNA UNIVERZITA"
FAKULTA PRÍRODNÝCH VIED
P.A. Kolinko, D. V. Kozlov
Chemická kinetika v priebehu fyzikálnej chémie
Učebná pomôcka
Novosibirsk
Učebná pomôcka obsahuje prednáškový materiál k časti "Chemická kinetika" predmetu "Fyzikálna chémia", čítaný študentom 1. ročníka Prírodovedeckej fakulty NGU.
Určené pre študentov 1. ročníka Fakulty prírodných vied Novosibirskej štátnej univerzity.
Skomplikovaný:
cand. chem. vedy, doc. D. V. Kozlov, PhD. chem. Vedy P. A. Kolinko
Manuál bol pripravený v rámci implementácie
Rozvojové programy NRU - NSU
© Štát Novosibirsk
univerzita, 2013
PREDSLOV |
|
Chemická kinetika ako sekcia |
|
fyzikálna chémia |
|
Základné pojmy chemickej kinetiky |
|
Metódy merania rýchlosti chemikálií |
|
Pojem mechanizmus chemickej reakcie |
|
Elementárne chemické reakcie |
|
Kinetická rovnica chemickej reakcie |
|
Metódy hľadania poradia reakcie |
|
Konštanta rýchlosti chemickej reakcie |
|
Arrheniov zákon |
|
Formálna kinetika ako odvetvie chemikálií |
|
kinetika |
|
Nezvratné reakcie prvého poriadku |
|
Nezvratné reakcie druhého rádu |
|
Nezvratné reakcie tretieho rádu |
|
Efektívny reakčný čas |
|
Reverzibilné reakcie |
|
Pojem dráhy chemickej reakcie |
|
Všeobecné pojmy teórie elementárnych aktov |
|
chemická reakcia |
|
Termodynamický prístup v teórii |
|
prechodový komplex |
|
Teória dopadov |
|
Komplexné reakcie a reakcie zahŕňajúce |
|
medziľahlé častice. Klasifikácia |
|
PREDSLOV
V chemickej vede všeobecne a vo fyzikálnej chémii sa v
Ide najmä o špeciálnu oblasť, ktorá študuje mechanizmy a vzorce chemických procesov v čase. Táto veda sa nazýva
chemická kinetika. Chemická kinetika zvažuje a stanovuje závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácií činidiel,
teplota a iné vonkajšie podmienky.
Chemická kinetika je základným kameňom, na ktorom stojí moderný chemický priemysel a najmä petrochémia.
rafinácia ropy a výroba polymérov.
V prvom ročníku FEN NGU sa chemická kinetika číta na konci predmetu „Fyzikálna chémia“ v posledných piatich prednáškach. Možno aj vďaka tomu, že na konci kurzu viac ako 30 prednášok sa študenti unavia, táto časť prednášok nie je dostatočne absorbovaná. Druhý dôvod teda,
že práve v chemickej kinetike je najviac matematických výpočtov a vzorcov v porovnaní s inými časťami kurzu Fyzikálna chémia.
Účelom tejto príručky je poskytnúť študentom možnosť zoznámiť sa so základnými pojmami chemickej kinetiky, formálnej kinetiky, teóriou elementárneho aktu chemickej reakcie, teóriou zrážok a mnohými ďalšími. Čitatelia majú zároveň možnosť porovnať látku prečítanú lektorom na vysokej škole s materiálom školiaceho manuálu a klásť lektorom a seminaristom otázky na nezrozumiteľné témy. Dúfame, že to študentom umožní lepšie pochopiť látku.
Pre ľahšie pochopenie, základné pojmy
spomenuté v texte po prvýkrát sú zvýraznené hrubou kurzívou, ich definície sú tučné.
1. Chemická kinetika ako odvetvie fyzikálnej chémie
zloženie a energetický efekt chemická reakcia.
Táto veda však nemôže odpovedať na otázky o tom, ako táto reakcia prebieha a akou rýchlosťou. Tieto otázky, konkrétne otázky týkajúce sa mechanizmu a rýchlosť chemickej reakcie spadajú do rozsahu chemickej kinetiky.
Chemická kinetika alebo kinetika chemických reakcií (z gréčtiny κίνησις - pohyb) - oddiele
fyzikálna chémia, štúdium zákonitostí chemických reakcií v čase, závislosti týchto zákonitostí od vonkajších podmienok, ako aj mechanizmov chemických premien . Na rozdiel od termodynamiky študuje chemická kinetika priebeh chemických reakcií. na čas. Tie. termodynamika študuje počiatočný a konečný stav systému, zatiaľ čo chemická kinetika študuje zmenu systému počas prechodu z počiatočného stavu do konečného stavu. Napríklad reakcia
z hľadiska termodynamiky je veľmi priaznivá v každom prípade pri teplotách pod 1000 °C (pri
pri vyšších teplotách dochádza k rozkladu molekúl CO2), t.j. uhlík a kyslík by sa mali (prakticky so 100% výťažkom) zmeniť na oxid uhličitý. Skúsenosti však ukazujú, že kus uhlia môže roky ležať vo vzduchu, s voľným prístupom kyslíka, bez toho, aby prešiel nejakými zmenami. To isté možno povedať o mnohých iných známych reakciách. Znalosť kinetických zákonitostí je teda dôležitá aj pri skladovaní a prevádzke chemických produktov, kedy je potrebné spomaliť ich deštrukciu. To je dôležité napríklad pri skladovaní potravín, liekov, palív, polymérov.
2. Základné pojmy chemickej kinetiky
2.1. Stechiometrická rovnica chemickej reakcie
Formálna kinetika umožňuje kvantitatívne popísať priebeh chemického procesu v čase pri konštantnej teplote v závislosti od koncentrácie reaktantov a ich fázového zloženia. Používa sa na opis stechiometrická rovnica–
toto je rovnica znázorňujúca kvantitatívne pomery reaktantov a produktov chemickej reakcie . Najjednoduchším príkladom takejto rovnice je
stechiometrické koeficienty. А i – činidlá, B j – produkty reakcie.
Stechiometrická rovnica sa riadi prírastkami množstiev reaktantov a produktov a na jej základe sa určuje materiálová bilancia látok počas chemických premien. Množstvo látok sa zvyčajne meria v móloch. V prípade potreby sú prostredníctvom nich vyjadrené ďalšie hmotnostné charakteristiky sústavy. Použitie stechiometrických rovníc je hlavným spôsobom opisu chemických reakcií v klasickej chémii. Stechiometrická rovnica však neopisuje reakčný mechanizmus. Akákoľvek chemická reakcia je pomerne zložitá. Jeho stechiometrická rovnica spravidla nezohľadňuje zložitosť elementárnych procesov.
2.2. Hĺbka reakcie
AT v takto reagujúcom systéme (1) nie sú hmotnosti jednotlivých látok nezávislými premennými. Zmena počtu mólov dn ja úmerne
stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici. To znamená, že môžete písať
alebo v integrálnej forme
kde ni° je počiatočné množstvo činidla alebo produktu (mol); ni je aktuálne množstvo činidla alebo produktu (mol); yi je stechiometrický koeficient. Pripomeňme, že pre reakčné produkty yi >0 a pre reaktanty yi<0.
Redistribúciu hmôt v systéme v dôsledku reakcie možno teda opísať jedinou premennou ξ, ktorá je tzv. chemická premenná. Chemická premenná sa meria v móloch
a môže nadobudnúť rôzne hodnoty.
AT najmä počiatočný stav systému je charakterizovaný hodnotou ξ = 0. Ak proces postupuje smerom k reakčným produktom, potom ξ bude väčšie ako 0 a ak smerom k reaktantom (reverzná reakcia), potom ξ< 0. Вообще,
priebeh reakcie.
2.3. Rýchlosť chemickej reakcie
Štúdium kinetiky špecifických chemických reakcií začína spravidla konštrukciou experimentálne stanovených závislostí Ci = f(t), ktoré sú tzv. kinetické krivky. Potom začne analýza týchto údajov a štúdium reakčného mechanizmu. To si však vyžaduje dlhé a zložité štúdie, takže po získaní kinetických kriviek je možné tieto spracovať
RELAXÁCIA
(z lat. relaxatio-oslabovanie), proces ustaľovania v systéme termodynamická rovnováha. makroskopický stav. systém je definovaný mnohými. parametre a procesy dosiahnutia rovnováhy v rôznych parametroch môžu pokračovať s dekomp. rýchlosti. Prideliť periódu lineárneho R., kedy určitý parameter stavu i sa len nepatrne líši od svojej rovnovážnej hodnoty. Počas tohto obdobia rýchlosť zmeny parametra i/dtúmerné odchýlke x i od:
kde t i-čas P. Z toho vyplýva, že v čase t je odchýlka exp (Тt/t i). Počas doby t i malá odchýlka parametrov x i klesá z rovnovážnej hodnoty e-krát. množstvá = 1/t i, recipročne krát R., tzv. frekvencie R.
Časy R. sú určené systémom St. you a typom posudzovaného procesu. V reálnych systémoch sa môžu líšiť od zanedbateľne malých hodnôt až po hodnoty rádovo podľa veku vesmíru. Systém môže dosiahnuť rovnováhu v niektorých parametroch a zostať v nerovnováhe v iných (čiastočná rovnováha). Všetky R. procesy sú nerovnovážne a ireverzibilné a sú sprevádzané disipáciou energie, t.j. vzniká v systéme (viď. Termodynamika ireverzibilných procesov).
V plynoch je R. dôsledkom výmeny energie a množstva pohybu pri zrážkach častíc a čas R. je určený časom voľnosti. run (priemerný čas medzi dvoma po sebe nasledujúcimi zrážkami molekúl) a účinnosť výmeny energie medzi všetkými stupňami voľnosti zrážaných častíc. V monatomických plynoch sa rozlišuje štádium rýchleho R., kedy sa v krátkom časovom úseku rádovo v čase zrážky molekúl počiatočný (silne nerovnovážny) stav stane natoľko chaotickým, že na jeho opis stačí vedieť, ako sa rozdelí cez súradnice a hybnosť práve jednej častice (tzv. .jednočasticová distribučná funkcia). Na druhom stupni R. v čase poradia času voľno. spustiť ako výsledok len niekoľkých. pri zrážkach v makroskopicky malých objemoch pohybujúcich sa priemernou rýchlosťou prenosu hmoty (rýchlosť hmoty) vzniká lokálna termodynamika. rovnováha. Je charakterizovaná stavovými parametrami (t-roj, chemický potenciál a pod.), ktoré závisia od priestorov. súradnice a čas a pomaly majú tendenciu k rovnovážnym hodnotám v dôsledku veľkého počtu zrážok (procesy vedenia tepla, difúzie, viskozity atď.). Čas R. závisí od veľkosti systému a je veľký v porovnaní s priemerným časom voľna. bežať.
V polyatomických plynoch (s vnútornými stupňami voľnosti) m. výmena energie medzi a ext. stupňa voľnosti (rotovať, kmitať) a vzniká R., spojené s týmto javom. Rovnováhu najrýchlejšie nastolia činy. stupňa voľnosti, ktorý je charakterizovaný zodpovedajúcim t-rojom. Rovnováha medzi činmi. a otáčať. stupne voľnosti sa ustanovujú oveľa pomalšie. Excitácia osciluje. stupňa voľnosti je možné len pri vysokých teplotách. Preto sú v polyatómových plynoch možné viacstupňové R. procesy (pozri. nerovnovážna kinetika). Ak plyn pozostáva zo zložiek s molekulami, ktoré sa veľmi líšia v hmotnosti, výmena energie medzi zložkami sa spomaľuje, v dôsledku čoho dochádza k rozkladu. komponent t-rami. Napríklad iónové a elektrónové t-ry sa líšia v plazme a dochádza k pomalým procesom ich R. (pozri. Plazmatická chémia).
V kvapalinách sa R. opisuje pomocou časopriestorových korelácií. funkcie, ktoré charakterizujú útlm v čase a priestore vzájomného ovplyvňovania molekúl (korelácií). Tieto korelácie sú príčinou ireverzibilných procesov – tepelnej vodivosti a viskozity (pozri obr. Kvapalina). R. čas na plnú termodynamiku. rovnováha môže byť hodnotená pomocou kinetiky. koeficienty. Napríklad v binárnom roztoku čas R. koncentrácia t! 2
/D, kde L je veľkosť systému, D je koeficient. difúzia; čas R. t-ry t! L 2 /x, kde x-koeficient. tepelná difúznosť atď. (podrobnosti pozri makrokinetika).
V pevných látkach je R. opísaný ako R. v plyne z určitých kvázičastíc. Napríklad v kryštalickom mriežky pri nízkych teplotách sa elastické vibrácie interpretujú ako plyn fonónov (akustické žiarenie). V systéme spinových magnetov. momenty feromagnetika, kvázičastice sú magnóny (magnetické žiarenie).
o fázové prechody Rieka môže mať ťažký charakter. Ak je prechod z nerovnovážneho stavu do rovnovážneho stavu prechodom prvého rádu, systém môže najskôr prejsť do metastabilného stavu a potom extrémne pomaly relaxovať (pozri obr. sklený stav). Relaxácia je obzvlášť náročná. prechody v polyméroch, kde je súbor (spektrum) relaxácie. javy, z ktorých každý je spôsobený vlastným mechanizmom. V blízkosti bodu fázového prechodu druhého druhu je stupeň usporiadania fáz charakterizovaný parametrom usporiadania, ktorý má tendenciu k nule a jeho čas R. sa značne zvyšuje. Ešte ťažšia je povaha R. zo stavov, ktoré sú veľmi vzdialené od termodynamiky. rovnováhu. V otvorených systémoch sú javy možné sebaorganizácie.
R. merania časov použitia v chem. kinetiky na štúdium procesov, v ktorých sa rýchlo nastolí rovnováha (pozri. relaxačné metódy). Mechanický R. sa prejavuje skrátením času napätia, ktoré vytvorilo v tele deformáciu. Mechanický R. je spojený s viskoelasticitou, vedie k dotvarovaniu, hysteréznym javom pri deformácii (viď. reológia). S ohľadom na biol. systémy výraz "R." niekedy sa používa na charakterizáciu životnosti systému, ktorý sa v čase fyziologickej smrti dostáva do stavu čiastočnej rovnováhy (kvázi rovnováhy) s prostredím. V prírode sústavy R. časy sú oddelené silnými nerovnosťami; ich usporiadanie vo vzostupnom alebo zostupnom poradí nám umožňuje považovať systém za postupnosť hierarchických. úrovne s dif. stupeň usporiadanosti v štruktúre (porov. Termodynamika hierarchických systémov).
Lit.: Zubarev D.N., Non-equilibrium, M., 1971; Lifshits E. M., Pitaevsky L. P., Fyzikálna kinetika, v knihe: Theoretical Physics, zväzok 10, M., 1979; Gladyshev G.P., Termodynamika a prirodzené hierarchické procesy, M., 1988; Denisov E. T., Kinetika homogénnych chemických reakcií, 2. vydanie, M., 1988.
Chemická encyklopédia. - M.: Sovietska encyklopédia. Ed. I. L. Knunyants. 1988 .
Synonymá:Pozrite si, čo je „RELAXATION“ v iných slovníkoch:
- (z lat. relaxatio oslabenie, redukcia), proces nastolenia termodynamickej rovnováhy v makroskop. fyzické sústavy (plyny, kvapaliny, pevné telesá). makroskopický stav. systém je určený veľkým množstvom parametrov a zriadenie ... ... Fyzická encyklopédia
relaxácia- (z lat. relahatio zníženie napätia, oslabenie) stav pokoja, relaxácie, ktorý nastáva u subjektu v dôsledku uvoľnenia stresu, po silných zážitkoch alebo fyzickej námahe. R. môže byť nedobrovoľný (relaxácia pri odchode ... ... Veľká psychologická encyklopédia
Relaxácia- je proces postupného prechodu termodynamického systému z nerovnovážneho stavu spôsobeného vonkajšími vplyvmi do stavu termodynamickej rovnováhy. Príklady relaxačných procesov: postupná zmena stresu v tele ... ... Encyklopédia pojmov, definícií a vysvetlení stavebných materiálov
- [lat. relaxatio zníženie napätia, oslabenie] med. relaxácia kostrových svalov; zmiernenie psychického stresu. Slovník cudzích slov. Komlev N.G., 2006. relaxácia (lat. relaxatio, redukcia stresu, oslabenie) 1) telesná. proces… Slovník cudzích slov ruského jazyka
relaxácia- a dobre. relax, nemčina Relax relaxatio zníženie napätia, relaxácia. 1. fyzický. Proces postupného návratu do rovnovážneho stavu systém vyvedený z takého stavu po odznení faktorov, ktoré ho vyviedli... Historický slovník galicizmov ruského jazyka
RELAXÁCIA, proces nastolenia termodynamickej rovnováhy v makroskopickom fyzikálnom systéme pozostávajúcom z veľkého počtu častíc. Charakteristický pre relaxačný časový proces. Napríklad: pre systém elektrónov v kove je relaxačný čas t 10 ... ... Moderná encyklopédia
Vo fyziológii relaxácia alebo prudké zníženie tonusu kostrových svalov až po úplnú imobilizáciu. Môže sa vyskytnúť ako patologický stav; umelá relaxácia sa dosahuje použitím svalových relaxancií ... Veľký encyklopedický slovník
Uvoľnenie, tepelný relax, útlm, oslabenie Slovník ruských synoným. relaxačné podstatné meno, počet synoným: 6 autorelaxácia (1) … Slovník synonym
- (z lat. relaxatio relaxácia, vybitie, odpočinok), 1) uvoľnenie alebo prudké zníženie tonusu kostrového svalstva. Umelá relaxácia dosiahnutá použitím myorelaxačných prípravkov sa využíva pri chirurgických zákrokoch. ... ... Moderná encyklopédia
- (z lat. relaxatio úľava, relaxácia) stav pokoja spojený s úplnou alebo čiastočnou svalovou relaxáciou. Zdieľajú dlhodobú relaxáciu, ku ktorej dochádza počas spánku, hypnózy, pod farmakologickými vplyvmi a ... ... Psychologický slovník
Povedzme, že z daného množstva vodíka a dusíka potrebujete získať maximálne možné množstvo amoniaku. Z materiálu predchádzajúcej časti už viete, ako môžete ovplyvniť priebeh reakcie posunutím chemickej rovnováhy jedným alebo druhým smerom. Aby sa však problém čo najefektívnejšie vyriešil, treba brať do úvahy aj rýchlosť reakcie. Znalosť rýchlostí chemických reakcií má veľký vedecký a praktický význam. Napríklad v chemickom priemysle pri výrobe konkrétnej látky závisí veľkosť a produktivita zariadenia od rýchlosti reakcie.
Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Niektoré z nich skončia v zlomku sekundy, iné trvajú minúty, hodiny a dokonca aj dni. Preto je pri praktickom využití chemických reakcií veľmi dôležité vedieť, akou rýchlosťou bude daná reakcia za určitých podmienok prebiehať a ako tieto podmienky zmeniť, aby reakcia prebiehala požadovanou rýchlosťou.
Rýchle a pomalé reakcie: chemická kinetika
Odvetvie chémie, ktoré študuje rýchlosť chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika.
Najdôležitejšie faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť reakcie, sú:
S povaha reaktantov;
S veľkosti častíc činidiel;
S koncentrácia reaktantov;
S tlak plynných činidiel;
S teplota;
Prítomnosť S v systéme katalyzátorov.
Povaha reaktantov
Ako už bolo uvedené, nevyhnutnou podmienkou chemickej interakcie medzi časticami počiatočných látok je ich vzájomná zrážka (zrážka) a na mieste molekuly s vysokou reaktívnou aktivitou (pozri časť „Ako prebiehajú reakcie: teória zrážky“ vyššie v kapitole ). Čím väčšie a zložitejšie molekuly reaktantov, tým nižšia je pravdepodobnosť, že kolízia nastane práve v danej oblasti
vysoko reaktívne molekuly. V pomerne zložitých molekulách je často miesto s vysokou reaktivitou úplne blokované inými časťami molekuly a reakcia neprebehne. V tomto prípade z mnohých zrážok sú účinné iba tie, ktoré sa vyskytujú v reaktívnej oblasti (t. j. vedú k chemickej interakcii).
Inými slovami, čím väčšie a zložitejšie sú molekuly reaktantov, tým pomalšia je rýchlosť reakcie.
Veľkosť častíc činidla
Rýchlosť reakcie závisí od počtu zrážok medzi molekulami reaktantov. Čím väčšia je plocha povrchu, na ktorej dochádza ku kolízii, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad, ak prinesiete horiacu zápalku k veľkému kusu uhlia, potom nedôjde k žiadnej reakcii. Ak však rozdrvíte tento kúsok uhlia na prášok, rozprášite ho do vzduchu a potom udriete zápalkou, dôjde k výbuchu. Príčinou výbuchu (t.j. vysoká rýchlosť reakcie) je výrazné zväčšenie povrchu uhlia.
Koncentrácia reaktantov
Zvýšenie počtu zrážok reaktantov vedie k zvýšeniu rýchlosti reakcie. Reakčná rýchlosť je teda úmerná počtu zrážok, ktorým molekuly reaktantov prechádzajú. Počet zrážok zasa čím väčší, tým vyššia je koncentrácia každej z východiskových látok. Napríklad drevená doska horí celkom dobre na bežnom vzduchu (čo je 20 % kyslíka), ale v čistom kyslíku horenie prebieha intenzívnejšie, t.j. rýchlejšie.
Vo väčšine jednoduchých reakcií zvýšenie koncentrácie reaktantov zvyšuje rýchlosť reakcie. Pri komplexných reakciách prebiehajúcich v niekoľkých štádiách sa však táto závislosť nepozoruje. V skutočnosti určením vplyvu koncentrácie na rýchlosť reakcie budete môcť zistiť, ktorý reaktant má vplyv na krok reakcie, ktorý určuje jej rýchlosť. (Táto informácia pomôže vypočítať reakčný mechanizmus.) To sa dá urobiť spustením reakcií pri niekoľkých rôznych koncentráciách a pozorovaním ich vplyvu na rýchlosť reakcie. Ak napríklad zmena koncentrácie jedného reaktantu neovplyvní rýchlosť reakcie, potom budete vedieť, že v najpomalšom štádiu reakčného mechanizmu (a rýchlosť reakcie je presne určená takýmto štádiom) je tento reaktant nezapojený.
Tlak plynných činidiel
Tlak plynných reaktantov má rovnaký vplyv na rýchlosť reakcie ako koncentrácia. Čím vyšší je tlak reaktantov v plynnom stave, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Je to spôsobené (uhádli ste!) zvýšenými kolíziami. Ak má však reakcia zložitý mechanizmus, potom zmena tlaku nemusí viesť k očakávanému výsledku.
Teplota
Prečo sa po večeri na Deň vďakyvzdania každá gazdinka ponáhľa dať zvyšok moriaka do chladničky? Áno, pretože ak sa tak nestane, morka sa môže zhoršiť. Čo znamená „kaziť“? To znamená zvýšený rast baktérií. Teraz, keď je moriak v chladničke, spomalí rýchlosť rastu baktérií vďaka nižšej teplote.
Zvýšenie počtu baktérií je bežná biochemická reakcia, teda chemická reakcia zahŕňajúca živé organizmy. Vo väčšine prípadov vedie zvýšenie teploty k zvýšeniu rýchlosti takýchto reakcií. V organickej chémii platí pravidlo, že zvýšenie teploty o 10 °C zdvojnásobuje rýchlosť reakcie.
Prečo sa to deje? Čiastočne (uhádli ste!) kvôli zvýšenému počtu kolízií. Keď teplota stúpa, molekuly sa pohybujú rýchlejšie, čím sa zvyšuje pravdepodobnosť ich vzájomných zrážok, a tým aj ich chemickej interakcie. To však nie je všetko. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje aj priemerná kinetická energia molekúl. Venujte pozornosť obr. 8.7, ktorý uvádza príklad toho, ako zvýšenie teploty ovplyvňuje kinetickú energiu reaktantov a rýchlosť reakcie.
Pri danej teplote nemajú všetky molekuly rovnakú kinetickú energiu. Niektoré z nich sa môžu pohybovať extrémne pomaly (t. j. majú nízku kinetickú energiu), zatiaľ čo iné sa môžu pohybovať pomerne rýchlo (t. j. majú vysokú kinetickú energiu). Hodnota rýchlosti pohybu molekúl je však v drvivej väčšine prípadov niekde v strede medzi týmito dvoma rýchlosťami.
V skutočnosti je teplota mierou priemernej kinetickej energie molekúl. Ako je vidieť na obr. 8.7, zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu priemernej kinetickej energie reaktantov, pričom krivka sa posúva doprava, smerom k vyšším hodnotám kinetickej energie. Pozor aj na minimálne množstvo kinetickej energie, ktorú musia mať molekuly, aby ich zrážka viedla k vzniku novej látky, t.j. aktivačná energia tejto reakcie. Molekuly, ktoré majú túto energiu, sa nazývajú aktívne molekuly.
Reaktanty sa musia nielen zraziť v reaktívnej oblasti, ale aj preniesť dostatok energie na prerušenie existujúcich väzieb a vytvorenie nových. Ak táto energia nestačí, potom k reakcii pri zrážke počiatočných molekúl aj tak nedôjde.
Všimnite si, že pri nižšej teplote (T1) má malý počet molekúl reaktantov požadovanú aktivačnú energiu. Pri vyššej teplote (T2)
aktivačná energia (minimálne množstvo kinetickej energie potrebnej na vytvorenie novej látky) už bude mať oveľa viac molekúl, t.j. oveľa viac zrážok bude účinných.
Zvýšením teploty sa teda zvyšuje nielen počet zrážok, ale aj počet efektívnych zrážok, v dôsledku ktorých dochádza k chemickej interakcii častíc.
Katalyzátory
Látky, ktoré sa v dôsledku reakcie nespotrebúvajú, ale ovplyvňujú jej rýchlosť, sa nazývajú katalyzátory. Fenomén zmeny rýchlosti reakcie pri pôsobení takýchto látok sa nazýva katalýza. Vo väčšine prípadov sa účinok katalyzátora vysvetľuje tým, že znižuje aktivačnú energiu reakcie.
Pozrite sa napríklad na obr. 8.1. Ak by hodnota aktivačnej energie zodpovedajúca maximu na grafe bola nižšia, potom by počet efektívnych zrážok molekúl reaktantov bol vyšší, čo znamená, že aj rýchlosť reakcie by bola vyššia. To isté možno vidieť na obr. 8.7. Ak posunieme doľava bodkovanú čiaru, ktorá označuje minimálnu kinetickú energiu potrebnú na dosiahnutie aktivačnej energie, potom bude mať aktivačnú energiu oveľa viac molekúl, a preto bude reakcia prebiehať rýchlejšie.
Katalyzátory sú široko používané v chemickom priemysle. Pod vplyvom katalyzátorov sa reakcie môžu zrýchliť miliónkrát alebo viackrát.
Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou. Pri homogénnej katalýze tvoria katalyzátor a reaktanty jednu fázu (plyn alebo roztok). Pri heterogénnej katalýze je katalyzátor prítomný v systéme ako nezávislá fáza.
heterogénna katalýza
V časti How Reactions Occur: Collision Theory, keď sa hovorilo o mechanizme interakcie medzi molekulami, bol ako príklad použitý nasledujúci vzorec.
Aby sa prerušila väzba A-B a vytvorila sa väzba C-A znázornená v rovnici, reaktant C sa musí zraziť s tou časťou molekuly A-B, kde sa nachádza A. Či k zrážke dôjde týmto spôsobom, závisí vo veľkej miere od náhody. Podľa teórie pravdepodobnosti sa to však skôr či neskôr predsa len stane. Aby sa zvýšila pravdepodobnosť takejto kolízie, molekula A-B by mala byť „pripojená“ tak, aby jej časť A bola „orientovaná“ smerom k činidlu C.
To sa dá dosiahnuť pomocou heterogénneho katalyzátora: „viaže“ molekulu jedného reaktantu na svoj povrch a orientuje ho tak, aby urýchlil reakciu. Proces heterogénnej katalýzy je znázornený na obr. 8.8.
Katalyzátor sa nazýva heterogénny ("heterogénny"), pretože je v inom stave agregácie ako v stave agregácie reagujúcich látok. Katalyzátorom je zvyčajne jemne rozptýlený pevný kov alebo jeho oxid, zatiaľ čo reaktanty sú plyny alebo roztoky. Pri heterogénnej katalýze prebieha reakcia na povrchu katalyzátora. Z toho vyplýva, že aktivita katalyzátora závisí od veľkosti a vlastností jeho povrchu. Aby mal katalyzátor veľký povrch, musí mať poréznu štruktúru alebo byť v rozdrvenom stave.
Pri heterogénnej katalýze prebieha reakcia cez aktívne medziprodukty - povrchové zlúčeniny katalyzátora s reaktantmi. Prechodom cez sériu stupňov, na ktorých sa zúčastňujú tieto medziprodukty, reakcia končí tvorbou konečných produktov a v dôsledku toho sa katalyzátor nespotrebuje.
S prevádzkou heterogénneho katalyzátora sa mnohí z nás stretávajú takmer každý deň. Toto je katalyzátor v aute. Tento konvertor pozostáva z drvených kovov (platina a/alebo paládium), ktoré sa používajú na urýchlenie reakcie, ktorá rozkladá škodlivé plyny zo spaľovania benzínu (ako je oxid uhoľnatý a nespálené uhľovodíky) na neškodné produkty (ako je voda a oxid uhličitý).
Tento záznam bol zaslaný v nedeľu, 25. mája 2014 o 18:20 a je podaný pod . Všetky reakcie na tento záznam môžete sledovať prostredníctvom informačného kanála. Komentáre aj ping sú momentálne zatvorené.