I. Химични процеси

Стехиометрични уравнения.Механизъм и маршрут. Кинетика на прости реакции.Кинетика на сложни реакции.

АБСОРБЦИОННИ ПРОЦЕСИ

Физична абсорбция.Химична абсорбция.

което изразява,че а₁,…,a_no молекули от веществата А₁,….А_no реагират помежду си химически и в резултат молекули на трети вещества.В уравнението а_I са стехиометрични коефиценти, а процесите могат да бъдат както обратими,така и необратими.

Химичните реакции са прости, ако протичат в един стадий.Сложните реакции имат няколко стадия,в които участват и междинни вещества.Те представляват едновременно и (или) последователно протичане на няколко прости химични реакции.Техните стехиометрични уравнения се получават чрез сумиране на стехиометричните уравнения на простите реакции.
2.Механизъм и маршрут

Когато имаме една сложна реакция,тя се състои от отделни прости реакции(стадии) и съвкупността от тези стадии представлява нейния механизъм.Ако за всички стадии напишем стехиометричните им уравнения,ще получим набор от стехиометрични уравнения,при което този набор може да бъде умножен с някакво число(стехиометрично число),така че при сумирането им да изчезнат междините вещества от отделните стадии.Този набор от стехиометрични числа определя маршрута на реакцията.Той представлява наредена последователност от числа,т.е. има свойствата на вектор.При зададен механизъм са възможни повече от един линейно независими маршрути.Всички линейно независими маршрути образуват базиса на маршрутите, от който могат да бъдат получени произволен брой линейно зависими маршрути.

Химичните реакции могат да протичат в обема на фазата(газова,течна,твърда) или на границата на две фази.В първия случай те се наричат хомогенни и скоростта им се определя от количеството реагирало вещество в единица обем за единица време.Във втория случай те са хетерогенни и скоростта им представлява количеството вещество прореагирало на единица повърхност за единица време.

закона има вида: r=kc₁c₂

,където k е скоростната константа;

с₁ и с₂-обемните концентрации на веществата А₁ и А₂.

Предполага се,че броят на химически реагиращите молекули от двете вещества е пропорционален на броя на ударите между тях,т.е. на вероятността по една молекула от А₁ и А₂ да се намират едновременно в една и съща точка.Коефицентът на пропорционалност

и
зразява условието,че химическа връзка се създава между две ударили се молекули, ако енергията на удара е не по-малка от активиращата енергия Е(Т-абсолютна температура,R-газова константа).От уравнението се вижда,че не всеки удар с достатъчно енергия е ефективен ,когато k_o<0.Това се наблюдава обикновено при големи(сложни) молекули,където е необходимо да се срещнат не самите молекули, а техните активни центрове, т.е. скоростта на реакцията зависи от взаимното разположение на молекулите в момента на удара.В този смисъл k₀ представлява стеричен фактор и отразява вероятността за удар между активните центрове на молекулите.

Химичната реакция е бимолекулна.Мономолекулните реакции

А₁->А₂ имат аналогично кинетично уравнение r=kc₁ ,където очевидно вероятността за превръщането на веществото А₁ в А₂ е пропорционална на неговата концентрация.

На практика обикновено протичат мономолекулни и бимолекулни реакции, тъй като вероятността три молекули да се намират едновременно в една точка е пренебрежимо малка.Поради тази причина моно- и бимолекулните реакции се разглеждат като прости, а сложните представляват едновременно и (или) последователно протичане на няколко моно- или бимолекулни реакции.


Скоростта на хомогенните реакции се изразява чрез изменението на обемната концентрация с времето,

като се има предвид,че концентрацията на веществата А₁ и А₂ намаляват ц времето в резултат на химичната реакция.

За мономолекулната реакция аналогично се получава:


Получените резултати позволяват да се състави математично описание на кинетиката на простите моно- и бимолекулни реакции,като се добавят необходимите начални условия:

Горните уравнения се решават непосредствено:

Използването на математични описания на сложни реакции като съвкупност от математичните описанияна простите реакции води до многопараметрични модели, тъй като всяка проста реакция има собствена активираща енергия и предекспоненциален фактор.Това е оправдано за случаите, когато от адекватността на моделите се определя вероятния механизъм на реакцията.

Скоростта на химичната реакция се представя със следното уравнение:



-α_j-порядък на реакцията

II.Адсорбционни процеси
Различните разстояния между молекулите в отделните фази води до различни силови взаимодействия между тях.Поради тази причина на фазовите граници съществуват молекулни слоеве с неуравновесени силови взаимодеиствия.Уравновесяването се получава чрез промяна на концентрацията на молекулите на междуфазната повърхност.Процесът на преминаване на вещества от обема на газова или течна фаза към твърда или течна фазова граница се нарича адсорбция.Тя бива физична или химична в зависимост от силите,коитосвързват адсорбираните молекули на повърхността.
1.Физична адсорбция.
При физическа връзка на междуфазната повърхност скоростта на адсорбция е пропорционална на свободната повърхност и обемната концентрация на адсорбируемото вещество:

където k₁ е скоростната константа, с-обемната концентрация,Γ и Γ_∞-неговата повърхностна концентрация(Γ_∞-при максимално запълване на повърхността).В този случай процесът е обратим и за скоростта на десорбция може да се запише:

Общата скорост на процеса се получава непосредствено:

2.Химична адсорбция.

Наличието и на химична връзка на фазовата граница води до следния израз за скоростта на адсорбция:

където z_i е частта е междуфазната повърхност заета от молекулите на веществата А_i(i=1,…,m), p_j- парциалното налягане (обемната концентрация) на веществата B_j (j=1…,n) в газа(течността),z₀ – частта на свободната повърхност, която е в състоянието да осъществи физична връзка с молекулите на веществата B_j(j=1..,n), m_t-броят на елементарните площадки,които осъществяват физичните връзки.В уравнението се предполага,че молекулите А_i от междуфазната повърхност се свързват химически с молекулите B_j , като последните се свързват и физически с активните центрове m_t , а _i имат смисъл на порядъци на реакциите.