Студент бакалавриата
  1. Общая химия  1.1. Введение в Химию  1.2. Структура атома  1.2.1. Субатомные частицы  1.2.2. Атомная модель  1.2.3. Квантовые числа  1.2.4. Электронная конфигурация  1.2.5. Периодические тенденции  1.2.6. Изотопы и их применения  1.3. Химическая связь  1.3.1. Ионная связь  1.3.2. Ковалентные связи  1.3.3. Металлическая связь  1.3.4. Гибридизация  1.3.5. Молекулярная геометрия и теория ВЕСЗР  1.3.6. Полярность связи и дипольный момент  1.4. Стехиометрия  1.4.1. Понятие моль  1.4.2. Эмпирическая и молекулярная формула  1.4.3. Ограничивающий реагент и избыток реагента  1.4.4. Процентный выход и чистота  1.4.5. Расчет разведения  1.5. Состояния вещества  1.5.1. Газовые законы  1.5.2. Материя и межмолекулярные силы  1.5.3. Твёрдые тела и кристаллические структуры  1.5.4. Диаграмма фаз  1.5.5. Плазма и сверхкритическая жидкость  1.6. Химические реакции  1.6.1. Типы химических реакций  1.6.2. Балансировка химических уравнений  1.6.3. Термохимические реакции  1.6.4. Энергетические профили реакций  1.7. Растворы и смеси  1.7.1. Единицы измерения концентрации  1.7.2. Свойства синдрома  1.7.3. Растворимость и правила растворимости  1.7.4. Закон Генри и Закон Рауля  1.7.5. Partition coefficient  1.8. Химическое равновесие  1.8.1. Закон действия масс  1.8.2. Принцип Ле Шателье  1.8.3. Реакционный коэффициент  1.8.4. Чтобы воспользоваться этим онлайн-калькулятором для расчета константы равновесия, введите константу равновесия (Eq.) и нажмите кнопку расчета. Вот как можно объяснить расчет константы равновесия с заданными входными значениями -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Кислотно-щелочной баланс  1.9. Кислоты и основания  1.9.1. Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса  1.9.2. pH и pOH  1.9.3. Титрование кислоты и основания  1.9.4. Буферный раствор  1.9.5. Кислотно-основной индикатор  1.9.6. Полипротные кислоты и основания  1.10. Электрохимия  1.10.1. Окислительно-восстановительные реакции  1.10.2. Гальванические и Электролитические Элементы  1.10.3. Уравнение Нернста  1.10.4. Электролиз  1.10.5. Законы электролиза Фарадея  1.11. Термодинамика  1.11.1. Законы термодинамики  1.11.2. Enthalpy, entropy and Gibbs free energy  1.11.3. Спонтанность реакций  1.11.4. Термодинамические циклы (закон Гесса, цикл Карно)  1.12. Кинетика  1.12.1. Закон скорости и порядок реакции  1.12.2. Энергия активации и катализаторы  1.12.3. Collision theory  1.12.4. Механизм реакции  1.12.5. Теория переходного состояния
  2. Органическая химия  2.1. Структура и взаимосвязь  2.1.1. Гибридизация в углеродных соединениях  2.1.2. Резонанс и ароматизация  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Индуктивные и мезомерные эффекты  2.2. Углеводороды  2.2.1. Углеводороды  2.2.2. Алкены  2.2.3. Алкины  2.2.4. Ароматические соединения  2.2.5. Циклоалканы и Конформация  2.3. Функциональная группа  2.3.1. Алкоголи и фенолы  2.3.2. Эфиры и эпоксиды  2.3.3. Альдегиды и кетоны  2.3.4. Карбоновые кислоты и их производные  2.3.5. Aмин  2.3.6. Сложные эфиры и амиды  2.3.7. Тиолы и сульфиды  2.4. Стереохимия  2.4.1. Изомерия в стереохимии  2.4.2. Хиральность и оптическая активность  2.4.3. Структурный анализ  2.4.4. Диастереомеры и энантиомеры  2.5.1. Реакции замещения  2.5.2. Реакции элиминирования  2.5.3. Реакции присоединения  2.5.4. Радикальные реакции  2.5.5. Реакции перегруппировки  2.5.6. Перицветные реакции  2.6. Спектроскопия и структурный анализ  2.6.1. Инфракрасная спектроскопия  2.6.2. Ядерный магнитный резонанс  2.6.3. Масс-спектрометрия  2.6.4. УФ-видимая спектроскопия  2.6.5. Рентгеновская кристаллография  2.7. Химия полимеров  2.7.1. Полимеры добавления и конденсации  2.7.2. Механизм полимеризации  2.7.3. Биоразлагаемый полимер  2.7.4. Проводящие и умные полимеры
  3. Неорганическая химия  3.1. Координационная химия  3.1.1. Лиганды и координационные соединения  3.1.2. Теория кристаллического поля  3.1.3. Теория молекулярных орбиталей в координационных соединениях  3.1.4. Искажение Яна–Тейлора  3.2. Main Group Chemistry  3.2.1. Щелочные и щелочноземельные металлы  3.2.2. Галогены и благородные газы  3.2.3. Переходные металлы и их комплексы  3.2.4. Лантаниды и актиниды  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Кристаллические решетки и элементарные ячейки  3.3.2. Дефекты в твердых телах  3.3.3. Электрические и магнитные свойства  3.3.4. Сверхпроводимость  3.4. Биоорганическая химия  3.4.1. Ионы металлов в биологии  3.4.2. Энзиматические реакции с металлами  3.4.3. Отравление металлами и детоксикация  3.4.4. Металлопротеины и Металлоэнзимы
  4. Физическая химия  4.1. Квантовая химия  4.1.1. Дуализм волны и частицы  4.1.2. Уравнение Шрёдингера  4.1.3. Квантовые числа и орбитали  4.1.4. Атомная и молекулярная спектроскопия  4.2. Statistical mechanics  4.2.1. Распределение Максвелла-Больцмана  4.2.2. Функции разложения  4.2.3. Статистика Бозе–Эйнштейна и Ферми–Дирака  4.3. Химическая термодинамика  4.3.1. Энергия Гиббса  4.3.2. Фазовый переход  4.3.3. Термодинамическая эффективность  4.4. Поверхностная химия  4.4.1. Абсорбция и катализ  4.4.2. Коллоиды и эмульсии
  5. Аналитическая химия  5.1. Classical methods  5.1.1. Гравиметрический анализ  5.1.2. титриметр  5.2. Инструментальные методы  5.2.1. Хроматография  5.2.2. Спектроскопия  5.2.3. Электроанализаторные методы  5.2.4. Рентгеновская дифракция
  6. Промышленная химия  6.1. Нефтехимия  6.2. Принципы химической инженерии  6.3. Зеленая химия  6.4. Фармацевтика и синтез лекарств
  7. Биохимия  7.1. Углеводы  7.2. Белки и ферменты  7.3. Липиды и мембраны  7.4. Нуклеиновые кислоты  7.5. Метаболизм и биоэнергетика  7.6. Кинетика и механизм ферментов

Студент бакалавриата → Общая химия → Кинетика ↓


Энергия активации и катализаторы


Введение в динамику

Химическая кинетика изучает скорость или скорость химических реакций. Она также рассматривает факторы, влияющие на эти скорости, такие как температура, давление и концентрация, а также механизмы реакций. Два ключевых понятия в изучении химической кинетики — это энергия активации и катализ.

Понимание энергии активации

Сначала давайте выясним, что такое энергия активации. Энергия активации — это минимальный энергетический барьер, который необходимо преодолеть для протекания химической реакции. Эта энергия необходима для разрыва связей реагентов и начала процесса реакции.

Визуализация энергии активации

Переходное состояние Прогресс реакции потенциальная энергия Реагенты Продукты

Кривая на графике выше показывает потенциальную энергию в процессе реакции. В вершине кривой система находится в переходном состоянии между реагентами и продуктами. Эта точка известна как переходное состояние, и энергия, необходимая для достижения этого состояния из начальных реагентов, является энергией активации (E a). Ввод энергии необходим для разрыва начальных связей и позволяет реакции продолжаться.

Расчет энергии активации

Уравнение Аррениуса часто используется в химии для расчета энергии активации реакции:

k = A * e-Ea / (RT)

Где:

  • k = константа скорости реакции
  • A = предэкспоненциальный фактор (частота столкновений с правильной ориентацией)
  • E a = энергия активации
  • R = универсальная газовая постоянная (8.314 Дж/моль К)
  • T = температура в Кельвинах

Это уравнение подчеркивает, что когда энергия активации E a увеличивается, константа скорости k уменьшается, если другие факторы остаются постоянными, что означает, что скорость реакции замедлится.

Пример: Функциональная энергия активации

Рассмотрим простую реакцию между водородом (H 2) и йодом (I 2) для образования иода водорода (HI):

H 2 + I 2 → 2HI

Процесс образования HI из H 2 и I 2 включает разрыв связей HH и II и образование новых связей HI. Энергия, необходимая для разрыва начальных связей и достижения переходного состояния, является энергией активации этой реакции.

Роль катализаторов

Катализаторы — это вещества, которые увеличивают скорость химической реакции, не расходуясь в процессе. Они действуют, предоставляя альтернативный путь реакции с более низкой энергией активации. Важно отметить, что, ускоряя скорость реакции, они не изменяют термодинамику реакции. Энергия реагентов и продуктов остается неизменной.

Визуализация катализаторов

индуцированный не индуцированный Прогресс реакции потенциальная энергия

Как показано на диаграмме выше, катализированный путь реакции проходит по пути с меньшей энергией, чем некатализированный. Этот более низкий путь означает, что реагентам требуется меньше энергии, чтобы достичь переходного состояния. В результате общая скорость реакции увеличивается.

Типы катализаторов

Катализаторы можно разделить на две основные категории: гомогенные и гетерогенные.

  1. Гомогенные катализаторы: Эти катализаторы находятся в одной фазе с реагентами. Обычно как катализатор, так и реагенты находятся в растворе. Общий пример этого — использование серной кислоты (H 2 SO 4) в этерификации спиртов.
  2. Гетерогенные катализаторы: Эти катализаторы существуют в другой фазе, чем реагенты, часто как твердые вещества с жидкими или газообразными реагентами. Классический пример — использование платины в каталитических нейтрализаторах для снижения выбросов от транспортных средств.

Пример: Роль катализаторов в снижении энергии активации

Рассмотрите разложение перекиси водорода (H 2 O 2) на воду и кислород. Реакция может быть записана как:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Без катализатора эта реакция протекает очень медленно из-за высокой энергии активации. Однако, если мы используем катализатор, такой как диоксид марганца (MnO2), разложение происходит гораздо быстрее.

Это связано с тем, что MnO2 предоставляет альтернативный путь реакции с более низкой энергией активации, что делает реакцию быстрее. Замечательно, что MnO2 остается неизменным в конце реакции.

Применение катализаторов в реальном мире

Использование катализаторов широко распространено и чрезвычайно важно в многих промышленных и биологических процессах.

Промышленные приложения

  • Нефтехимическая промышленность: Катализаторы используются в нефтепереработке для расщепления крупных молекул углеводородов на бензин и другие продукты.
  • Производство аммиака: Железные катализаторы используются для снижения энергии активации в процессе Хабера-Боша для синтеза аммиака (NH3) из азотных и водородных газов.

Биологические катализаторы

В живых организмах ферменты функционируют как биологические катализаторы. Ферменты — это сложные белки, которые катализируют биохимические реакции, необходимые для жизни, включая ДНК-полимеразу в репликации ДНК и амилазу в пищеварении.

Специфичность ферментов подобна замку и ключу, где только конкретные субстраты вписываются в активный центр фермента, позволяя проводить специфические реакции с низкой энергией активации.

Заключение

Энергия активации и катализ играют важные роли в изучении химической кинетики. Понимание этих концепций позволяет химикам управлять скоростью реакций и разрабатывать новые процессы и материалы. Принципы энергии активации и катализиса имеют далеко идущие последствия, от промышленного производства до физиологических функций.


Студент бакалавриата → 1.12.2


U
username
0%
завершено в Студент бакалавриата

← Предыдущий (1.12.1)
Закон скорости и порядок реакции
Следующий (1.12.3) →
Collision theory

Комментарии 



Энергия активации и катализаторы

https://www.chemistryelite.com/ug/1.12.2?ceal=ru