CZĘŚĆ I podstawowe pojęcia. Układ



Pobieranie 299.39 Kb.
Strona7/8
Data28.04.2016
Rozmiar299.39 Kb.
1   2   3   4   5   6   7   8

REAKCJE HETEROFAZOWE równanie Fe2O3+3H2OC↔2Fe3++6OH- równowaga Kac2Fe3+α6OH-) / (αFe2O3αH2O) Kac2Fe3+α6OH- aktywność jonów żelaza jest w tym r-rze f aktywności jonów wodorotlenowych w potędze 3 . trwałość Fe2O3 w stos do wody przedstawiamy graficznie w postaci wykresów liniowych lgαFe3+ ; lgαOH-



DYSOCJACJA SŁABYCH I ŚREDNICH ELEKTROLITÓW. Przykład równowagi elektrolitu binarnego KA (roztwory słabe): KA↔K++A- Termodynamiczną stałą równowagi Kac zwaną stałą dysocjacji elektrolitycznej, przy założeniu, że standardowe stężenia reagentów są równe jedności, zapisujemy: Kac=a+a- /aKA=(c+c- /cKA)(γ+ γ-KA =KcK γ Przybliżona stała równowagi Kc jest nazywana klasyczną stałą równowagi albo funkcją dysocjacji. Wyrażając stężenia równowagowe w funkcji stopnia dysocjacji α, wzór na przybliżoną stałą dysocjacji zapisujemy: Kc=c2oα2/co(1-α)= α2co/1-α , co-początkowe stężenie elektrolitu. Równanie to nazywa się prawem rozcieńczeń Ostwalda. Przykład: bardzo słabym elektrolitem jest woda. Opisując proces dysocjacji wody: H2O↔H++OH- można zastos prawo rozcieńczeń Ostwalda: Kac=aH+aOH-/aH2O=cH+cOH-/cH2O Termodynamiczna stała równowagi jest w tym przypadku równowagi jest w tym przypadku równa przybliżonej stałej równowagi, a współczynnik aktywności jonów są równe jedności, ponieważ stężenia tych jonów są b małe. Iloczyn ze stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych nazywa się iloczynem jonowym wody. W stałej temp jest on wielkością stałą. P=aH+aOH-=cH+cOH-=const. Wodę i wodne roztwory o stężeniu jonów wodorowych 10-7 mol/dm3 nazywa się rozt obojętnymi. Roztwory o wyższym stężeniu jonów wodorowych są kwaśne, a o niższym zasadowe. Dla oceny kwasowości roztworów wprowadzono pojęcie wykładnika jonów wodorowych pH, określonego wzorem: pH= - lg acH+

FUNKCJE KWASOWOŚCI. Hammet i Dreyrup zaproponowali sposób mierzenia kwasowości silnie zasadowych roztworów za pomocą słabo zasadowych wskaźników. W przypadku dysocjacji wskaźnika zasadowego nie mającego ładunku: B+H+↔BH+ rów równowagi zapisujemy: Ka=(cH+cB / cBH+ )(γH+ γB / γBH+) Współ aktywności odniesiono do czystej wody, a stęż standardowe przyjęto za równe jedności. Stąd aktywn jonów wodor jest równa: aH+=Ka(cBH+/cB)(γBH+ / γB) Współ aktywności uwzględniają zarówno oddziaływania międzyjonowe i wpływ środowiska, uwarunkowane przejściem od wody do stężenia roztworu kwasu. Stosunek stężeń cBH+/cB można wyznaczyć doświadczalnie, współ aktywności γBH+ sam jest niemierzalny. Jeżeli w danym środowisku stosunek współ aktywności γBH+ / γB nie zależy od rodzaju zasadowego wskaźnika (postulat Hammeta), wtedy ho=aH+(fB/fBH+) Wielkość ho charakteryzuje kwasowość środowiska, podobnie jak aH+ może być zmierzona, ponieważ z poprzedniego równania wynika, że ho=Kc (cBH+ /cB) Przez analogię do pH funkcję kwasowości definiujemy: Ho= -lg ho= - lg aH++lg (γBH+ / γB)=pKa –lg(cBH+/cB).Nazywa się to funkcją Hammeta. W bardzo rozcieńczonych roztworach ho=aH+=cH+ , a Ho=pH. Przykładowe przebiegi funkcji Ho dla wodnych roztworów kwasów.

HYDROLIZA. To najczęściej spotykany przypadek solwolizy tj reakcji rozpuszczanej sub z rozpuszczalnikiem (woda). Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i zasad, ponieważ w roztworach wodnych sole te są całkowicie zdysocjowane. W wyniku hydrolizy soli słabego kwasu HA i mocnej zasady MOH powstaje słaby kwas (w małym stopniu zdysocjowany) i nadmiar jonów wodorotlenowych A- +H2O↔HA+OH-. Kation M+ nie ulega w tym procesie zmianie, pozostaje jonem i nie uwzględnia się go w rów stechiometrycznym. Hydrolizę soli słabej zasady B i mocnego kwasu HA: BH+ +H2O↔H3O+ +B. Jeżeli będzie to zasada nieograniczona wtedy:M++2H2O↔H3O++MOH. W takim r-rze nie zmienia się anion. R-r będzie miał odczyn kwaśny. Podczas hydrol 2H++A-+(H2O)↔HA+B+(H2O) r-r takiej soli ma odczyn obojętny. Stała równowagi tej reakcji- stała hydrolizy: Kah=(cHAcOH-)/(cAcH2O)*(γHAγOH-)/(γA*γH2O)=KcK γ dla r-rów bardzo rozcieńczonych współczynniki aktywności są równe 1 więc: Kh=(cHAcOH-)/cA po wprowadzeniu stopnia hydrolizy Kh=[αh2c02]/[c0(1-αh)]=[αh2c0]/[1-αh]

RÓWNOWAGI FAZOWE CZĄST NAŁADOWANYCH-podczas reakcji następuje przeniesienie ładunku od jednej fazy do drugiej. Równowaga podziału= równość ich potencjałów chemicz w obu fazach. Potencjał chem = pracy nieobjętościowej, którą należy wykonać w danych warunkach T,p=const przy odwracalnym przeprowadzeniu jednego mola obojętnych cząsteczek z wnętrza danej fazy w stan gazowy o nieskończenie dużym rozcieńczeniu. Proces wymaga wykonania pracy z rozerwaniem wiązań chem, pracy potrzebnej dla pokonania sił oddziaływania elektrostatycznego. Miara pracy= potencjał chem μ=μ+zFφ. Drugi człon to praca elektrostatyczna, którą należy wykonać przy przeniesieniu ładunku zF w procesie kwazistatycznym z nieskończoności w gazie do wnętrza fazy. Wewn potencjał elektryczny może składać się z dwóch udziałów. Gdy rozważana faza ma nadmiarowy ładunek elektryczny, wtedy taki ładunek może wytwarzać pole, któremu odpowiada zewn potencjał elektryczny ψ. Cząsteczka przenoszona do wnętrza rozważanej fazy musi pokonać także potencjału w podwójnej warstwie elektrycznej faz. Składową potencjału wew nazywa się powierzchniowym potencj elektrycznym χ. Otrzymujemy μ=μ+zFψ+zFχ dla cząsteczek obojętnych ū=μ. W stanie równowagi fazowej cząsteczek naładowanych, między potencjałem wew a potencjałem zewn ustalają się określone różnice określone Δφ=φ(β)- φ(α)= μi(α)i)/ziF ; Δψ=Δφ-Δχ wzór dotyczy dowolnego równowagow współistnienia dwóch faz, zaw wspólny, zdolny do wymiany nośnik ładunku. Między dwoma r-rami nie ustala się stan równowagowej różnicy potencjałów, ponieważ na granicy faz występuje dyfuzja. Potencjał rzeczywisty określamy następująco: α=μ+zFχ. Potencjał elektrochemiczny μ=α+zFψ. Ujemną wart potencjału rzeczywistego elektronów αe nazywamy pracą wyjścia elektronów nazywa się pracą wyjścia elektronów. Różnicę mierzymy zawsze między dwoma stanami przyjmując dla jednego z nich wart umowną 0 i mierzymy różnicę potencjałów dwóch chem jednakowych faz Δφ=Δμi/ziF. udziały potencjału elektrochem są równe, potencjometr mierzy się tę różnicę

POTENCJAŁ PÓŁOGNIWA – potencjały elektrochem można rozłożyć na wyrazy zawierające potencjał chem i wew pot elektryczny ū=μ+zFφ. Jeżeli podczas przebiegającej stechiometrycznie r elektrochem przez ogniwo przepływa ładunek zFE to –Δg=-Σviμi=zFE. Ogniwo galwaliczne oddaje do otoczenia pracę elektryczną, gdy wyładowuje się przez zewn opór. W procesie odwr różnica między napięciem zewn i siłą elektromotoryczną zbliża się do 0. oddana praca el A=-Δg=zFE. Siła elektromot ogniwa określana jest przez powinowactwo danej r elektrochem. Zal od charakteru metali stykających się z r-rem. Potencjał półogniwa M↔M+z+ze. Jeżeli rozpatrywana jest w war T,p=const A=A-Δg=zμeM2+M =0. potencjał chem =pracy przeniesienia jednego mola elektronów przez różnicę potencjałów π, równą potencjałowi elektrody μe=zπA ; przez granicę międzyfazową przenoszone są jony. Potencjał chem reagenta μi=μi0+Rtlnai/xi stąd wzór na potencjał π=[(μM0μM0)/zF]+(RT/zF)ln(a+*/x+*)=π0+(RT/zF)ln(a+/x+0) o potencjale mówimy, gdy został osiągnięty stan równowagi π0 - standardowy potencjał elektrody. Podstawiając odpow równ na potenc chem otrzymuj ΔzFπ=Σviμi+RTln(ai/xi0)vi stąd π=-[ Σviμi/ΔzF]+(RT/ ΔzF)ln(ai/xi)vi0+(RT/ ΔzF)ln π(ai/xi)vi . Potencjał standardowy elektrody jest równy jej potencjałowi, gdy aktywności wszystkich substancji potencjałowych sa równe standardowym π0=- Σviμi/zF. Różnica potencjałów elektrycznych między metalem elektrody, a roztworem Δφ=φM(1) nie jest identyczna z potencjałem elektrody. Potencjał jest rodzajem napięcia Galvaniego, def się jako siłę elektromotoryczną ogniwa złożonego z danej elektrody porównawczej(zwykle wodorowa) normalny potencjał elektrody w skali wodorowej oznacza się E.

RODZAJE ELEKTROD-elektroda odwracalna- el, na którą ustala się równowaga odpowiedniego procesu elektrodowego. Jeśli ustala się powoli, gdy uzyskuje określony potencjał po długim czasie. Równowaga –podział między metal i r-r jonów dla obu faz. El odwracalne dziel na 4 gr : I kationowe (równowaga ustala się pomiędzy cząsteczkami elektroobojętnymi i odpowiadającym im r-rze kationem) i anionowe (równow między elektroobojętn i anionami) II skład się z 3 faz. Metal pokryty swoją solą trudno-rozpuszczalną w r-rze i zanurzony w r-rze zawier aniony tej soli. Równow między metalem i kationem soli trudno rozpuszcz, równow w fazie stałej soli trudno rozp i anionem w r-rze III el redox. Metal obojętny zanurzony jest w r-rze zaw substancję znajdującą się na dwóch stopniach utlenienia IV el jonoselektywne, wykorzystuje się w nich potencjały membranowe. El I rodzaju kationowe i anionowe. Jeż jednym z reagentów jest gaz to elektrodę tę nazywa się gazową. Potencjał zależy od ciśnienia gazu potencjałotw. Pot el amalgamatowych zal od aktywności reagentów rozpuszczonych w tym amalgamacie. Potencjał kationowy el I-go rodzaju E=E0+(RT/z+F)ln(a+/x+0). łącząc ogniwa z tej samej subst a różniące się stężeniem otrzymuje się ogniwo stężeniowe. Powstaje w nim granica między dwoma elektrolitami. Przez granicę rozdziału cieczy przepływa t+ moli kationów z r-ru o stężeniu m1 do r-ru o stęż m2 i t- moli anionów w kierunku przeciwnym. Zmiana potencjału dla procesu termodynamicznego Σviμi =t-RTln[(a+1,a-1)/(a+2,a-2)] siła elektromot ogniwa E=-Σviμi/F=t-1(RT/F)ln[(a+1,a-1)/(a+2,a-2)]=(RT/F)ln(a+1/a+2)-[t+(RT/F)ln(a+1/a+2)-t-(RT/F)ln(a-1/a-2)]siła elektromotoryczna ogniwa z przenoszeniem składa się z różnicy potencjałów elektrod oraz potencjału dyfuzyjnego. Leż potencjał dyfuzyjny zostanie wyeliminowany otrzymujemy ogniwo stężeniowe bez przeniesienia, jego siła elektromot jest określona tylko przez różnicę potencjałów katody i anody. W el amalgamat metal jest rozpuszczony w Hg. Potencjał tej el E=E0+(RT/zF)ln(a+/a-) ; a-aktywność metalu w amalgamacie, a+- aktywność katonu tego metalu. Elektroda wodorowa- gazowa ustala się na niej stan równowagi między wodorem a jonami wodorowymi w r-rze. Wykonuje się ją z platyny pokrytej czernią platynową. Pow el nasyca się wodorem pod określonym ciśnieniem. El platynowa tak wykonana zapewnia zajście katalitycznej reakcji H22H, ma b dobrze rozwiniętą powierzchnię zapewnia stabilność pracy tej el . potencjał el wodorowej= sile SEM ogniwa składającego się z el wodorowej [pH2, aH2O] i normalnej el wodorowej [pH2=0,1013Mpa , aH3O+=1]. Potencjał normalnej el wodorowej umownie przyjęto za=0. el umożliwia pomiar pH w całym zakresie. Siłę ogniwa mierzy się stos el porównawczą E=EH+/H-Eporów=2,303/F lgaH+-Eporów wart pH: pH=-(E+Eporów)/2,303RT. El wodorowej nie można stosować w środowiskach utleniających lub redukujących i wobec substancji zatruwającej platynę, stos jako katalizator. Względny potencjał elektrody anionowej E=E0+(RT/z-F)ln(a-/x-0) EL II-GO R aktywność kationów metalu jets określona przez iloczyn rozpuszczalności odpowiedniej soli trudno rozpuszczalnej EAgCl/Ag=E0AgCl/Ag+(RT/F)ln(aAg+/x0Ag+­)=[E0Ag+/Ag+(RT/F)lnPAgCl] ; -(RT/F) ln(aCl-/xCl-0) =E0AgCl/Ag-(RT/F) ln(aCl-/xCl-0) . el drugiego rodzaju: srebrna, chlorosrebrna, bromosrebrna, jodosrebrna, kalomelowa KClmHg2Cl2sHg stosuje się je jako el porównawcze. El kalomelowa ma potencjał stały i dobrze odtwarzalny. ELEKT REDOX- utleniająco-redukujące , wykonuje się je zanurzając metal szlachetny (zwykle Pt) w r-rze subst występującej na dwóch stopniach utlenienia. Metal pośredniczy tylko w wymianie elektronów pomiędzy dwiema postaciami subst. El chinhydronowa- układ tworzy chinhydron, który w r-rze rozpada się na jedną cząsteczkę chinonu i jedną hydrohinonu. Potencjał tej el zależy od stężenia jonów wodorowych. Potencjał Ech=E0+(RT/2F)ln[ox]/[Red2-]. W środ silnie alkalicznym dysocjacja jest całkowita i potencjał el nie zal od pH. El chinhydrowe były stosowane do pomiaru pH, przy pH<7 ELEKTR JONOSELEKTYWNE- przy budowie wykorzystuje się membrany, wykazujące dużą selektywn w stos do określonego rodzaju jonów: elektrody z membraną stałą i ciekłą. Właściwość membran polega na tym, że wykazują powstawanie potencjałów elektryczn między dwoma r-rami. Potencjał membranowy: ΔφM21 Równowagę między jonami w r-rze i jonami związanymi w membranie opisuje się za pomocą dwóch równowag: równowagi Donnana między jonami w roztworze a „wolnymi” jonami w membranie i równowagi wymiany jonowej między „wolnymi” a związanymi jonami w membranie. Równowagę Donnana opisują równania: φ2- φq=-(RT/F) ln(aB,2/aB,q)=(RT/F) ln(aK,2/aK,q) , φP- φ1=-(RT/F) ln(aB,1/aB,P)=(RT/F) ln(aK,1/aK,P) , aB,P aB,q aK,q aK,P – aktywności jonów wolnych w membranie, aB,2 aB,1 aK,2 aK,1 –aktywności tych jonów w roztworach 1 i 2. Elektrody jonoselektywne zbudowane są w ten sposób, że tylko jedna powierzchnia membrany styka się a badanym roztworem. Membrana zwykle jest zamocowana na końcu rurki z tworz sztucznego, w której znajduje się drugi roztwór, z odp elektrodą wyprowadzającą. Struktura stałych membran stanowi sieć określonych jonów, do której przenikają jony naładowane przec

iwnie. Membrana może być wykonana z monokryształu, stosowane są elektrody chlorowcosrebne, fluorkowe, siarczkowe.



ELEKTRODA SZKLANA. Wykonuje się w postaci rurki szklanej zakończonej od dołu bardzo cienką membraną szklaną. W rurce znajduje się roztwór nie ulegający zmianie podczas pomiaru, w roztworze jest zanurzona elektroda porównawcza: chlorosrebna, kalomelowa. Potencjał elektrody szklanej, względem elektrody porównawczej: E=Eo+(RT/F) ln aH3O+

OGNIWA GALWANICZNE JAKO ŹRÓDŁO PRĄDU. Użytkowe źródła prądu muszą charakteryzować się: przy produkcji masowej muszą być wykonane z mater tanich, powinny charakteryzować się wysokim i utrzymującym się długi czas napięciem, dobrą wydajności prądową. Na elektrodach nie powinny zachodzić zbyt szybko zmiany hamujące potencjałotwórcze procesy elektrodowe obniżające napięcie. Ogniwo Laclanche’go: biegunem ujemnym będącym jednocześnie osłoną jest blaszka cynkowa, a dodatnim pręt grafitowy otoczony mieszaniną proszku węglowego, elektrolitem jest 10-20% roztwór chlorku amonu. W odmianie mokrej stos r-r, a w odmianie suchej do roztworu dodaje się wypełniacz (trociny). Schemat ogniwa: CMnO2(s- γ)+CNH4Cl(aq)Zn. SEM stopniowo maleje w czasie pracy. Na anodzie cynk rozpuszcza się przechodząc do roztworu w postaci dwuwartościowych jonów, na katodzie zachodzą złożone procesy. Wadą tego ogniwa jest niemożliwość regeneracji, duży opór wew, zmienność SEM w czasie pracy. Ogniwo tlenowo-wodorowe. To ogniwa paliwowe: niskotemperaturowe <100 oC, wysokotemp >800oC. Zbudowane są z dwóch rurowych elektrod wykonanych z porowatego węgla, otoczonych od zew wodnym r-em wodorotlenku potasowego. W porach, szerszych od strony gazu i węższych od strony cieczy, przez które gaz nie wydostaje się na zew rur ani też nie przedostaje się do ich środka, zachodzą tu reakcje: O2+2H2O+4e=4OH- (r katodowa), 2H2+4OH-=4H2O+4e (r anodowa). Sumując te rów uzyskujemy stechiometryczne rów syntezy wody, dzięki tej r pracuje to ogniwo. W ogniwach tego typu stos także metan. Wadą jest ich wysoka cena.

AKUMULATORY. Ogniwa odwracalne, po pobraniu z nich określonej en można je ponownie ładować. Najczęściej stosowany jest akumulator ołowiowy. Sub potencjałotwórczą jest wyprasowany w matrycę PbO2. Elek ujemna zbud jest z Pb, zanurzona jest ona w 30% roz H2SO4. Schemat ogniwa: PbPbSO4(s)  H2SO4(aq)PbSO4(s)PbO2(s)Pb. Zachodzące proc elektrodowe: PbO2+4H++SO4-2+2e↔PbSO4(s)+2H2O (r katodowa), Pb+PbO2+2H2SO4↔PbSO4+2H2O (r anodowa), sumarycznie : Pb+PbO2+2H2SO4↔ 2PbSO4+2H2O. Proces ten jest odwracalny. W czasie pracy ogniwa( czerpania prądu) r przebiega z lewej strony na prawą, a w czasie ładowania w kierunku odwrotnym. Zaletą jest duża wydajność energetyczna, znaczna wyd prądowa, mały opór wew. Akumulator żelazowo-niklowy. Schemat: FeFe(OH)2(s)KOH(aq)Ni2O3(s)Ni. Skł się z ujemnej elektrody, którą jest płytka żelazowa, gdzie zachodzi r: Fe+2OH-↔Fe(OH)2+2e, oraz katody- zaw tlenek niklu, gdzie zachodzą reakcje: 2Ni(OH)+2e↔2Ni(OH)2+2OH-. Elektrody zanurzone są w r-rze KOH. Sumaryczna reakcja ogniwa: Fe+2Ni(OH)3↔2Fe(OH)2+2Ni(OH)2. Elektrolit nie bierze udziału w r sumarycznej. Podczas rozładowania następuje obniżenie SEM ogniwa-przypisuje się to r ubocznym. Wyd energetyczna i prądowa jest niższa niż akumulatora ołowiowego. Zaletą jest stosunkowo mały ciężar i mniejsza wrażliwość na przestoje w stanie w stanie rozładowania. Akumulator srebrowo-cynkowy. Biegu dodatni to elektroda srebrowa, pokryta tlenkami srebra jedno-i dwuwartościowego, a biegun ujemny to elektroda cynkowa, pokryta tlenkiem cynkowym. Są one zanurzone w 40% wodnym r-rze KOH, który jest nasycony r-em cynkanu potasowego. Schemat: ZnZnO(s)KOH(aq),K2ZnO2(aq)AgO(s)Ag2O(s)Ag. Zachodzące r: AgO(s)+4H2O+2e↔Ag(s)+2OH- (r katodowa), Zn(s)+2OH-↔Zn(s)+4H2O+2e (r anodowa). Sumarycznie: AgO(s)+Zn(s) ↔ZnO(s)+Ag(s). W czasie pracy ogniwa r przebiega z lewa na prawo, w czasie ładowania w kierunku odwrotnym. Zaleta: mała masa w stosunku do skumulowanej energii. Wada: wys cena, ograniczona trwałość.

STATYSTYKA MAXWELLA-BALTZNANA. Opiera się na założeniach:1. Wszystkie cząstki rozpatrywanego zespołu są dla siebie odróżnialne. 2. Niektóre z nich mogą występować w tym samym stanie energetycznym. 3. Każdy stan określamy położeniem cząstki w przestrzeni i zasobem posiadanej energii jest tak samo prawdopodobny. Baltzann chciał określić związek między mikrostanem a makrostanem układu. Zwykle szereg mikrostanów charakteryzuje dany makrostan. Im jest ich więcej tym dany makrostan jest bardziej prawdopodobny. Gdy mikrostany są jednakowo prawdopodobne to o prawdopodob makrostanu decyduje jedynie liczba realizujących go mikrostanów. Liczbę tę nazywamy p-stwem termodynamicznym. Jest ono większe lub w granicznym przypadku równe jedności, gdy dany makrostan zrealizowany jest tylko przez jeden mikrostan: p>=1, p-stwo termodynamiczne. Gdy układ składa się z n cząsteczek, które chcemy rozdzielić na k komórek tak, aby w pierwszej było n1 cząsteczek w drugiej n2 itd. wówczas liczba takich możliwości równa p-stwu termod danego makrostanu wynosi: p=n!/n1!n2!...nk!. Wzór na logarytm p-stwa termod: ln P=lni- Σln n, wzór Stirlinga: ln ni=n ln n-n, ln P=n ln n-n- Σni ln ni+Σ ni=n ln n- Σni ln n P-stwo termod umożliwia określenie najbardziej prawdopodobnego (dla danego izolowanego układu) rozkładu n cząstek na k komórek tzn takiego, któremu dla danego izolowanego układu odp maksymalna wartość p-stwa termod wobec tego: d ln P=-d Σni ln ni=- Σ(ni-1/ni +ln ni)d ni=- Σ(1+ln ni)d ni=0. Jest to słuszne, dgy d ni =0 czyli ni=const, n= Σni = const. Jeżeli do opisu stanu pojedynczej cząstki o bardziej złożonej budowie potrzeba ogólnie biorąc r współrzędnych q1, q2...qr określających jej położenie r parametrów p1, p2...pr – określających jej energię to przestrzeń fazowa μ ( do opisów mikrocząsteczki) będzie 2r- wymiarowa, a jej element objętości wyraża się wzorem:dr1=dq1dq2...dqr dp1dp2...dpr Analogicznie element objętości przestrzeni fazowej γ będzie równy: dv γ =dq11dq21...dqr1dq12dq22...dqr2...dq1ndq2ndqrndp11dp21...dprdp12dp22...dpr2...dp1ndp2n...dprn . Jeżeli układ zawiera n cząsteczek a każda z nich wymaga 2r parametrów do opisania jej stanu to do opisania całego układu potrzeba, więc 2rn parametrów, a więc przestrzeń γ jest 2rn wymiarowa.

KOMPLEKS- zw koordynacyjny zespolony, którego cząsteczki zawierają atom centralny połączony wiąz koordynacyjnym z ligandami. Liczba koordynacyjna ligandów wynosi najczęściej 4. ligand- cząsteczka połączona bezpośrednio z ośrodkiem koordynacyjnym



TEORIA KOMPLEKSU AKTYWNEGO. Zbliżające się do siebie cząsteczki podczas reakcji chemicznej mają energię kinetyczną i potencjalną. Siły przyciągające orientację cząsteczki tak, aby ich konfiguracja po zbliżeniu odpowiadała minimum energii potencjalnej. Po zbliżeniu energia kinetyczna cząsteczek rośnie. Dalsze zbliżanie powoduje wzajemne przeniknięcie się ich powłok elektromotorowych, czemu sprzyja wzrost energii potencjalnej i zmniejszenie się energii kinetycznej. Jeśli odległości między jądrami reagujących cząsteczek są porównywalne z odległością między jądrami wew cząsteczek energia kinetyczna może zostać zużyta na rozluźnienie dotychczasowych i utworz nowych wiązań- ten stan nazywa się kompleksem aktywnym. Kompleks aktywny może się rozpaść na cząsteczki substratów lub na nowe cząsteczki produktów, czas zużycia kompleksu aktywnego jest rzędu 10-13 s; (kTh)-1:k-stała Boltznana, h-stała Plancka. Kompleks aktywny traktuje się jako cząstkę i postuluje się istnienie równowagi termodynamicznej między reagentami i kompleksem aktywnym. Stała szybkości reakcji: k=И(kT/h) (F≠/F) exp(-E≠/RT); F≠,F-sumy stanów wew st swobody kompleksu aktywnego reagentów, E≠ - zmiana energii układu podczas przejścia od reagentów do kompleksu aktywnego, И- współ określający p-stwo rozpadu kompleksu aktywnego.. Wyznaczenie stałej k wymaga określenia energii potencjalnej kompleksu aktywnego jako konfiguracji oraz energetycznych stanów rotacyjnego, oscylacyjnego elektronów.

KATALIZA. Katalizator to sub chem, która zmienia szybkość r nie ulegając sama zmianie pod względem chemicznym jak i też ilościowym. Z reguły bierze ona udział w tworzeniu aktywnego nietrwałego związku pośredniego i przed zakończeniem r powraca do pierwotnej postaci chemicznej. Tworzy z substratem kompleks aktywny: rk=roe(-Δt(ΔG))/RT. Rola katalizatora polega na zmianie szybkości reakcji, ale są też przypadki, że katalizator warunkuje przebieg danej r, a czasem rodzaj użytego katalizatora decyduje o składzie otrzymanych końcowych produktów. Substancja, która zmniejsza szybkość r- inhibitor. W szczególnych przypadkach katalizatorem mogą być reagenty. Ten rodzaj katalizy nazywany jest antykatalizą. Inne to:- kataliza homogeniczna- jeśli katalizator jest w tej samej fazie co reagenty (jednofazowa) Przypadek ten obejmuje reakcje przebiegające z udziałem katalizatora w jednej fazie , zazwyczaj gazowej lub ciekłej. Odgrywa dużą rolę w r biochemicznych, w procesach zachodzących w org żywych. R przebiegają katalitycznie w niskich temp. Procesy katalityczne są ważne dla oczyszczania atmosfery. - heterogeniczna: jeśli katalizator i sub reagujące są w innej fazie, szczególnie gdy katalizatorem jest ciało stałe, a reagenty występują w fazie ciekłej bądź gazowej (kat kontaktowa). Stały katalizator nosi nazwę kontaktu. Cechą odróżniającą katalizę kontaktową od homogenicznej jest konieczność dopływu substratów i odpływ produktów od powierzchni kontaktu. Nie cała pow kontaktu posiada zdolność katalizowania r, lecz tylko pewne jej miejsca zwane centrami aktywnymi. Etapy: -dyfuzja zew lub do fazy gazowej, konwekcja wyw zajściem r-cji, chemisorpcja substratów-uaktywnienie cząsteczek. Reagują one między sobą po zaabsorbowaniu lub też cząsteczki zaabsorbowane reagują z cząsteczkami fazy gazowej - mikroheterofazowa: gdy katalizator znajduje się w stanie bardzo dużego rozdrobnienia. Podstawowym czynnikiem jest aktywność katalizatora, mierzy się ją ilością sub otrzymanej w jed czasu w jed katalizatora. Przy doborze katalizatora ważna jest selektywność: A=ilość subst/nk.

ADSORPCJA. Jest zjawiskiem powierzchniowym związanym z istnieniem granic międzyfazowych. Charakteryzuje się tym, że własności faz na powierzchni są inne niż we wnętrzu. Cząstki we wewnątrz przy f ciekłej lub stałej otoczone są równomiernie przez sąsiadujące cząsteczki i działania sił międzycząsteczkowych kompensują się ( ich wypadkowa równa jest zeru). Cząsteczki w warst powierzchn ulegają nierównomiernemu oddziaływaniu. Dlatego własności fizykochemiczne są inne dla warstwy pow i inne dla pozostałej masy danej fazy. Absorpcja- jest to zdolność do powierzchniowego zagęszczania lub rozrzedzania danej substancji. Towarzyszy zmianie powierzchniowego zagęszczania, jest to pochłanianie cząstek w całej objętości fazy. Absorpcja dodatnia- zagęszczanie cząsteczek na powierzchni. Absorpcja ujemna-rozrzedzanie w wyniku wciągania ich w głąb fazy. Sorpcja- efekt sumaryczny obu zjawisk. Abs -fizyczna (siły Van der Waalsa) małe ciepło adsorpcji, jest b szybka, w małym stopniu zależy od absorbenta a w większym od rodzaju cząstek adsorbatu, -chemiczna (siły wiązania chemicznego). Różnią się one siłami wiążącymi cząsteczki adsorbatu z powierzchni cząsteczkami adsorbatu. Chemisorpcja- wymaga od przebiegu większej energii aktywacji, duże ciepło adsorpcji, zależy od rodzaju adsorbatu. Gdy adsorpcja zachodzi na półprzewodniku pojawieniu się wiązań między cząstkami adsorbenta i adsorbatu towarzyszy pojawienie w cienkiej warstwie powierzchniowej o grubości do 10-4 cm, tzw. warstwie brzegowej, nośników prądu elektrycznego elektronów lub dziur. Gdy adsorpcja zachodzi na metalach to rolę czynnika wiążącego spełniają wolne niesparowane elektrony metalu. Adsorbowane cząstki mają dostarczyć elektrony do niesparowanych poziomów d metali lub też pobierać je. Podatność magnetyczna powiększa się lub maleje. Równanie izobary absorpcji x/m=f(T), p=const .Równanie izochory ab przy zastrzeżeniu stałych ilości zaadsorbowanego gazu lgp=(1/T), p=f(T) cząstkowe ciepło molowe absorpcji dlnp/dT=Qd/RT2, Qd- cząstkowe ciepło molowe adsorpcji- ilość en wymieniona na sposób ciepła przeliczona na 1 mol adsorbatu, która wydziela się podczas adsorpcji małej ilości gazu, stopień zapełnienia powierzchni adsorbentu pozostaje niezmieniony Qd=dQ/dx



Wpływ ciśnienia na ilość zaadsorbowanej substancji jest duży w obszarze niskich temp i ciśnień. Może być wyrażone równaniem x/m=kp1/n i przy założ że ciepło adsorpcji maleje liniowo wraz z logarytmem. Izoterma ads Freundlicha x/m=kp1/n ; 1/n(0,2-0,9). W war niskich ciśnień ads ma charakter prostoliniowy właściwy dla 1/n=1

IZOTERMA ADSORPCJI LANGMUIRA- na powierzchni adsorbentu znajduje się określona liczba miejsc aktywnych. Na każdym z tych miejsc może adsorbować się tylko jedna cząsteczka adsorbatu. Wiązanie z adsorbentem może być chem lub fiz, lecz dostatecznie silne, aby cząst zaadsorb subst nie przemieszczały się po powierzchni. Dla powierzchni adsorbentu powstaje jednocząsteczkowa warstwa adsorpcyjna. Równowaga: cząsteczka gazu +miejsce aktywne na powierzchni adsorbentu= zlokalizowany kompleks absorpcyjny. Stan równow dynamicznej między gazem a adsorbentem ustali się gdy szybkość adsorpcji stanie się równa szybkości desorpcji z powierzchni ciała stałego. Ø=a/am ; Ø-ułamek rzeczywistej pokrytej przez cząsteczki powierzchni, am- max wysycenie- jednolita warstwa jednocząsteczkowa. Szybkość adsorpcji będzie proporcjonalna do ułamka powierzchni niezajętej i do ciśnienia gazu wads=k2=(1-Ø)p. w stanie równowagi Ø=k2p/(k1+k2p) dla małych ciśnień izoterma Langmuira a=(am/k)p dla dużych ciśnień p>>k a=am stężenie w warstwie zaadsorbowanej osiąga swoją max wart dalszy przebieg izotermy jest prawie poziomy p/a=k/am+(1/am)p. Izoterma jest metodą do wyznaczania powierzchni właściwej adsorbentu wykres

IZOTERMA ADSORPCJI BET- charakterystycznym zjawiskiem w adsorpcji powierzchniowej jest przewodzenie ich do kondensacji przy wyższych względnych ciśnieniach. W takich war wielkość adsorpcji przy cieczy zwilżającej powierzchnię adsorbentu staje się nieskończenie duża. Brunauer, Emmett i Teller opracowali teorię ads wielowarstwowej. Podstaw założeniem jest możliwość zastosowania teorii Langmuira do każdej warstwy adsorpcyjnej. Gdy pierwsze chemisorbow cząstki utworzą warstwę jednocząstecz dalsze lokują się w drugiej i następnych w wyniku działań słabszych sił van der Waalsa. Stan równowagi dynamicznej ustalający się między warstwami p/p0-p)v=1/cvm+(c-1)/(cvm)*(p/po) ; v- objętość adsorbatu, vm- max jego objętość p- aktualne ciśnienie, po-ciśnienie równowag c=e(Δh0-Δhi)/RT; Δh0efekt cieplny adsorpcji Δhi- ciepło adsorpcji w dalszych warstwach. Metoda ta nadaje się do wyznaczania powierzchni właściwych adsorbentów mając dość duże pory, w których bez trudu mogą zmieścić się adsorbowane cząsteczki adsorbatu. W przyp porów mniejszych od pięciokrotnej wart średnicy cząsteczek zapełniają się one pod ciśnieniami na tyle mniejszymi, że na powierzchniach płaskich tworzyłaby się warstwa jednocząsteczkowa. Adsorpcja zachodzi w centrach aktywnych- atomy o niewysyconych wartościowościach położone na najbardziej skrajnych wysuniętych miejscach. Defekty sieci przestrzennej ułatwiają wymiany elektronów między cząst adsorbentu i adsorbatu. Miejsca te charakteryzują się największym ciepłem adsorpcji i ulegają najpierw wysyceniu. Powierzchnia tego adsorbentu mieści centra o różnej en wiązania cząst adsorbatu. Ciepło adsorpcji maleje w miarę wysycania powierzchni. Wykres histereza adsorpcji


ADSOPCJA Z R-RÓW- przyczyną są siły oddziaływania międzycząsteczkow. Do jej scharakteryzowania można zastosować izotermę Frendlicha: x/m=kc1/n, c- stężenie roztworu, m-masa adsorbenta. Lg x/m= lg k+1/n lg c – charakter prostoliniowy. Na adsorbencie mogą się zaadsorbować zarówno cząsteczki rozpuszczalnika jak i substancji rozpuszczanej. Im↑ oddziaływanie między cząsteczkami rozpuszczalnika a sub rozpuszczonej adsorbowanej tym więcej jest cząstek rozpuszczalnika na pow adsorbenta (mniej cz sub jest zaadsorbowanych na pow adsorbenta). Im oddziaływania te są ↑ tym ↑ jest napięcie powierzch. Im ↑ δ ( nap pow) tym trudniej adsorbuje się dana substancja. Im ↓ δ tym ... ( odwrotnie). Adsorbenty dzielimy na: -hydrofobowe np. węgiel aktywny; powoduje, że między cieczą a adsorbentem wytwarza się duże napięcie międzyfazowe. Woda źle zwilża węgiel aktywny i sub łatwo się adsorbują. – hydrofilowe; łatwo zwilżane przez wodę, polarna ciecz łatwo zwilża adsorbent, więc dobra jest adsorpcja rozpuszczalnika, ale gorsza sub rozpuszczalnych. Jest to adsorpcja ujemna ( rozpuszczalnik wypiera cząsteczki sub rozpuszczanej z pow adsorbenta np: silikożel. Miarą tego zjawiska jest aktywność powierz: G= -(δб/ δc)S,T. W zależności od znaku pochodnej rozróżniamy: G>0- sub aktywna (powierzchniowo czynna), G<=0 – sub nieaktywna ( pow nieczynna. Reguła stężeń Gibbsa. Rozcieńczając roztwór dodajemy pewną objętość dv rozpuszczalnika tzn, że zwiększa się powierzchnia rozpuszczalnika. Wykonaną pracę rozpisujemy dwuetapowo: dA1= πdv- [б+( δб/ δv)S,T dv]ds. Najpierw zmiana powierzchni i potem zmiana ciśnienia w stałej temp i objętości. Drugi etap: dA δ=[ π+(δπ/δs)V,pds]dv-бds. Jeżeli efekt rozpuszczania jest taki sam to dA1=dA2, πdv-бds-(δб/δv)S,Tdv dsб = πdv+(δπ/δs)V,Tdsdv-бds, -(δб/δv)S,Tdv ds= (δπ/δs)V,Tdvds, -(δб/δv)S,T=(δπ/δs)V,T, (δπ/δc)V,T (δc/δs)V,T=-(δб/δc)S,T (δc/δv)S,T. Z równania na ciśnienie osmotyczna wylicza się wartość pochodnej π=cRT; (δπ/δc)V,T=RT, RT(δc/δs)V,T= -c/RT (δб/δc)S,T, po przekształceniu: -V(δc/δs)V,T= - c/RT (δб/δc)S,T , ponieważ vdc=du, więc adsorpcja : Г= -du/ds=-V(δc/δs)V,T=- c/RT(δб/δc)S,T, Г= (c/RT) G, G=-( δб/δc)S,T. Jest to treść izotermy Gibbsa. Znak Г jest taki sam jak pochodnej napięcia powierzchniowego po stężeniu. Dla sub pow czynnych Г>0 ( na powierzchni adsorbata będą się gromadziły cząsteczki sub rozpuszczonej)
Dla sub pow czynnych: б-бo= - b ln(1+ac), a,b-współ empiryczne tego równania. (δб/δc)S,T=-ab/1+ac, -(δб/δc)S,T=G= Г RT/c , -b/RT=To , 1/a=B, Г=Гo c/B+c

.

ADSORPCJA NA GRANICY CIECZ GAZ-napięcie powierzchniowe jest właściwością cieczy odróżniającą ją od gazu. Każda cząsteczka znajdująca się wew fazy ciekłej jest równomiernie otoczona przez inne cząsteczki i ma wysycone siły wzajemnego oddziaływania. Cząsteczki położone na powierzchni cieczy znajdują się w zupełnie odmiennych war. W dolnej części cząsteczki otoczone są mniej więcej równomiernie przez inne cząsteczki. Cząst położone na graniczącej z fazą gazową cieczy ulegają oddziaływaniu z wnętrza cieczy gdyż oddziaływanie cząst powierzchniowych z cząst gazu nad powierzchnią są znikomo małe w porównaniu z cząsteczkami cieczy.



REAKCJE CHEM opisuje się metodami kinetyki chem. Zajmuje się ona szybkością przemiany, met statyki, określającymi warunki przebiegu danej reakcji: zdolność r do przemiany, wyznaczeniem max możliwego stopnia przereagowania. Reakcje chem: proste, złożone, odwracalne nieodwracalne homofazowe, heterofazowe, endo i egzotermiczne. Metody statyki zajmują się określeniem zdolności do przemiany przez podanie powinowactwa chemiczn oraz ich ilościowym opisem przez wyznacz stałej równow chem- f stopnia przemiany w war równowagi

EFEKT SOLNY -Szybkość reakcji jest funkcją stężeń poszczególnych reagentów v=k*f(c1), k- współ proporcjonaln zal od temp.stałe równowagi reakcji zachodzących zależą od stanu początk reagujących ze sobą jonów oraz obecności elektrolitów obojętnych. efekt ten wyjaśnił Bronsted na podstawie teorii mocnych elektrolitów. E zjawisko polegające na tym że szybkość reakcji jonowych zmienia się znacznie pod wpływem obecności elektrolitów obojętnych przy czym wielkość i kierunek zmian od tzw. siły jonowej r-ru i od ładunku reagujących jonów, a więc od ich wartościowości. Wraz ze zmianami stężeń elektrolitów, zmieniają się współczynniki aktywności reagujących jonów, a więc od ich wartościowości. Pierwotny efekt solny- wraz ze zmianami stężeń elektrolitów zmieniają się współczynniki aktywności reagujących jonów, co może pociągać za sobą zmiany stężenia jonów- jest to wtórny ef solny.

MECHANIZ POWSTAWANIA SEM-półogniwo elektroda typu Mez+/Me nazywamy układ skałdający się z metalu zanurzonego w r-rze soli tego metalu MeX. Ogniwo galwaliczne ukł dwóch elektrod połączonych ze sobą w taki sposób, że możliwy jest przepływ ładunku el z jednej elektrody do drugiej, po połączeniu tych elektrod przewodem na zewnątrz ogniwa. Różnica potencjałów występująca pomiędzy elektrodami ogniwa odwracalnego –SEM. Jeżeli połączymy elektrody ogniwa przewodn elektryczności ogniwo jest wtedy źródłem prądu el. Przepływ prądu narusza stan równowagi w obu półogniwach. Zwierając elektrody poprzez opór nieskończenie wielki, sprowadza się prąd do art. Nieskończenie małej, wskutek czego reakcja w ogniwie będzie przebiegała nieskończenie wolno, nie naruszając odwracalności układu. W war tych ogniwo będzie stale wykazywało wart siły elektromot charakterystyczną dla ogniwa otwartego – nie połączonego przewodnikiem. –Δg=zFE ; z- liczba elektronów biorących udział w reakcji ogniwa, F- stała Faradaya E- SEM ogniwa. Zależność SEM ogniwa od temperatury (δΔg/δT)p,c=-zF(δE/δT)p,c z zależności Gibbsa-Helmholtza Δh=-zF[E-T(δE/δT)p,c] ; Δs=zF(δE/δT)p,c Precyzyjne pomiary temperatury pozwalają na wyznaczenie różnicy pojemności cieplnych substratów i produktów reakcji ogniwa. Wg prawa Kichoffa (δΔH/δT)p=ΔCp ; ΔCp- różnica molowych pojemności cieplnych produktów i substratów.

KINETYKA


Mechanizm przemiany chemicznej-ujmuje wszystkie przebiegające relacje elementarne, układ równań stechiometrycznych. Zbiór współczynników stechiometrycznych charakteryzuje reakcję, a nie reagenty. Stosunek współczynników stechiometrycznych jest wielkością stałą i charakterystyczną dla danej reakcji dodatnie dla produktów i ujemne dla substratów Liczba moli- ilość składnika zawartą w ukł mi=Mini mi- masa składnika, ni -liczba moli Mol zawiera jednakową liczbę cząsteczek Postęp reakcji- jeżeli liczba moli składnika przed reakcją wynosi n0i to postęp należy wyrazić za pomocą /ni-n0i//vi ma to jednakową wartość dla wszystkich reagentów= Liczba przemiany X ni=n­0i+viX . Aktualna ilość składnika w jedn masy mi=m0i+viiX . jeżeli w układzie przebiega jednocześnie kilka reakcji, dla każdej z nich wyznaczyć można stopień przemiany. Oznaczając przez Xj bezwzględny stopień przemiany w j-tej reakcji znajdujemy, udział tej reakcji w całkowitej zmianie liczby moli składnikani=n0i+suma vj,i­Xj . Stężenie molowe-, gdy w obj V znajduje się ni moli substancji Ai wtedy stężenie molowe ci=ni/V Stężenie masowe Jeżeli masa substancji Aj zawartej w objętości V wynosi mi to jej stężenie masowe lub gęstość jest równa ro=mi/V Ułamek molowy jeżeli całkowita liczba moli składników zawartych w układzie jest równa n=suma ni wtedy ułamek molowy składnika A­i zdefiniowany xi=ni/n Udział masowy m=suma mi , dla mieszanin gazów wygodną miarą stężenia jest ciśnienie cząstkowe. Dla gazów doskonałych piV=niRT, ci=xiP/RT dla gazów rzeczywistych wprowadzamy współczynnik ściśliwości pi=ciZi/RT wart Zi zależy od rodzaju substancji oraz od ciśnienia i temp. Zmiana stężeń składnika Ai w układzie można wyrazić za pomocą stopnia przemiany X. Gdy reakcja przebiega w stałej objętości, wtedy aktualne stężenie molowe będzie równa ci=ni/V=noi/V+viX/V=coj+viE, E stopień przemiany wyr w molach na jedn objętości. Szybkość reakcji- ma na celu określenie zmian składu mieszaniny reagującej w czasie przebiegu. Skład tej mieszaniny można wyrazić różnie, szybkość reakcji stosując bezwzględny stopień przemiany R=dX/dt zmiana liczby składnika A­i spowodowaną wejściem tylko jednej reakcji dni/dt=d/dt[noi+nviX]=viR szybkość reakcji podana w molach na jedn czasu, wart intensywna r=R/V dla reakcji przebiegających izochorycznie r=1/VdX/dt=d/X/V//dt=dε/dt jeżukł ulega zmianie podczas przebiegu reakcji wtedy r=1/Vd/Vε//dt=dε/dt+εdlnV/dt szybkość reakcji podana w molach na jedn masy ukł i jedn czasu r’’=R/m=d/dt/X/m=r/’ro’ szybkość zmiany stężęnia molowego składnika dci/dt=viR/V=vir przy zmiennej objętości zmianę stężenia składnika Aj podaje dci/dt=d(n/V)/dt=(1/V)(dni/dt)-ci(dlnV/dt)=Vir-ci(dlnV/dt) zmianę stężenia sumarycznego opisuje się podobnie dc/dt=Δvr-c(dlnV/dt) WZORY

Szybkości R i r są różne dla różnych reakcji, zależą od fizykochemicznych własności reagentów, składu mieszaniny, temperatury stężenia katalizatora



Kinetyka reakcji homofazowych, bez zmiany objętości stężenie składników ci=coi+viε równanie to jest spełnione dla substratów i produktów. Przy ustalonej temperaturze szybkość jest funkcją stężenia substratów, ri=kΠBi=1ciBi ri- szybkość reakcji pierwotnej, k- stała szybkości reakcji Bi- rzędowość reakcji wzgl składnika. W ustalonej temp szybkość reakcji odwrotnej będzie zależała od stężenia produktów reakcji pierwotnej r2=k’Πi=1mciY , szybkość reakcji odwrotnej Yi rzędowość reakcji wzgl produktu Ai dla r nieodwracalnej k’=0

ODWRACALNOŚĆ przebiegające zwykle tak że w powstałych produktów mogą być odtwarzalne substraty, jeżeli szybkośc reakcji odwracalnej jest równa 0 wtedy reakcję nazywamy odwr. RZĘDOWOŚC REAKCJI Bi- rząd reakcji względem składnika Ai gdy szybkość r=kΠciBi B=suma Bi rząd reakcji jest wielkością charakterystyczną dla danej reakcji CZĄTECZKOWOŚĆ określa liczba cząsteczek biorących udzial w akcie elementarnym 2SO3-2SO2-O2=0 REAKCJE ZŁOŻONE podczas ich przebiegu w ukł przebiega jednocześnie szereg reakcji prostych REAKCJE I-GO RZĘDU odwracalne r=dc1/dt-dc2/dt=k12c1-k21c2 war początkowe t=0, c0=c10, c2=c02 stałą szybkości reakcji oblicza się na podstawie oznaczonych doświadczalnie stężeń substancji od czasu na drodze analitycznej lub wyznacza się ją graficznie

Kinetyka chemiczna jest nauką o szybkości reakcji. Podstawowe prawa powinny być spełnione dla wszystkich typów reakcji. U podstaw katalizy leży wpływ na przebieg reakcji pewnych substancji zwanych katalizatorami. Zastosowanie ich daje możliwość prowadzenia przemiany w pożądanym kierunku ze zwiększoną szybkością. Przebieg procesów można zmieniać zmieniając ciśn remp skład mieszaniny reagującej czas jej przebywania w war reakcji. przebieg proc zal od własności katalizatora. W procesach katalizy heterofazowej reakcja przebiega na granicy faz ciało stałe płyn, w warstwie zaadsorbowanych reagentów. Towarzyszą jej procesy adsorpcji substratów i desorpcji produktów. Szybkość procesu sumarycznego zal od szybkości tych etapów
1   2   3   4   5   6   7   8


©absta.pl 2016
wyślij wiadomość

    Strona główna