Химическая кинетика Юрмазова Татьяна Александровна Томский политехнический университет

ПЛАН 1. Скорость химической реакции 2. Классификация химических реакций 3. Закон действующих масс 4. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа 5. Энергия активации. Уравнение Аррениуса 6. Влияние давления на скорость химической реакция 7. Катализ

Основные понятия Кинетика – наука о скоростях и механизмах процессов Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реакций

Скорость химической реакции Под скоростью химической реакции понимается число элементарных актов взаимодействия реагентов в единицу времени, сек., мин., час, в единице объема – мл, литр, м 3 - для гомогенных реакций или на единице поверхности.

Скорость химической реакции На практике скорость химической реакции выражается изменением концентрации реагентов или продуктов в единицу времени.

Классификация химических реакций а) Гомогенные- реакции в которых реагенты находятся в одном агрегатном состоянии б) Гетерогенные- реакции в которых реагенты находятся в различных агрегатных состояниях.

Классификация химических реакций ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ПРОСТЫЕСЛОЖНЫЕ

Простые химические реакции Простая или элементарная реакция протекает в одну стадию, без образования промежуточных веществ. Простые реакции делятся на: мономолекулярные бимолекулярные трехмолекулярные

Мономолекулярная реакция – в элементарном акте участвует одна молекула (разложение)

Бимолекулярная реакция - в элементарном акте участвуют 2 молекулы (столкновение двух молекул)

Трехмолекулярная реакция в элементарном акте участвуют три молекулы, вероятность их столкновения мала

Сложные реакции Сложные реакции протекают в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов. Сложные реакции бывают: последовательные параллельные реакции цепные реакции

Последовательные реакции

Параллельные реакции

Цепные реакции

Закон действующих масс (Гульдберг и Вааге) Скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

Где: k – константа скорости химической реакции, С А, С В – молярные концентрации реагентов в любой момент времени моль/л, a, b – стехиометрические коэффициенты, а – порядок реакции по веществу А, b – порядок реакции по веществу В, а + b –общий кинетический порядок реакции. Общий порядок простой реакции совпадает с ее молекулярностью.

ПРИМЕР: по N 2 O первый порядок, по Н 2 первый порядок, суммарный второй. Для простой реакции общий порядок равен сумме частных порядков.

Порядок реакции Если реакция сложная, то происходит ряд промежуточных превращений и порядок реакции равен порядку реакции лимитирующей стадии. В сложных реакциях порядок реакции не совпадает с ее молекулярностью. Молекулярность - это число одновременно сталкивающихся молекул.

ПРИМЕР: Реакция образования воды, сложная цепная реакция: 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О Н 2 + О 2 = ОН + ОН ОН + Н 2 = Н 2 О + Н Н + О 2 = ОН + О О + Н 2 = ОН + Н

ПРИМЕР: порядок по водороду - 0,4 порядок по кислороду – 0,3 сумма равна 0,7 порядок реакции не совпадает со стехиометрическими коэффициентами. Молекулярность равна трем.

Графическое определение порядка реакции а) n=0 б) n=1 в) n>1

Графическое определение порядка реакции в координатах (C; t) Если построить зависимость в координатах концентрация от времени, то можно определить как порядок реакции, так и константу.

Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа: Чем выше температура, тем больше скорость химической реакции. Скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза при увеличении температуры на каждые 10 0.

Температурный коэффициент γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывает во сколько раз возросла скорость химической реакции. Где Т 2 > Т 1

Пример: Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от ºС, если температурный коэффициент γ= 2?

Решение:

Пример: При 100 º С реакция идет за 16 минут, сколько времени надо при 140 º С, температурный коэффициент равен 2?

Энергия активации Первое условие протекания реакции является столкновение реагирующих молекул, но не каждое столкновение приводит к реакции, реагируют только те молекулы, у которых кинетическая Е К достаточна для преодоления отталкивания электронных оболочек, эта повышенная энергия достаточная для взаимодействия молекул, называется энергией активации Е а кДж/моль.

Важно! Энергия активации характеристика реакции в целом, а не для вещества. Энергия активации - это наименьшая энергия необходимая для того, чтобы молекула прореагировала.

Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией, такие частицы при столкновении сначала образуют активированный комплекс, что-то вроде промежуточного соединения, существующего в течение очень короткого времени. Затем активированный комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование активированного комплекса более энергетически выгодно, чем предварительный полный распад молекул, вступающих в реакцию.

Рассмотрим пример: Н 2 + J 2 = 2HJ Электронные облака не дают взаимодействовать молекулам, избыточная энергия нужна для разрыва атомов и атомы взаимодействуют: 1. Н 2 2HE=434 кДж/моль - атомизация 2. J 2 2JE=100 кДж/моль 3. Н + J НJE= 530 ÷ 550 кДж/моль (теоретическая), экспериментальная энергия активации равна – 170 кДж/моль. Почему разница? Как идет этот процесс? Атомизация на самом деле не идет. Молекулы образуют промежуточные активированные комплексы Н 2 + J 2 H 2 ……J 2 2HJ Для обратимых химических реакций активированный комплекс является одним и тем же для прямой и обратной реакции.

Уравнение Аррениуса К – константа скорости реакции, е – основание натурального логарифма, Т – температура, в К, R – молярная газовая постоянная 8,31 Дж/моль*К Е а – энергия активации, Дж/моль, А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число столкновений.

Графический метод определения энергии активации Строят график в аррениусовских координатах (ln k – 1/T) и из графика находят k o и Е а

Аналитический метод определения энергии активации При наличии эксперименталь- ных данных для двух температур k o и Е а легко найти теоретически

Энергия активации

Скорость химической реакции в значительной мере зависит от энергии активации. Для подавляющего большинства реакций она лежит в пределах от 50 до 250 кДж/моль. Реакции для которых Е а >150 кДж/моль при комнатной температуре практически не протекают.

Влияние давления на скорость химической реакции Если в реакции участвуют газообразные вещества, то повышение давления равносильно сжатию газа, т.е. увеличению его концентрации. При увеличении концентрации газообразного компонента скорость реакции в соответствии с законом действующих масс возрастает. При понижении давления газ расширяется, и его концентрация в системе падает, это вызывает уменьшение скорости реакции.

давления конц-ции газа v х.р.

Пример: 2NO газ + 2H 2газ N 2 + 2H 2 O Как изменится скорость химической реакции при увеличении давления в 2 раза? Как изменится скорость химической реакции при уменьшении давления в 3 раза?

КАТАЛИЗ

Катализ - это один из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций

Катализаторы – это вещества, которые ускоряют химические реакции за счет участия в образовании промежуточных соединений, в состав продуктов они не входят и следовательно в реакции не расходуются.

Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов возникающих без катализатора.

Таким образом в присутствии катализаторов энергия активации реакции понижается. Уменьшение энергии активации приводит к увеличению скорости реакции.

Пример Например, платина снижает значение Е а в реакции Н 2 + J 2 = 2HJ от Е а =198 кДж/моль до Е а =109кДж/молью

КАТАЛИЗ Гомогенный катализатор и реагент образуют одну фазу Гетерогенный катализатор и реагент находятся в разных фазах

Пример гомогенного катализа

Пример гетерогенного катализа

Эффективность гетерогенных катализаторов обычно намного больше чем гомогенных. Скорость каталитических реакций в случае гомогенного катализатора зависит от его концентрации, а в случае гетерогенного от его удельной поверхности – чем она больше, тем больше скорость.

Последнее связано с тем, что каталитическая реакция идет на поверхности катализатора и включает в себя стадии адсорбции молекул реагентов на поверхности.

Сорбция - поглощение газа или жидкого вещества твердым веществом - сорбентом.

Различают: Адсорбция – поглощение поверхностью Абсорбция – поглощение всем объемом, поглощение газа жидкостью, или твердым веществом. На процессе сорбции основано создание противогаза активированным углем.

Пример Энергия активации некоторой реакции в отсутствии катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз увеличится скорость реакции в присутствии катализатора; без катализатора.

Выводы: 1. Скорость химической реакции зависит от температуры, концентрации реагирующих веществ, их природы и наличия катализатора. 2. Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант- Гоффа и уравнением Аррениуса. 3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ представляется законом действующих масс, концентрация твердых веществ не записывается.