Лекция 7.1-2015

1.

Лекция 7.1.
Введение в химическую
кинетику. Скорость
химической реакции.

2. Занятия по изучаемой теме

ЗАНЯТИЯ ПО ИЗУЧАЕМОЙ ТЕМЕ
Лекция 7.1.
Введение в химическую кинетику. Скорость химической
реакции.
Лекция 7.2.
Типы сложных реакций. Химическое равновесие.
Принцип Ле Шателье.
Практическое занятие 7.3.
Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на
скорость реакции.
Практическое занятие 7.4.
Химическое равновесие.
Лабораторная работа 7.5.
Влияние внешних факторов на скорость химических
реакций. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

3. Цели занятия

ЦЕЛИ ЗАНЯТИЯ
1. Изучить влияние температуры,
давления, концентрации
реагирующих веществ на скорость
реакций.
2. Изучить способы управления
скоростями химических реакций.

4.

План лекции
1. Скорость химической реакции.
Основные термины.
2. Факторы, влияющие на скорость
реакции. Закон действующих
масс
3. Правило Вант-Гоффа, уравнение
Аррениуса. Энергия активации
4. Катализ. Управление скоростями
химических реакций.

5. Скорость химической реакции. Основные термины.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.
ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ.
Химическая кинетика – учение о
скоростях и механизмах
химических реакций.

6.

Система
Гомогенная
Гетерогенная
Состоит из одной фазы
состоит из нескольких фаз
Реакция во всем объеме этой системы. Реакция протекает только на границе
Например, ионные реакции
раздела фаз, образующих систему.
Например,
FeCl3 + 3KCNS → Fe(CNS)3 + 3KCl
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Скоростью гомогенной реакции
называется изменение числа моль
исходных или образующихся веществ
( n) в единице объема (V) за единицу
времени ( )
Отношение n/V = c (моль/л)
называется молярной
концентрацией. Следовательно,
скорость реакции – это изменение
концентрации в единицу времени
Скоростью гетерогенной
реакции называется изменение
числа моль исходных или
образующихся веществ ( n) в
единицу времени ( ) на единице
площади поверхности ( S)
Скорость гетерогенной реакции
может определяться аналогично
скорости гомогенной реакции, т.е

7. 2. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс.

2. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ
РЕАКЦИИ. ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС.
Скорость химической реакции зависит от
большого
числа
факторов:
концентрация
реагентов, их физическое состояние (агрегатное
состояние, природа растворителя), степень
измельчения
твердой
фазы,
температура,
наличие катализатора.
Основными
параметрами,
которые
приходится учитывать во всех процессах,
являются
концентрация
реагентов,
температура, действие катализатора.

8. Влияние концентрации реагентов на скорость реакции

ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГЕНТОВ
НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ
Уравнение реакции в общем виде
А+В→С+D
А и В – исходные вещества;
С и D – продукты реакции.

9.

= k [ A] [ B ]
- скорость прямой реакции;
k - константа скорости прямой реакции.

10. закон действующих масс

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС
К. Гульдберг и П. Вааге, 1867 год.
При постоянной температуре скорость
химической
реакции
прямо
пропорциональна
произведению
концентраций реагирующих веществ.

11.

Если происходит столкновение одновременно трех
частиц:
2А + В → А2В
Тогда выражение для скорости реакции:
2
= k [ A] [ A] [ B] = k [ A] [ B]
В общем виде для реакции
аА + bB → cC + dD, где
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты,
скорость прямой реакции выразится формулой:
a
b
= k [ A] [ B ]

12.

Более точная формулировка закона
действующих масс:
При постоянной температуре скорость
химической
реакции
прямо
пропорциональна
произведению
концентраций реагирующих веществ,
возведенные в степени, равные их
стехиометрическим коэффициентам.

13.

Константа скорости химической
реакции зависит от природы
реагирующих веществ, от температуры и
от присутствия катализаторов, но не
зависит от концентрации веществ.
Физический смысл константы скорости
химической реакции: она численно равна
скорости реакции при концентрациях
реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

14. Примеры

ПРИМЕРЫ
Реакция протекает в газовой фазе.
2NO + O2 → 2NO2
= k [ NO] 2 [O2 ]

15.

В случае гетерогенных реакция в уравнение закона
действующих масс входят концентрации только тех
веществ, которые находятся в газовой фазе или в
растворе. Концентрация твердых веществ обычно
представляет собой постоянную величину и
поэтому входит в константу скорости реакции, т.е. в
выражении для скорости реакции концентрация
твердых веществ формально не учитывается.
С(тв) + О2 → СО2
СаСО3 (кр) → СаО (кр) + СО2
= k [O2 ]
=k

16.

.
Для сложных реакций, например, реакций
горения можно записать только формальное
кинетическое уравнение (выражение для
скорости реакции):
С3Н8 + 5О2 → 3СО2 + 4Н2О
5
= k [C3 H 8 ] [O2 ]

17.

Молекулярностью реакции называется
число молекул реагентов, участвующих в
простой реакции, состоящей из одного
молекулярного акта
Большинство элементарных реакций
имеют молекулярность один или два, хотя
некоторые реакции протекают при
одновременном столкновении трех
реагентов, а в редчайших случаях –
четырех.

18.

Реакции
Определение
мономолекулярные
Реакции, в которых
участвует единственная
молекула реагента
Схемы реакций А → В
А→В+С
Примеры
реакций и
кинетические
уравнения
Реакции изомеризации
HCN
HNC
бимолекулярные
Реакции, в которых две
одинаковые или
неодинаковые молекулы
реагентов взаимодействуют с
образованием продуктов
реакции
А + В → AB
2A → A2
A+B→С+D
2А → С + D
Реакции соединения
Н2 + I2 → 2HI
= k [HCN ]
= k [H 2 ] [I 2 ]
Реакции разложения
N2O 5 → 2NO2 + 0,5O2
Реакции обмена
NaCl + AgNO3 → AgCl+
NaNO
3
= k [ N 2 O5 ]
= k [ NaCl] [ AgNO3 ]

19.

= k [ INO
] 2 ] 2[ H
[O
2 ]2 ]
Тримолекулярные реакции
2NO + O2 → 2NO2
= k [ NO] [O2 ]
2
2I + H2 → 2HI
= k [ I ] 2 [ H 2 ]

20. Порядок реакции

ПОРЯДОК РЕАКЦИИ
Равен сумме показателей степеней при
концентрациях в кинетическом
уравнении
В общем виде для реакции
аА + bB + cC → dD + еЕ, где
a, b, c, d, е – стехиометрические коэффициенты, скорость прямой реакции
выразится формулой:
= k [ A] a [ B]b [C ]c .

21.

Порядок реакции
Нулевой 0
Первый I
Второй II
Примеры
2KClO3 (тв) → 2KCl (тв) + 3O2
Cl2 → Cl + Cl
C2H4 + HI → C2H5I
Кинетическое уравнение
=k
= k [Cl 2 ]
= k [C 2 H 4 ] [ HI ]

22. 3. Правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Энергия активации

3. ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА, УРАВНЕНИЕ
АРРЕНИУСА. ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ
Правило Я.Х. Вант-Гоффа, 1884
При повышении температуры на каждые 100 скорость
гомогенной реакции увеличивается в 2 – 4 раза.
t 2 −t1
t = t
2
10
1
- температурный коэффициент скорости реакции,
показывающий, во сколько раз увеличится (или
уменьшится) скорость реакции при повышении (или
понижении) температуры на каждые 100. Именно
температурный коэффициент скорости реакции
принимает значения от 2 до 4.

23. Энергия активации

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ
В 1889 году было высказано предположение о
существовании минимальной энергии, которой
должна обладать молекула, чтобы вступить в
реакцию. Эта энергия была названа энергией
активации Еа (кДж/моль).
Молекулы, обладающие избыточной энергией,
равной энергии активации, называются
активными молекулами. С повышением
температуры их число растет.

24.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением
Аррениуса (1889 г.):
,
Ea
−
k = A e RT
k - константа скорости реакции (вспомним, что константа скорости реакции
численно равна самой скорости при концентрациях реагирующих веществ,
равных 1 моль/л);
А – фактор эффективности соударений, показывающий долю соударений,
заканчивающихся реакцией;
е – основание натурального логарифма (е = 2,718…);
Еа – энергия активации реакции, кДж/моль;
R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль К);
Т – абсолютная температура, К.

25.

Параметры А и Еа называются кинетическими параметрами уравнения
Аррениуса.
Доля активных молекул, обладающих энергией активации, составляет
e
−
Ea
RT =
1
e
Ea
RT
(формула Больцмана).

26.

Прекращение реакции горения – тушение – состоит в
том, что требуется снижение скорости реакции до
определенного значения, ниже которого реакция
прекращается.
С3Н8 + 5О2 → 3СО2 + 4Н2О
= A e
−
Ea
RT
[C 3 H 8 ] [O2 ]5
Для прекращения горения требуется:
1. Изоляция горючего от кислорода.
2. Снижение температуры.
3. Разбавление горючей смеси флегматизаторами –
негорючими газами. В этом случае уменьшается
концентрация и кислорода и пропана.
4. Ингибирование – снижение концентрации
активных частиц - свободных радикалов, фактически,
уменьшение концентрации пропана.

27. 4. Катализ. Управление скоростями химических реакций

4. КАТАЛИЗ. УПРАВЛЕНИЕ
СКОРОСТЯМИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Катализатор – это вещество, которое или резко
увеличивает скорость реакции, или вызывает ее,
если она не идет, но принципиально
осуществима, т.е. G < 0
Например, смесь алюминия и иода при
комнатной температуре практически не
взаимодействует, но при добавлении капли воды
реакция бурно идет

28.

гомогенный
Катализ
Катализатор
находится в одной
фазе с реагирующим
веществом и
равномерно
распределен в
реакционном объеме.
Примеры: растворы
кислот, щелочей,
солей, главным
образом, d-элементов
(Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu).
гетерогенный
Катализатор
образует
самостоятельную
фазу. В этом случае
ускорение процесса
связано с
каталитическим
действием
поверхности твердого
тела (катализатора)
Примеры:
переходные металлы
(d-элементы) и их
оксиды, сульфиды и
др. соединения.

29. Основные черты каталитических процессов

ОСНОВНЫЕ ЧЕРТЫ КАТАЛИТИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
1. Количество катализатора значительно меньше количества
реагирующих веществ.
2. В ходе химической реакции катализатор не расходуется.
3. Катализаторы селективны.
Например, на оксиде алюминия Al2O3 при 3500С
происходит дегидратация этилового спирта с образованием
этилена:
С2Н5ОН → С2Н4 + Н2О.
В присутствии меди как катализатора реакция идет
по другому пути: происходит дегидрирование этанола с
образованием уксусного альдегида
С2Н5ОН → СН3 – С = О + Н2.
Н
Без катализатора обе эти реакции протекают
параллельно.

30.

4. Катализатор одинаково ускоряет и прямую, и
обратную реакцию, и поэтому увеличивает
скорость достижения равновесия. Однако на
положение равновесия он не влияет, не изменяет
тепловой эффект реакции и не изменяет выход
реакции.
5. Присутствие в зоне реакции посторонних
веществ по-разному действует на катализатор.
Активаторы
Каталитические яды
6. Активность катализатора тем больше, чем
более рыхлой и значительной является его
поверхность. Именно по этой причине в качестве
катализаторов используются губчатая платина,
порошки металлов и т.п.
Ингибиторы – вещества, замедляющие скорость
реакции.

31.

Эффективность катализаторов для реакции
Н2О2 → Н2О + 0,5О2
Еа, кДж/моль
при 300 К
Без
катализатора
Катализатор Pt
(гетерогенный)
70
1
45
2104
Катализатор
Fe+3
(гомогенный)
Фермент
каталаза
42
8104
7
9 1010

32. Самоподготовка

САМОПОДГОТОВКА
1. Выучить материал лекции
2. Задачник (Е.Г. Коробейникова),
стр.15, упр.8, 9, 20.