Химическая кинетика

1. Химическая кинетика

Скорость
химических реакций.
Химическое
равновесие

2. Основные понятия

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

3. Скорость химической реакции

Под скоростью химической реакции
понимается число элементарных
актов взаимодействия реагентов в
единицу времени (сек., мин., час) в
единице объема (мл, литр, м3) для
гомогенных реакций или на единице
поверхности для гетерогенных
реакций.

4. Скорость химической реакции

На практике скорость химической
реакции выражается изменением
концентрации реагентов или продуктов
в единицу времени.
aA + bB = cC + dD
-DC A
-DC B DCC DC D
V=
==
=
=
Dt
Dt
Dt
Dt

5.

6.

7.

8. Классификация химических реакций

а) Гомогенные- реакции в которых
реагенты находятся в одном агрегатном
состоянии
2SOО
2( газ) +
SO
Þ2
2( газ)
3( газ )
б) Гетерогенные- реакции в которых
реагенты находятся в различных агрегатных
состояниях.
Fe2OН
+
3
3(тв)
Fe
Þ
3
Н
О
+
3
2(газ)
(тв)
2 (газ)

9. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость реакций

ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИЙ
РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ
В
НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИЙ

10. Классификация химических реакций

ХИМИЧЕСКИЕ
РЕАКЦИИ
ПРОСТЫЕ
СЛОЖНЫЕ

11. Простые химические реакции

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

12.

13. Мономолекулярная реакция

– в элементарном акте
участвует одна молекула
(разложение)
СаСО3 СаО + СО2

14. Бимолекулярная реакция

- в элементарном акте
участвуют 2 молекулы
(столкновение двух молекул)
H 2 + I 2 2 HI
2 HI H 2 + I 2

15. Трехмолекулярная реакция

в элементарном акте участвуют три
молекулы, вероятность их
столкновения мала
2NO + Cl2 2NOCl

16. Сложные реакции

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

17. Последовательные реакции

C H 4 + 4 C l2 = C C l4 + 4 H C l
и ли
C H 4 + C l2 = C H 3C l + H C l
C H 3 C l + C l 2 = CН 2C l 2 + H C l
C H 2 C l 2 + C l 2 = C H C l3 + H C l
C H C l3 + C l 2 = C C l 4 + H C l

18. Параллельные реакции

Me + HNO3
Me(NO3 )n +
+[ NH4 NO3 , N2 , NO, NO2 ] + H2O

19. Цепные реакции

H2 +Cl2 = 2HCl
Cl2 + hv= 2Cl
Cl +H2 = HCl+ H
H +Cl2 = HCl+Cl

20. Закон действующих масс (Гульдберг и Вааге)

Скорость химической реакции
пропорциональна концентрации
реагирующих веществ.
aA + bB cC + dD
a
b
V = k CA CB

21. Где:

СА,
СВ – молярные концентрации реагентов в
любой момент времени моль/л,
k – константа скорости химической реакции,
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.

22. ПРИМЕР:

N2O + H 2 N2 + H 2O
по N2O первый порядок,
по Н2 первый порядок, суммарный - второй.
Для простой реакции общий порядок равен
сумме частных порядков.
V = k C N 2O C H 2

23. 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.

24. ПРИМЕР:

Реакция образования воды, сложная
цепная реакция:
2Н2 + О2 = 2Н2О
Н2 + О2 = ОН• + ОН
ОН• + Н2 = Н2О + Н
Н• + О2= ОН• + О
О• + Н = ОН• + Н

25. ПРИМЕР:

V =k
0,4
CH
2
0 ,3
CO
2
порядок по водороду - 0,4
порядок по кислороду – 0,3
сумма равна 0,7
порядок реакции не совпадает со
стехиометрическими коэффициентами.
Молекулярность равна трем.

26. 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.

27. Графическое определение порядка реакции

а) n=0
б) n=1
в) n>1

28. Влияние температуры на скорость химической реакции

Чем выше температура, тем больше
скорость химической реакции.
Почему?
При повышении температуры
увеличивается скорость движения
молекул, возрастает число
столкновений между ними и,
соответственно этому доля
активных молекул.

29. Влияние температуры на скорость химической реакции

Осуществить синтез воды
2Н2 + О2 = 2Н2О,
при t = 20оС - практически осуществить
невозможно. Чтобы реакция прошла на
15% потребуется 54 миллиарда лет.
При t = 500оС - необходимо всего 50
минут.
При t = 700оС - реакция происходит
мгновенно.

30. Влияние температуры на скорость химической реакции

Правило Вант-Гоффа:
При
увеличении температуры
на каждые 100 скорость
химической реакции
увеличивается в 2-4 раза.

31. Температурный коэффициент

V2
=g
V1
Где
T2 -T1
10
Т2 > Т 1
γ – температурный
коэффициент ВантГоффа, показывает
во сколько раз
возросла скорость
химической
реакции.

32. Пример:

Во сколько раз увеличится
скорость химической
реакции при повышении Т от
200 до 500 ºС, если
температурный
коэффициент γ= 2?

33. Решение:

V2
=g
V1
T2 - T1
10
V2
=g
V1
T2 - T1
10
=2
500 - 200
10
=2
30

34. Пример:

При 100 ºС реакция идет
за 16 минут , сколько
времени надо при 140 ºС,
температурный
коэффициент равен 2?

35. Решение:

V2
= g
V1
T 2 - T1
10
V2
= g
V1
T 2 - T1
10
= 2
1 4 0 -1 0 0
10
= 24 = 16
DС
DС
V1 =
;V 2 =
;
16
Х
V2
DС DС
DС 16
16
=
:
=
=
= 1 6;
VХ1
1 6Х
С DХ
Х = 1м ин.

36. Теория активации

Увеличение скорости реакции с
повышением температуры значительно
больше, чем увеличение скорости
движения молекул.
Разъясняет действие другой причины
увеличения скорости реакции с
повышением температуры теория
активации.

37. Теория активации

Во взаимодействие вступают только
активные молекулы, энергия которых
превышает среднюю энергию молекул
данного вещества. Для активации
остальных молекул им необходимо
придать дополнительную энергию, что и
может быть достигнуто повышением
температуры.

38. Энергия активации

Энергия, которую надо придать молекулам
реагирующих веществ, для того, чтобы
сделать их активными, называется энергией
активации Еа. Она зависит от природы
реагирующих веществ и является
характеристикой любой реакции и обычно
выражается в кДж/моль.
Чем больше энергия активации, тем меньше
активных молекул при данной температуре и
тем медленнее идет реакция.

39. Важно!

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

40.

Реакция начинается только между теми частицами,
которые обладают повышенной энергией. Такие
частицы при столкновении сначала образуют
активированный комплекс - промежуточное
соединение, существующее 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.

41. Образование активированного комплекса

А2 + В2 = 2АВ

42. Пример: Н2 + J2 = 2HJ

Электронные облака не дают взаимодействовать
молекулам, избыточная энергия нужна для разрыва
связей и атомы взаимодействуют:
1. Н2 → 2H
E=434 кДж/моль - атомизация
2. J2 → 2J
E=100 кДж/моль
3. Н + J → НJ
E= 530 ÷ 550 кДж/моль - теоретическая, а
экспериментальная энергия активации – 198 кДж/моль.
Почему такая разница? Как идет этот процесс?
Атомизация на самом деле не идет. Молекулы
образуют промежуточные активированные комплексы
Н2 + J2 → H2……J2 → 2HJ
Для обратимых реакций активированный комплекс
одинаков для прямой и обратной реакции.

43. Образование активированного комплекса

44. Образование активированного комплекса

В активированном комплексе
происходит перераспределение
электронной плотности между
атомами: связи А-В начинают
образовываться одновременно с
разрывом связей А-А и В-В.
Активированный комплекс
существует очень короткое время
(порядка 10-13сек).

45. Распределение молекул газа по кинетической энергии (Т2 > Т1) 1 - Т1, 2 - Т2.

Распределение молекул газа по
кинетической энергии (Т2 > Т1)
1 - Т1, 2 - Т2.

46. Уравнение Аррениуса

k = A e
- Ea
RT
К – константа скорости реакции,
е – основание натурального логарифма,
Т – температура, в К,
R – молярная газовая постоянная 8,31 Дж/моль*К
Еа – энергия активации, Дж/моль,
А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число
столкновений.

47.

Из уравнения Аррениуса видно, что
поскольку Т входит в показатель
степени, скорость химической реакции
очень чувствительна к изменению
температуры. Например, при
повышении температуры на 100оС
скорость реакци
H2(г) + I2(г) = 2HI (г)
возрастает примерно в 1000 раз.

48. Графический метод определения энергии активации

Строят график в
аррениусовских
координатах (ln k – 1/T)
ln k = ln A – Eа/RT
и из графика находят k и Еа

49.

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 Еа >150 кДж/моль при
комнатной температуре практически не
протекают.

50. Пример:

Энергия активации некоторой реакции при
500 К равна 80 кДж/моль. Определить
долю активных молекул.
Решение:
e
- Ea
RT
= 2, 7
80000
8,31 500
= 2, 7
-40
» 3 10
- 18

51. 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.

52.

↑ давления →
↑ конц-ции
газа → ↑ v х.р.
↓ давления →
газа → ↓ v х.р.
↓ конц-ции

53. Пример: 2NOгаз + 2H2газ → N2 + 2H2O

Как
изменится скорость
химической реакции при
увеличении давления в 2 раза?
Как изменится скорость
химической реакции при
уменьшении давления в 3 раза?

54. Решение: 2NOгаз + 2H2газ → N2 + 2H2O

1) V1 = k · РNO2 · РH22
V2 = k · (2РNO)2 · (2РH2)2 = 16 · k · РNO2 · РH22
V2 / V1 = 16 .
Ответ: скорость реакции возрастёт в 16 раз.
2) V1 = k · РNO2 · РH22
V2 = k · (1/3 РNO)2 · (1/3 РH2)2 = 1/81 · k · РNO2 ·
РH22
V2 / V1 = 1/81.
Ответ: скорость реакции уменьшится в 81 раз.

55. КАТАЛИЗ

56. Катализ

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

57. 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.

58.

В присутствии катализатора
возникают другие активированные
комплексы.
Для их образования требуется
меньше энергии, чем для
образования активированных
комплексов возникающих без
катализатора.

59. ЭНЕРГЕТИЧЕСКАЯ ДИАГРАММА ХОДА РЕАКЦИИ А+ В = АВ без катализатора (а) и в присутствии катализатора (б)

60.

Т.
о., в присутствии
катализаторов энергия
активации реакции понижается.
Уменьшение энергии
активации приводит к
увеличению скорости реакции.

61. Пример

Платина снижает значение
Еа реакции
Н2 + J2 = 2HJ
от Еа =198 кДж/моль до
Еа =109кДж/молью

62. Пример

Влияние катализатора на снижение энергии
активации процесса Еа можно показать на следующих
данных для реакции распада иодида водорода
2 HJ = H2 + J2
Еа ,
кДж/моль
без катализатора
катализатор Au
168
105

63.

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

64. Пример гомогенного катализа

" нитрозный " способ
NO + NO 2
2 SO 2 + O 2
2 SO 3

65. Пример гомогенного катализа

H2O(г)
CO(г) + О2(г)
→
CO2

66. Пример гетерогенного катализа

" контактный " способ
2 SO 2 + O2 2 SO3
V2 O5 илиPt

67. Пример гетерогенного катализа

MnO2(T)
Н2О2(ж)
N2(г) + H2(г)
→
NH3
Ni(T)
Н2О + О
W(T)
→
CH2 = CH2(г) + Н2(г)
→
C2H6

68.

Эффективность гетерогенных катализаторов
обычно намного больше чем гомогенных.
Скорость реакций в случае гомогенного
катализатора зависит от его концентрации, а в
случае гетерогенного - от его удельной
поверхности: чем она больше, тем больше
скорость. Потому что каталитическая реакция
идет на поверхности катализатора и включает
в себя стадии адсорбции молекул реагентов
на поверхности.

69.

Сорбция - поглощение
газа или жидкого
вещества твердым
веществом сорбентом.

70.

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

71. Пример

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

72. Выводы:

Химическое равновесие и
константа равновесия