Всего на сайте:
282 тыс. 988 статей

Главная | Добыча и разработка природных ресурсов

Тема 1.3. Химическая кинетика  Просмотрен 155

Данный раздел физической химии изучает скорость и механизм протекания химических реакций, зависимость влияния различных факторов на скорость протекания реакции.

Средняя скорость реакции υ рассчитывается по формуле:

υ = ±Dп/(VDt) = ±Dc/Dt = ± (c2 – c1)/(t2-t1)

где п – количество вещества (моль);

V – объём (м3);

t (тау) – время (с);

c – концентрация (моль/м3).

 

Мгновенная или истинная скорость – первая производная концентрация по времени.

υ = ±dc/dt

 

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Знак «+» - концентрацию веществ рассматривают по прибыли продуктов реакции (С+D).

Знак «-» - концентрацию рассматривают по убыли исходных веществ (А+B).

Скорость всегда положительна!

Основной закон кинетики – закон действия масс (впервые сформулирован в 1865г Бекетовым)

 

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Скорость химической реакции при T=const прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ (парциальных давлений – для газов), взятых в степени, равной стехиометрическому коэффициенту соответствующего вещества в уравнении реакции.

υ = kСAa × СBb или υ = k[A]a×[B]b

Для газообразных веществ вместо концентраций используют парциальные давления

υ = kPAa × PBb

где k – константа скорости реакции.

Константа скорости реакции зависит от природы веществ и температуры, не зависит от концентрации или давления

 

Химические реакции классифицируют:

1. по молекулярности – т.е. по числу частиц, участвующих в элементарной химической реакции;

2. по порядку реакций.

Общий кинетический порядок (n) реакции выражается суммой величин показателей степени при концентрации реагирующих веществ в кинетическом уравнении для скорости химической реакции.

Кинетическое уравнение – это математическая форма зависимости скорости от концентрации реагирующих веществ

0 £ n £ 3

1) Реакция нулевого порядка n = 0 υ = k0

Скорость постоянна во времени и не зависит от концентрации.

2) Реакция первого порядка n = 1

для реакции А ® продукты υ = kI[A]1

3) Реакции второго порядка n = 2

А + В ® продукты 2А ® продукты

υ = kII [A]1[B]1 1+1 = 2 (второй порядок)

υ = kII [A]2

4) Реакции третьего порядка n = 3

A + B + C ® продукты 2А + B ® продукты 3А ® продукты

υ = kIII×[A]1[B]1[C]1 1+1+1 = 3 (третий порядок)

υ = kIII×[A]2[B] 2+1 = 3 (третий порядок)

υ = kIII×[A]3

 

Кинетический порядок определяется механизмом реакции.

Разберём кинетическое уравнение реакции первого порядка

А ® продукты

В начальный момент t = t0 концентрация [А] = а (максимальна)

По истечении времени t = t1 концентрация А уменьшается [A] = а – х.

х – уменьшение концентрации.

Кинетическое уравнение реакции 1-го порядка.

где [kI] = время 1-1; ч-1; сутки-1)

Период полураспада – это время, за которое прореагировало половина исходного вещества.

t1/2 = ln2/kI.

 

Кинетическое уравнение реакции 2-го порядка

А + В ® продукты

 

где a, b – концентрации А, В в начальный момент времени

a – x, b – x - уменьшение концентраций А, В в ходе реакции.

 

В химическую реакцию вступают только активные молекулы (скорость их выше средней и обладающие большим запасом энергии).

Энергия, необходимая для перевода частиц 1 моль вещества из стабильного состояния в активное называется энергией активации Еакт (Дж).


Её определяют по формуле Аррениуса

или преобразуя

 

Влияние различных факторов на скорость реакции:

1. Природа реагирующих веществ;

2. Концентрация;

3. Катализатор;

4. Температура.

Влияние температуры выражается приближённым правилом Вант Гоффа:

При повышении температуры на 10°С при постоянном давлении скорость реакции возрастает 2 – 4 раза.

k2/k1 = g(t2-t1)/10

где g - температурный коэффициент скорости.

k2,, k1 – константы скорости реакции при температурах t2 и t1.

 

Прологарифмировав это уравнение, получаем следующую формулу Вант Гоффа:

В условиях производства в реагирующей системе наряду с основной реакцией протекают побочные, приводящие к расходованию исходных веществ, но не дающие целевых продуктов. Для этого введём понятие селективность процесса Sпр

где mЦ– масса целевого продукта

åmЦ+П– сумма масс всех продуктов реакции.


Примеры решения задач по теме «Химическая кинетика»

Предыдущая статья:Пример 12, Выяснить возможность протекания реакции при стандартных условиях 3С2Н.. Следующая статья:Пример 1, Как измениться скорость прямой и обратной реакции 2NO + O2 2NO2 при..
page speed (0.0156 sec, direct)