ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Лекция 3 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

факторов на скорость химических реакций
Влияние концентрации. Кинетические уравнения

Влияние давления
Влияние температуры
Влияние катализаторов

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

процессов, а также факторы, влияющие на них
Скорость реакции равна

числу элементарных актов взаимодействия, происходящих за единицу времени в единице реакционного пространства
Элементарный акт - каждое непосредственное взаимодействие частиц, приводящее к изменению их химического строения
Элементарная стадия химического превращения - сумма всех однотипных элементарных актов
Механизм химической реакции ‑ совокупность элементарных стадий, из которых складывается данная реакция

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

осуществляется элементарный химический акт
Мономолекулярная реакция:
N2O5 = NO + NO2

+ O2
Бимолекулярная реакция:
2Н = Н2,
Тримолекулярная реакция:
Cl2 + 2NO = 2NOCl
Реакции с молекулярностью выше трех неизвестны

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

– средняя скорость реакции в интервале
времени ,
– изменение количества вещества, моль
V – объем системы, л
С – концентрация вещества, моль/л

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

реакции
2NO(г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

по оксиду азота (II)



по

кислороду

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

0

α

∆С

С0

С1

С

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

равна первой производной от концентрации реагента по времени

α

С0

С1

0

С

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

- площадь поверхности раздела фаз, м2

Размерность скорости реакции в гетерогенных
системах 

Скорость реакции в гетерогенных системах

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

энергии, достаточным для преодоления сил взаимного отталкивания их электронных оболочек

При эффективном соударении частицы переходят в неустойчивое промежуточное состояние -нестабильный активированный комплекс, с более высоким уровнем энергии, чем средний уровень энергии частиц системы
Энергия активации (Еа) - минимальная избыточная энергия частиц по сравнению со средним уровнем, необходимая для протекания реакции

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

А

А А А А А
+ +
В В В В В В
Изменение энергии системы в ходе химической реакции:

Ход реакции

А

А

В

Еа

∆Н

АВ

Е

А2, В2

В

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,

возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам
Элементарные реакции - реакции, протекающие в одну стадию
Кинетическое уравнение - математическая зависимость скорости реакции от концентрации
Кинетические уравнения элементарных реакций:
бимолекулярной A + B = C
тримолекулярной 2A + B = D
k – константа скорости
СА, СВ – концентрации веществ, моль/л

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

порядком реакции по каждому из реагентов
Реакции

A + bB + cC + … = eE + fF + …
соответствует кинетическое уравнение

где , ,  - порядок реакции по веществам А, В и С
Общий порядок реакции (или порядок реакции) определяется
суммой показателей степени концентраций реагентов в кинетическом уравнении: + + 
2N2O = 2N2 + O2 реакция нулевого порядка
2N2O5 = 4NO2 + O2 реакция первого порядка
H2 + I2 = 2HI реакция второго порядка

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

вещества к реакционной поверхности
химическое взаимодействие

отвод продукта реакции от поверхности
Для реакции C + O2 = CO2
лимитирующая стадия - подвод вещества
Скорость реакции CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
определяется скоростью химического взаимодействия
I стадия: CaCO3 + H+ = Ca2+ + HCO3‑
II стадия: HCO3‑ + H+ = H2O + CO2
I стадия лимитирующая

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

существенно для реакций с участием газообразных веществ, так как концентрация

реагентов меняется пропорционально давлению (T = const)
Пример. Реакции 2NO(г) + 2H2(г) = N2(г) + 2Н2О(г)
соответствует кинетическое уравнение


При увеличении давления в 3 раза константа скорости не изменяется, а концентрации реагирующих веществ увеличиваются в 3 раза


скорость увеличивается в 27 раз

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

большинства реакций увеличивается в 24 раза:

и ‑ скорость реакции при температурах
Т1 и Т2 (Т2 > Т1)
 ‑ температурный коэффициент
скорости, равный 24
Например, при повышении температуры с 20 до 400С скорость реакции (γ = 2) увеличивается в 4 раза:

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

химической реакции Распределение частиц по энергиям при температурах Т1

и Т2 (распределение Максвелла-Больцмана):

Нагревание

Увеличение количества
активных частиц


Увеличение количества эффективных соударений

Увеличение скорости реакции

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

Еа ‑ энергия активации, кДж/моль

R ‑ универсальная газовая постоянная, равная
8,31∙10-3
Т ‑ абсолютная температура, К
А - коэффициент пропорциональности, отражающий
вероятность столкновения активных частиц;
величина постоянная для данной реакции

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

и остающиеся в конце реакции химически неизменными
Катализаторы применяют для изменения

скорости термодинамически возможных процессов (G<0)
Ингибиторы - вещества, снижающие скорость реакции
Промоторы – вещества, добавки которых к катализатору усиливают эффективность его действия
Автокатализ – увеличение скорости реакции под действием одного из продуктов
Выделяют гомогенный и гетерогенный катализ
2SO2(г) + О2(г)= 2SO3(г)

катализатор NO(г) - катализатор V2O5(к) или Pt(к) -
гомогенный катализ гетерогенный катализ

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

АВ, G

АК, ЕаAK + B = AB + K, Еа

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

факторы, влияющие на них
Скорость реакции ‑ изменение количества любого из

реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени в единице реакционного пространства
Энергия активации ‑ минимальная избыточная энергия частиц по сравнению со средним уровнем, необходимая для протекания реакции
Скорость реакции зависит от C, p, T и катализатора:
зависимость скорости от концентраций реагирующих веществ выражается экспериментально получаемым кинетическим уравнением;
изменение давления в системе приводит к пропорциональному изменению концентраций газообразных реагентов и соответствующему изменению скорости
в соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 24 раза
катализаторы ‑ вещества, увеличивающие скорость реакции за счет снижения энергии активации

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика

Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.:

Высш. шк., 1994
Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000
Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007
Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004
Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. - М.: Высш. шк., 2003
Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000

Модуль I. Лекция 3. Химическая кинетика