Содержание
План
Введение.
Глава 1. Основные понятия химической кинетики.
1.1 Скорость и константа скорости химической реакции.
1.2 Молекулярность и порядок реакции.
Глава 2. Константа скорость химических реакций.
2.1 Константа скорости нулевого порядка.
2.2 Константа скорости первого порядка.
2.3 Константа скорости второго порядка
2.4 Константа скорости третьего порядка
2.5 Константа скорость n-го порядка.
2.6 Методы определения порядка химических реакций
2.7 Зависимость скорости реакции от температуры
Глава 3. Виды химических реакций.
3.1 Сложные реакции.
3.1.1. Обратимые реакции.
3.1.2. Последовательные реакции.
3.1.3. Параллельные реакции.
3.1.4. Сопряженные реакции.
3.2 Цепные реакции.
3.3 Фотохимические реакции.
Глава 4 . Гетерогенные процессы.
Заключение.
Используемая литература.
Выдержка из текста работы
Данная курсовая работа посвящена одному из разделов общей химии, называемому химической кинетикой или кинетикой химических реакций. Изучает данный раздел механизмы протекания химических реакций, порядок химической реакции, а также закономерности протекания химических реакций во времени.
Начнем со скорости протекания химической реакции. Скорость химической реакции определяется как изменение молярной концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на -1.
Например, для реакции скорость можно выразить так:
В 1865 году Н.Н. Бекетовым и в 1867 году К.М. Гульдбергом и П. Вааге был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура и площадь поверхности реагирующих веществ.
Скорость протекания химической реакции
Химическая термодинамика позволяет предсказать принципиальную возможность или невозможность самопроизвольного течения химических реакций, а также рассчитать равновесные концентрации реагирующих веществ. Однако, знание рассмотренных закономерностей еще не достаточно, чтобы предсказать реальную возможность химической реакции, определить скорость реакции и ее механизм, а также управлять процессом.
Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. В зависимости от типа химической реакции (гомогенной или гетерогенной) меняется характер реакционного пространства.
Гомогенная реакция — реакция в одной фазе состояния вещества.
Гетерогенная реакция протекает на границе раздела фаз.
Отношение количества вещества к объёму называется концентрацией (С).
Скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации любого из исходных веществ или продуктов реакции во времени. Различают среднюю и мгновенную скорости реакций. (Скорость реакции всегда положительна).
Средняя скорость реакции:
. (7.1)
Мгновенная скорость реакции:
. (7.2)
В ходе реакции изменяются концентрации всех исходных веществ и продуктов реакции. Если у всех реагентов одинаковые стехиометрические коэффициенты, то изменения их концентраций (по модулю) во времени также одинаковы. Например, для реакции:
Для реакций с различными стехиометрическими коэффициентами скорости изменения концентрации реагентов будут различными. Для реакции:
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Некоторые реакции, например взрывы, протекают мгновенно, другие идут годами. На скорость реакции влияют многие факторы: концентрация, температура, катализаторы, внешние воздействия.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов
Чтобы произошла реакция, необходимо столкновение молекул. При одной температуре число столкновений растёт с увеличением числа реагирующих частиц в единице объёма, т.е. с возрастанием концентрации реагентов.
Скорость необратимой реакции:
(7.3)
k — константа скорости реакции; и — коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам B и D.
Константа скорости не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры. Из уравнения (7.3) следует, что при = =1 (например, 1моль/л) константа скорости реакции численно скорости реакции. Из этого же уравнения видно, что размерность константы скорости реакции зависит от порядка реакции, поскольку размерность скорости реакции для всех гомогенных реакций одинакова.
Например, для реакции диссоциации молекулы
для которой
единица измерения константы скорости реакции, исходя из анализа размерностей, будет равна: .
Итак, скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, называемых порядками реакции по реагентам.
Порядок химической реакции
Сумма порядков реакции по реагентам называется порядком реакции n:
, (7.4)
где порядок реакции по i реагенту.
Если реакция простая, т.е. протекает в одну стадию, то порядок реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов:
,
где – коэффициент перед формулой i – вещества в уравнении реакции (стехиометрический коэффициент).
Если bB+dD=lL+mM протекает в одну стадию, то и и соответственно в этом случае кинетическое уравнение для указанной реакции примет вид:
(7.5)
и называется законом действующих масс для химической кинетики.
Для реакции образования иодида водорода:
, т.е. n=1+1=2.
Для многостадийных реакций порядки реакции по реагентам, как правило, не совпадают со стехиометрическими коэффициентами, а общий порядок реакции не равен сумме стехиометрических коэффициентов. В этом случае для расчёта скорости реакции используют кинетическое уравнение (7.3), а не его частный случай- закон действующих масс для кинетики (7.5).
Наиболее часто встречаются реакции первого, второго и иногда третьего порядка. Некоторые реакции имеют дробный порядок (0.5, 1.5). Реакции более высокого порядка чем третий не известны.
Итак, порядок простой (одностадийной) реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов, а сложной (многостадийной) реакции ниже этой суммы.
Скорость реакции первого порядка характеризуется кинетическим уравнением
V=kc (7.6)
Первый порядок, например, имеют реакции диссоциации или разложения молекул:
По уравнению (7.2)
Приравнивая уравнения (7.2) и (7.6) и разделяя переменные, получаем:
Решение данного уравнения для начального условия приводит к выражению:
(7.7)
Подставляя уравнение (7.7) в (7.6), найдём
(7.8)
Как видно, концентрация реагентов и скорость реакции первого порядка уменьшается во времени по экспоненциальному закону.
Уравнение (7.7) можно записать в виде
(7.9а)
(7.9б)
Преобразуя уравнение (7.9а), найдём выражение для константы скорости реакции
(7.10)
Так как безразмерен, то константа скорости реакции первого порядка имеет единицу измерения обратного времени .
Из графика изменения концентрации реагента во времени (рис 7.1а) легко определяется константа скорости реакции:
а б
(рис 7.1) изменение концентрации исходных веществ во времени для реакций первого (а) и второго (б) порядков.
В качестве критерия скорости реакции нередко используется период полураспада , равный времени, в течение которого концентрация реагента уменьшается в два раза. Т.е. , подставляя и в (7.10), и преобразуя получаем
(7.11)
Период полураспада реагента в случае реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации, а определяется лишь константой скорости. Реакции по уравнению (7.11) можно рассчитать константу скорости реакции, если известен период полураспада.
Скорость реакции второго порядка для двух B и D подчиняется кинетическому уравнению:
(7.12)
Если или если реагируют одинаковые частицы, то
(7.13)
Второй порядок имеют, например реакции разложения йодида водорода и диоксида азота:
Как показывает анализ, характер изменения концентрации реагента во времени одинаков как для (7.12), так и для (7.13). Используя уравнение (7.2) и разделяя переменные:
Решение уравнения для начального условия имеет вид:
(7.14)
(7.15)
(7.16)
Из анализа единиц измерения уравнения (7.16) с и , получим единицу измерения константы скорости реакции k . Константу скорости реакции можно определить графически по экспериментальной кривой (рис 7.1б)
Период полупревращения в данном случае уменьшается с ростом концентрации реагента.
(7.17)
Измерения константы скорости для реакций третьего порядка производиться по формуле:
Молекулярность химической реакции
Молекулярность химической реакции — число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) реакции и превращающихся в продукты. Так, для реакций в растворах молекулярность реакции не учитывает число молекул растворителя, образующих сольватную оболочку или молекулярные комплексы с реагентами, т. к. эти молекулы не входят в состав продуктов реакции. В р-циях замещения и элиминирования орг. соед., протекающих часто в неск. стадий, М. р. оценивается как число молекул, претерпевающих хим. превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетическими закономерностями и механизмом. Как правило, молекулярность простой реакции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения. Напр., рекомбинации атомов в газовой фазе протекают через тройные столкновения типа:
где М — третья частица. Суммарный порядок таких реакций — третий (скорость u = = k[М][Сl]2, где k-константа скорости), но молекулярность равна 2, т.к. в хим. взаимодействии участвуют два атома хлора, а частица М лишь принимает на себя энергию, выделившуюся при рекомбинации атомов, не претерпевая при этом хим. превращения.
Методы определения порядка реакции
Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда. Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.
