Лекция 5. Химическая кинетика
Лекция 5. Химическая кинетика
План лекции
1. Понятие скорости химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции.
2. Факторы, влияющие на скорость. Влияние реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации и температуры.
3. Теория активации Аррениуса. Энергия активации. Факторы, определяющие величину энергии активации. Уравнение Аррениуса. Теории активных соударений и активированного комплекса.
4. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Каталитические яды. Ингибиторы.
5. Механизм химических реакций.
6. Химическое равновесие.Необратимые и обратимые реакции. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
7. Факторы, влияющие на положение химического равновесия – температура, концентрация, давление.
Задачи изучения темы:
В процессе освоения темы студенты получают представление скорости химического превращения. Влияние ряда факторов на скорость химических реакций. Теория Аррениуса. Смещение химического равновесии. Влияние ряда факторов на смещение химического равновесия
Студент должен знать:
Теория. Аррениуса. Применение закона действующих масс для выражения скорости химической реакции. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Основная и дополнительная литература
Основная
1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 28-е, перераб. и доп. – М.: Интеграл-Пресс, 2000. – С. 27-36.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк., 2005. 743 с.
3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк, 2004. 527 с.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / под ред. В.А. Рабиновича и др. М.: Интеграл-Пресс, 1997. – 240 с.
Дополнительная
5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. СПб-М: Высш.шк, 2003 Т. 1, 2.
6. Коровин Н.В. Общая химия. М: Высш.шк., 2005. 557 с.
7. Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов. / В.И. Фионов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – С. 33-47.
Методические разработки кафедры
8. Гаркушин И.К., Лисов Н.И., Немков А.В. Общая химия для технических вузов. Учебное пособие. Самарск. гос. техн. ун-т, Самара. – 2003. – С. 144-166.
9. Лисов Н.И. Кинетика химических реакций. Метод. указания к самостоятельной работе студентов.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций.
Скорость химических реакций
Химические процессы могут протекать с различной скоростью. Одни из них идут медленно, например, фотосинтез, ржавление железа. Другие – быстро, горение, взрыв.
Скорость химического превращения - это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций и на единицу поверхности - для гетерогенных.
Гомогенные реакции (все участки реакции находятся в одном агрегатном состоянии, т.е. образуют однородную систему, без раздела фаз) – скорость процесса одинакова во всей реакционной среде.
Гетерогенные реакции (участки реакции находятся в различных агрегатных состояниях, т.е. образуют неоднородную систему, состоящую из нескольких фаз). Реакция локализована на границе раздела фаз, скорость реакции зависит от величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Чем больше поверхность соприкосновения, тем больше скорость химической реакции.
Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени.
Для реакции аА + bВ ® cС + dD
, 
Скорость химической реакции величина положительная. Знак минус ставят потому, что концентрация исходных веществ, при протекании химической реакции уменьшается. Если скорость определяется по уменьшению концентрации продуктов, то в правой части уравнения ставят знак плюс.
«–» расчет по концентрации исходных веществ Dс < 0
«+» расчет по концентрации продуктов Dс > 0
Изменение скорости реакции в различных промежутках времени неодинаково, поэтому рассчитывают среднее значение скорости реакции.
Одна из основных задач химической кинетики – управление скоростью реакции. Полезные реакции нужно заставить идти быстрее, а вредные – замедлить (как в случае с коррозией). Для того, чтобы управлять процессами нужно знать какие факторы влияют на их скорость.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа реагирующих веществ, их концентрации, характер реакции (гомогенная или гетерогенная реакции), давление (для реакций протекающих в газовой среде), температура, облучение, катализаторы, площадь поверхности раздела фаз, перемешивание.
Рассмотрим некоторые из них более подробно.
2. Факторы, влияющие на скорость.
Теория активации Аррениуса
Большинство соударений молекул не приводит к химическому взаимодействию – cтолкнувшись, они разлетаются в разные стороны, как упругие шары. Для осуществления элементарного акта реакции необходимо, чтобы электронные оболочки атомов реагентов при соударении вторгались одна в другую, преодолевая взаимное отталкивание. Это вызовет разрыв старых связей и возникновение новых. Но для этого нужно затратить энергию. Поэтому
В реакцию вступают не все молекулы, а лишь те, которые могут преодолеть энергетический барьер отталкивания и войти в химический контакт друг с другом. Такие молекулы являются активными, а избыточная энергия, которой они обладают по сравнению с молекулами, имеющими средний запас энергии, является энергией активации Еакт. С увеличением температуры растет число активных молекул и следовательно, возрастает скорость химической реакции.
При столкновении частиц образуется группировка в состоянии перераспределения связей, которая называется активированным комплексом.
Переход системы из исходного состояния в конечное через активированный комплекс показан на рисунке.
Е1а – энергия активации обратимой реакции
Е1а – Еа = DН, где DН – тепловой эффект реакции
Еакт энергией активации характеризует высоту энергетического барьера, преодолев который молекулы подвергаются химическим превращениям:
А + В = AB.
Активация молекул возможна при нагревании 
или растворении вещества, при различных облучениях.
Зависимость константы скорости реакции от энергии активации и температуры выражается формулой Аррениуса:
где А – постоянный множитель, не зависящий от температуры, Еакт – энергия активации, R – универсальная газовая постоянная.
Энергия активизации равна разности между средней энергией реагентов и энергией активированного комплекса.
Энергия активизации определяет влияние на скорость реакции природы реагентов.
Влияние катализатора
Катализ это явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов, веществ изменяющих пути протекания реакций в циклах промежуточного взаимодействия с реагентами и восстанавливающих в итоге свой состав.
Катализаторы бывают положительные и отрицательные.
Положительные катализаторы (платина, оксид марганца (IV)) ускоряют реакцию в несколько раз.
MnO2
2H2O2 ® 2H2O + O2
Отрицательные катлизаторы – ингибиторы, наоборот замеляют скорость химической реакции (пример использование ингибиторов для борьбы с коррозией нефтепроводов)
Различают гомогенный и гетерогенный катализ.
Если катализатор и реагенты находятся в одной фазе и процесс протекает в объеме, то это гомогенный катализ.
Если катализатор и реагенты находятся в разных фазах и процесс протекает на поверхности их раздела, то это гетерогенный катализ.
Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений и заключается в снижении энергии активации при образовании активированного комплекса.
Для реакции А + B ® AB
A + К ® AК
AК + B ® AB + К
А + B ® AB
Катализатор ускоряет реакцию, хотя и не входит в ее продукты. Химическое состояние катализатора и его количество после реакции остается неизменным.
Механизм химических реакций
Реакции можно классифицировать по механизму их протекания. Они делятся на:
– простые (молекулярные) реакции, протекающие непосредственно между молекулами.
Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте превращения. Бывают реакции одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные:
одномолекулярная (мономолекулярная) СаСО3 ® СаО + СО2
двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI ® H2 + I2
трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H2 ® NO2 + H2O
Еакт энергия активации таких реакций составляет 120 – 440 кДж/моль
– ионные реакции, протекающие при растворении веществ.
Cl– + Ag+ = AgCl¯ Еакт = 0 – 80 кДж/моль
– радикальные (цепные) реакции с участием свободных радикалов имеющих ненасыщенные валентности.
H2 + Сl2 ® 2HCl
Обычное уравнение реакции не отражает истинный механизм данной реакции. Галогены уже при температуре 20 оС на свету образуют радикалы (ион, содержащий один неспаренный электрон)
hn
Сl2 ® 2Cl· радикал реагирует с водородом
hn
H2 + Сl· ® HCl + H·
hn
Сl2 + H· ® HCl + Cl· 1 квант света вызывает образование 100 тыс. молекул HCl
Реакция носит цепной характер, закон действия масс не соблюдается, т.к. энергия активации радикала и энергия активации взаимодействия радикала с водородом исключительно мала.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые.
Необратимые реакции протекают до конца (в одном направлении).
BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl
Признаки необратимых реакций:
1. выпадение осадка или образование газа;
2. образование малодиссоциирующих продуктов;
3. выделение большого количества энергии.
Обратимые реакции протекают в прямом и обратном направлениях.
СО2+Н2О 
СО2+Н2
3H2+N2 2NH3
Реакцию, протекающую в правую сторону (®), называют прямой, а в левую () – обратной.
С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, и через некоторый промежуток времени наступает химическое равновесие, когда скорости прямой и обратной реакции равны.
Для реакции общего вида
аА + вВ сС + dD,
где А и В – исходные вещества, а и в – стехиометрические коэффициенты скорости прямой и обратной реакции по закону действующих масс будут равны
= 
[A]a [B]b и 
= 
[C]c [D]d
В условиях равновесия = и [A]a [B]b = [C]c [D]
Преобразуем равенство в 
Величина Кр называется константой равновесия. Константа равновесия зависит только от температуры, и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора тоже не влияет на нее.
Химическое равновесие, т.е. равенство скоростей прямой и обратной реакций, сохраняется до тех пор, пока сохраняются условия равновесия. При изменении условий, например температуры, или давления, или концентрации веществ, изменяются скорости прямой и обратной реакций, что ведет к нарушению равновесия и смещению (сдвигу) его в правую или левую сторону.
Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то состояние равновесия смещается в том направлении, которое ослабляет влияние этого воздействия (или в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия).
На сдвиг равновесия могут влиять температура, концентрации реагентов и давление.
2. Факторы, влияющие на положение химического равновесия – температура, концентрация, давление.
Лекция 5. Химическая кинетика
План лекции
1. Понятие скорости химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции.
2. Факторы, влияющие на скорость. Влияние реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации и температуры.
3. Теория активации Аррениуса. Энергия активации. Факторы, определяющие величину энергии активации. Уравнение Аррениуса. Теории активных соударений и активированного комплекса.
4. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Каталитические яды. Ингибиторы.
5. Механизм химических реакций.
6. Химическое равновесие.Необратимые и обратимые реакции. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
7. Факторы, влияющие на положение химического равновесия – температура, концентрация, давление.
Задачи изучения темы:
В процессе освоения темы студенты получают представление скорости химического превращения. Влияние ряда факторов на скорость химических реакций. Теория Аррениуса. Смещение химического равновесии. Влияние ряда факторов на смещение химического равновесия
Студент должен знать:
Теория. Аррениуса. Применение закона действующих масс для выражения скорости химической реакции. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Основная и дополнительная литература
Основная
1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 28-е, перераб. и доп. – М.: Интеграл-Пресс, 2000. – С. 27-36.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк., 2005. 743 с.
3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М: Высш.шк, 2004. 527 с.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / под ред. В.А. Рабиновича и др. М.: Интеграл-Пресс, 1997. – 240 с.
Дополнительная
5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. СПб-М: Высш.шк, 2003 Т. 1, 2.
6. Коровин Н.В. Общая химия. М: Высш.шк., 2005. 557 с.
7. Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов. / В.И. Фионов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – С. 33-47.
Методические разработки кафедры
8. Гаркушин И.К., Лисов Н.И., Немков А.В. Общая химия для технических вузов. Учебное пособие. Самарск. гос. техн. ун-т, Самара. – 2003. – С. 144-166.
9. Лисов Н.И. Кинетика химических реакций. Метод. указания к самостоятельной работе студентов.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций.
Скорость химических реакций
Химические процессы могут протекать с различной скоростью. Одни из них идут медленно, например, фотосинтез, ржавление железа. Другие – быстро, горение, взрыв.
Скорость химического превращения - это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций и на единицу поверхности - для гетерогенных.
Гомогенные реакции (все участки реакции находятся в одном агрегатном состоянии, т.е. образуют однородную систему, без раздела фаз) – скорость процесса одинакова во всей реакционной среде.
Гетерогенные реакции (участки реакции находятся в различных агрегатных состояниях, т.е. образуют неоднородную систему, состоящую из нескольких фаз). Реакция локализована на границе раздела фаз, скорость реакции зависит от величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Чем больше поверхность соприкосновения, тем больше скорость химической реакции.
Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени.
Для реакции аА + bВ ® cС + dD
,
Скорость химической реакции величина положительная. Знак минус ставят потому, что концентрация исходных веществ, при протекании химической реакции уменьшается. Если скорость определяется по уменьшению концентрации продуктов, то в правой части уравнения ставят знак плюс.
«–» расчет по концентрации исходных веществ Dс < 0
«+» расчет по концентрации продуктов Dс > 0
Изменение скорости реакции в различных промежутках времени неодинаково, поэтому рассчитывают среднее значение скорости реакции.
Одна из основных задач химической кинетики – управление скоростью реакции. Полезные реакции нужно заставить идти быстрее, а вредные – замедлить (как в случае с коррозией). Для того, чтобы управлять процессами нужно знать какие факторы влияют на их скорость.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа реагирующих веществ, их концентрации, характер реакции (гомогенная или гетерогенная реакции), давление (для реакций протекающих в газовой среде), температура, облучение, катализаторы, площадь поверхности раздела фаз, перемешивание.
Рассмотрим некоторые из них более подробно.
2. Факторы, влияющие на скорость.