Оглавление

6. Химическая кинетика 2

6.1. Основные понятия и определения 2

6.1.1. Виды химических реакций 3

6.1.1.1. Простые реакции. Молекулярность 3

6.1.1.2. Сложные реакции 3

6.1.2. Структура темы 4

6.2. Формальная кинетика 5

6.2.1. Определение скорости химической реакции 5

6.2.2. Основной закон химической кинетики – закон «действующих масс» 5

6.2.3. Кинетические параметры 6

6.2.3.1. Порядок реакции 6

6.2.3.2. Константа скорости 7

6.2.4. Кинетические уравнения 7

6.2.4.1. Кинетическое уравнение реакции нулевого порядка 7

6.2.4.2. Кинетическое уравнение реакции первого порядка 8

6.2.4.3. Кинетическое уравнение реакции второго порядка 8

6.2.4.4. Кинетическое уравнение реакции третьего порядка 8

6.3. Теория скоростей химических реакций 9

6.3.1. Распределение молекул по энергиям 9

6.3.2. Энергия активации 10

6.3.3. Зависимость скорости реакции от температуры 10

6.3.3.1. Правило Вант-Гоффа 10

6.3.3.2. Уравнение Аррениуса 11

6.3.3.3. Экспериментальное определение энергии активации и предэкспоненциального множителя 11

6.3.3.4. Физический смысл предэкспоненциального множителя 12

6.3.4. Основы теории активных соударений 12

6.3.5. Теория активированного комплекса 13

6.3.5.1. Кривая потенциальной энергии 14

6.4. Виды сложных реакций 15

6.4.1. Реакции с последовательными стадиями 15

6.4.2. Реакции с параллельными стадиями 15

6.4.3. Обратимые реакции 15

6.4.4. Каталитические реакции 15

6.4.5. Цепные реакции 16

6.5. Кинетическое равновесие 16

6.5.1. Условие равновесия 17

6.5.2. Константа равновесия 17

6.5.3. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье 18

6.5.3.1. Влияние концентрации 18

6.5.3.2. Влияние давления 19

6.5.3.3. Влияние температуры. 19

6.5.3.4. Влияние катализатора. 19

6.6. Расчеты кинетических и термодинамических величин 19

6.6.1. Изотерма химической реакции 19

6.6.2. Зависимость константы равновесия от температуры. Изобара химической реакции 20

6. Химическая кинетика

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА (от греч. kinetikos-движущий) – раздел химии, изучающий протекание химической реакции во времени, механизм этого процесса, его зависимость от внешних условий. Химическая кинетика (ХК) устанавливает временные закономерности протекания химических реакций, связь между скоростью реакции и условиями ее проведения, выявляет факторы, влияющие на скорость и направление химических реакций. Определение механизма сложного химического процесса позволяет выяснить, из каких элементарных стадий он состоит и каким образом элементарные стадии связаны друг с другом, какие образуются промежуточные продукты и т. п. Теоретическая химическая кинетика занимается построением математических моделей сложных химических процессов, анализом этих моделей в сопоставлении с экспериментальными данными. Важной задачей химической кинетики является изучение элементарных реакций с участием активных частиц: свободных атомов и радикалов, ионов и ион-радикалов, возбужденных молекул и др. Используя результаты кинетических исследований и изучения строения молекул и хим. связи, химическая кинетика устанавливает связь между строением молекул реагентов и их реакционной способностью.

1. Основные понятия и определения

Объектом изучения ХК является химическая реакция, протекающая в определенном временном интервале. Поскольку реакция представляет собой превращение одних веществ в другие, определим основные кинетические параметры реакции. Количественной характеристикой вещества является его концентрация, очевидно, что в ходе реакции концентрация исходных веществ должна убывать, а продуктов возрастать.

Химическую реакцию можно представить как последовательность элементарных актов превращения веществ.

Элементарным химическим актом является единичный акт взаимодействия частиц (молекул, радикалов, ионов, атомов и др.), в результате, которого, образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений, при этом в одном элементарном акте может претерпевать единовременное изменение определенное число частиц (от 1 до 3). Вид элементарного акта определяет механизм реакции. Если все элементарные акты одинаковы, то считается, что реакция протекает в одну стадию и называется простой. Таких реакций относительно немного. Чаще всего реакция протекают в несколько стадий по одному или разным механизмам, в этом случае она является сложной.

Изменение концентрации участников реакции во времени определяется кинетическим уравнением.

1. Виды химических реакций

Итак, все химические процессы по кинетическим параметрам можно разделить на простые и сложные. По пространственной области взаимодействия – на гомогенные (протекающие в объеме) и гетерогенные (протекающие на поверхности).

1. Простые реакции. Молекулярность

Все простые реакции бывают трех видов, различающихся по молекулярности.

Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.

Мономолекулярные реакции — реакции, в элементарном акте которой происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.) примером такой реакции является термическая диссоциация газообразного иода:

I₂ → 2I

Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении и изменении природы двух частиц (одинаковых или различных):

СН₃Вr + КОН → СН₃ОН + КВr

Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении и превращении трех частиц:

О₂ + NО + NО → 2NО₂

Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.