1.5. Скорость образования компонента
Скорость реакции.
Скорость реакции служит важнейшей количественной характеристикой химического взаимодействия. Различные реакции идут с разными скоростями. Скорость реакции может изменяться в зависимости от условий ее протекания. Как правило, скорость реакции со временем уменьшается.
Скоростью образования (или изменение содержания i – компонента) во времени t или скоростью реакции Wi по данному i – веществу называется изменение количества mi (в молях) в единицу времени t в единице реакционного пространства R:
=
Это определение справедливо как для простых, так и для сложных реакций. Если реакция гомогенная, протекает в объеме, то R ≈ V, а изменение количества вещества рассматривается в единице объема.
7
Для гетерогенных реакций, реакция проходит на границе раздела фаз, где реакционным пространством является поверхность (R ≈ S).
“Скорость образования” используют как для продуктов реакции, так и исходных веществ. В последнем случае “скорость образования” исходных веществ будет отрицательной величиной. Наряду с термином “скорость образования данного вещества” используют также термин “скорость реакции по данному веществу” (Wi).
На практике рассматривают изотермические реакции в закрытых процессах (не обмениваются веществом с окружающей средой, но энергией за счет теплоты или работы обмениваются). Например, в реакции в автоклавах.
В замкнутой гомогенной системе (R ≈ V):
=
Во время реакции объем не изменяется, его можно внести под знак дифференциала и
=
тогда
=
где Ci – концентрация i – го вещества в данный момент времени.
В дальнейшем будем рассматривать гомогенные изотермические реакции в закрытых системах.
Рассмотрение кинетических реакций изучают на основании опытных данных и строят кинетические кривые – зависимости в виде: Ci =f (t).
2. Формальная кинетика
2.1. Задача формальной кинетики
В предыдущем разделе были рассмотрены общие положения о скорости химической реакции. На практике важно знать зависимость скорости реакции от концентрации компонентов и уметь определить значение концентраций любого компонента в какой-либо момент
8
времени, а также влияние температуры на химико-технологический процесс в лабораторных или промышленных аппаратах. Эти практические закономерности рассматривает раздел химической кинетики – формальная кинетика [2].
2.2. Закон действующих масс
Рассмотрим элементарные формально простые реакции в закрытой системе, идущие в одну стадию.
Кинетическое уравнение, основной закон химической кинетики или закон действующих масс, были открыты Н.Н. Бекетовым и норвежскими учеными Гульбергом и Вааге (1864 – 1867) на основании молекулярно-кинетических представлений о вероятности столкновений между частицами.
Ими была получена степенная зависимость:
где n1, n2…ni порядок по веществам A1, A2…Ai. Общий порядок реакции
При этом n1, n2…ni могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам, но обязательно имеют целочисленные значения. Для простых реакций порядок совпадает с молекулярностью.
k – константа скорости реакции, численно равна скорости реакции при единичных концентрациях. Значение ее зависит от природы реагирующих веществ, температуры, наличие катализатора и его концентрации, от среды, в которой протекает реакция. Фактически константа скорости химической реакции показывает, какая доля из общего числа соударений молекул приводит к химическому взаимодействию.