Составление кинетических моделей химических реакций

1.Простая необратимая реакция

2A + 4B = R + 3S

W_j = ±ν_j·r

W_A = − ν_A·r = − 2k·С_А²·С_B⁴

r = k·С_А²·С_B⁴

W_B = − ν_B·r = − 4k·С_А²·С_B⁴

W_R =ν_R·r = k·С_А²·С_B⁴

W_S =ν_S·r = 3k·С_А²·С_B⁴

2.Обратимая реакция

А + 3В _к- ^к+ 2R + 5S

W_j = ±ν_j·r

r = r⁺ + r ^-

r⁺ = k⁺ ·С_А·С_B³

r ^- = k^- ·С_R²·С_S⁵

r = r⁺ + r ^- = k⁺ ·С_А·С_B³ + k^- ·С_R²·С_S⁵

W_A = − ν_A·r = −( k⁺ ·С_А·С_B³ + k^- ·С_R²·С_S⁵)

W_B = − ν_B·r = −3(k⁺ ·С_А·С_B³ + k^- ·С_R²·С_S⁵)

W_R =ν_R·r = 2(k⁺ ·С_А·С_B³ + k^- ·С_R²·С_S⁵)

W_S =ν_S·r =5(k⁺ ·С_А·С_B³ + k^- ·С_R²·С_S⁵)

3.Паралельные реакции

4R

3 А + 2B

P + 5S

r₁ = k₁С_А³·С_B²

r₂ = k₂С_А³·С_B²

W_A = − ν_A·r₁ − ν_A·r₂ = −3 k₁С_А³·С_B² − 3 k₂С_А³·С_B²

W_B = − ν_B·r₁ − ν_B·r₂ = −2 k₁С_А³·С_B² − 2 k₂С_А³·С_B²

W_R =ν_R·r₁ = 4 k₁С_А³·С_B²

W_P =ν_P·r₂ = k₂С_А³·С_B²

W_S =ν_S·r₂ =5 k₂С_А³·С_B²

4.Последовательные реакции

А + 3B ¹ 2R + 4S ² M + 5P

r₁ = k₁С_А·С_B³

r₂ = k₂С_R²·С_S⁴

W_A = − ν_A·r₁ = − k₁С_А·С_B³

W_B = − ν_B·r₁ = −3 k₁С_А·С_B³

W_R =ν_R·r₁ − ν_R·r₂ = 2 k₁С_А·С_B³ −2 k₂С_R²·С_S⁴

W_S =ν_S·r₁ − ν_S·r₂ = 4 k₁С_А·С_B³ −4 k₂С_R²·С_S⁴

W_M =ν_M·r₂ = k₂С_R²·С_S⁴

W_P =ν_P·r₂ =5k₂С_R²·С_S⁴

Раздел 2: Анализ кинетических моделей химических реакций

Анализ кинетических моделей проводится с целью определения теоретически оптимального режима проведения реакции включает в себя проведение кинетического Где ты его проводишь? и термодинамического анализов. Термодинамический анализ используют для

Лекция 6. Термодинамический анализ обратимых химических реакций

Задачами термодинамического анализа являются:

1) расчет теплового эффекта реакции;

2) выявление возможности самопроизвольного протекания химической реакции в данном направлении;

3) определение предела самопроизвольного протекания реакции, т. е. состояния химического равновесия.

Раздел 1. Термодинамический анализ

1. Расчет теплового эффекта обратимой реакции определяется по изменению ее энтальпии ∆H в соответствии с законом Гесса как разность энтальпий образования продуктов реакции (∆H _прод) и энтальпий исходных веществ (∆H _исх), умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты:

∆H = ∑( ν_j∆H _прод.) – ∑(ν_j∆H _исх.). (6.1)

Тепловой эффект реакции Q_P численно равен изменению энтальпии ∆H, однако обозначается обратным от нее знаком: Q_P= –∆H .

Если ∆H<0, т. е. тепло в по мере протекания реакции выделяется (+Q_р), и реакция является экзотермической. Если ∆H>0, то тепло в результате протекания реакции поглощается (–Q_р) и реакция считается эндотермической.

2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного ее состояния определяется энтропией. Расчет изменения энтропии реакции ∆S осуществляется как разность энтропий образования продуктов реакции (∆S _прод) и энтальпий исходных веществ (∆S _исх), умноженных на соответствующие стехиометрические коэффициенты:

∆S = ∑( ν_j∆S _прод.) – ∑(ν_j∆S _исх.). (6.2)

3. Вероятность самопроизвольного протекания реакции определяется величиной энергии Гиббса ∆G:

∆G = ∆H – T·∆S, (6.3)

где ∆H – изменение энтальпии реакции; ∆S – изменение энтропии реакции; Т – температура.

Из (6.3) следует, что вероятность протекания реакции зависит от двух факторов: энтальпийного (∆H) и энтропийного (T·∆S). Энтальпийный фактор характеризует стремление системы к достижению минимума энергии. Энтропийный характеризует стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния.

Если ∆G <0, то знак минус, стоящий перед величиной энергии Гиббса, указывает на возможность (вероятность) самопроизвольного протекания реакции слева направо; если ∆G >0 то реакция может протекать в обратном направлении; если ∆G =0 – система достигла состояния равновесия.