ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«БЕЛОРУССКО-РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра «Технологии металлов»

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям

и для самостоятельной подготовки студентов

всех специальностей дневной и заочной форм обучения

Химическая кинетика

и химическое равновесие

Могилев 2010

УДК 54

ББК 24

Х 46

Рекомендовано к опубликованию

учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» «14» сентября 2010 г., протокол № 11

Составители: ст. преподаватель В. Ф. Пацей;

канд. биол. наук, ст. преподаватель И. А. Лисовая

ст. преподаватель Н. Л. Николаева

Рецензент канд. хим. наук, доцент И. М. Лужанская

В методических указаниях приведены основные понятия химической кинетики и химического равновесия. Рассмотрено влияние на скорость химических реакций таких факторов, как концентрация реагирующих веществ, температура и катализаторы. Приведены способы расчета изменения скорости химической реакции, а также способы определения направления смещения химического равновесия по принципу Ле Шателье.

Учебное издание

ХИМИЯ

Ответственный за выпуск Д. И. Якубович

Технический редактор А. А. Подошевко

Компьютерная верстка Н. П. Полевничая

Подписано в печать. Формат 60x84/16. Бумага офсетная. Гарнитур Таймс.Печать трафаретная. Усл-печ. л.. Уч.-изд. л.. Тираж 180 экз. Заказ №

Издатель и полиграфическое исполнение

Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет»

ЛИ № 02330/375 от 29.06.2004 г.

212000, Г. Могилев, пр. Мира, 43

© ГУ ВПО «Белорусско-Российский

университет», 2010

1 Химическая кинетика

Химическая термодинамика позволяет предсказать принципиальную возможность или невозможность самопроизвольного протекания химических реакций. Например, термодинамическая вероятность реакции

2H_{2 (Г)} + O_{2 (Г)} = 2H₂O _(Г) ; ΔG⁰₂₉₈ = -456,5 кДж

значительно выше, чем реакции:

2NO _(Г) + O_{2 (Г)} = 2NO_{2 (Г)} ; ΔG⁰₂₉₈ = -150 кДж

вследствие более отрицательной величины ΔG⁰₂₉₈ . В то же время первая реакция при стандартных условиях без катализатора, открытого пламени или освещения ультрафиолетом практически не идет, а вторая протекает с заметной скоростью. Быстрота реакции зачастую не связана со значением ее энергии Гиббса.

Знание скоростей химических реакций имеет большое научное и практическое значение. Например, в химической промышленности от скорости реакции зависят размеры и производительность аппаратуры, количество получаемого продукта и др. Весьма важно не только знать, с какой скоростью протекает реакция при тех или иных условиях, но и как нужно изменить эти условия, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью. Всем этим занимается химическая кинетика.

Химическая кинетика – учение о скорости химических процессов и их зависимости от различных факторов, а также о механизмах их протекания.

1.1 Основные понятия химической кинетики

Система – совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды. Все, что находится вне системы, называется внешней средой.

Компонент – химически однородная составная часть системы, которая может быть выведена из нее. Например, смесь азота и кислорода состоит из двух компонентов (N₂ и O₂), а водный раствор NaCl и KCl – из трех компонентов (NaCl, KCl и H₂O).

Фаза – это часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделённая от других частей системы поверхностью раздела. Наличие поверхности раздела, переходя через которую свойства меняются скачком, подтверждает, что система состоит из нескольких фаз. Возможно существование многофазных систем, состоящих из одного компонента. Например, система, состоящая только из жидкой воды, является и однокомпонентной, и однофазной; система, состоящая из жидкой и газообразной (парообразной) воды все также однокомпонентная, но уже двухфазная; а если кроме жидкой и газообразной присутствует и твердая вода (лед), то мы имеем однокомпонентную трехфазную систему. Возможно также существование однофазных систем, состоящих из нескольких компонентов. Если смесь кристалликов поваренной соли и сахара (две фазы и два компонента) растворить в воде, то получится однофазная система (так как во всех точках состав и свойства одинаковы и нет поверхности раздела, где происходит изменение свойств), состоящая из трех компонентов.

В зависимости от количества фаз все системы и реакции в них делятся на гомогенные и гетерогенные. Системы, состоящие из одной фазы, и реакции, протекающие в таких системах, называются гомогенными (например, реакции между газами или растворами). Гомогенные реакции протекают по всему объему системы. Пример гомогенной реакции:

Cl_{2 (Г)} + H_{2 (Г)} = 2HCl _(Г).

Системы, состоящие из двух или более фаз, и реакции, протекающие в таких системах, называются гетерогенными. Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз. Пример гетерогенной реакции:

С _(Т) + О_{2 (Г)} = СО_{2 (Г)}.

Кинетические закономерности гомогенных и гетерогенных процессов различны.

Все реакции подразделяются на простые и сложные.

Реакции, протекающие в одну стадию, называются простыми, или элементарными. Таких реакций мало.

Понятие молекулярность реакции применимо только к простым реакциям. Молекулярность реакции характеризует число частиц, участвующих в элементарном взаимодействии. Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции, в которых участвуют соответственно одна, две и три частицы, причем тримолекулярных реакций крайне мало, так как крайне мала вероятность одновременного столкновения трех частиц, тем более в правильной взаимной ориентации. Реакции с более высокой молекулярностью неизвестны.

Примеры простых реакций:

– мономолекулярная N₂O₅ = NO₂ + NO + O₂;

– бимолекулярная H₂ + I₂ = 2HI;

– тримолекулярная 2NO + Cl₂ = 2NOCl.

Реакции, протекающие в несколько стадий, называются сложными. Таких реакций большинство. Совокупность стадий, из которых состоит химическая реакция, называется механизмом химической реакции. В ходе сложной реакции могут получаться промежуточные короткоживущие частицы – интермедиаты. Сложные реакции, в свою очередь, бывают последовательными, параллельными и последовательно-параллельными. Схематически все типы реакций представлены на рисунке 1, где исходные вещества и продукты реакции соответствуют началу и концу стрелки.

Рисунок 1 – Элементарная и сложные реакции

В сложных реакциях скорость образования конечных продуктов часто зависит от скорости лишь одной, наиболее медленной элементарной реакции. Такая реакция называется лимитирующей.

Понятие молекулярность применимо к каждой отдельной стадии, но для сложной реакции в целом применяют понятие порядок реакции. Более подробно порядок реакции будет рассмотрен ниже.

Химическая реакция может протекать только при столкновении реагирующих частиц. Однако не каждое столкновение приводит к взаимодействию, поскольку необходимо преодоление сил отталкивания, возникающих между электронными облаками сталкивающихся частиц. Частицы, обладающие энергией, достаточной для взаимодействия, называются активными. Эта энергия является определенной, характерной для каждой реакции. Дополнительная энергия, которую необходимо сообщить частицам, чтобы перевести их в активное состояние (состояние активированного комплекса), называется энергией активации (Е_а). Энергию активации выражают в кДж/моль.

В ходе химической реакции разрушаются одни и возникают другие молекулы и соединения, происходит изменение химических связей, т.е. перераспределение электронной плотности. Если бы старые химические связи в ходе реакции сразу полностью разрушались, то потребовалось бы большое количество энергии и реакция протекала бы крайне медленно. Как показали исследования, в ходе реакции система проходит через переходное состояние, через образование так называемого активированного комплекса. Например, ход реакции

АВ + DC = AD + BC

можно представить схемой

В активированном комплексе старые связи еще не разорваны, но уже ослаблены, новые связи наметились, но еще не образовались. Время существования его невелико (порядка 10^-13 с). При распаде комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования переходного комплекса необходима энергия (энергия активации), поэтому переходное состояние имеет более высокую энергию, чем исходное и конечное (рисунок 2).

Помимо достаточной энергии молекул, есть еще одно условие для протекания принципиально возможной реакции: определенная ориентация взаимодействующих частиц в пространстве, благоприятствующая перераспределению электронной плотности.

E_А.ПР. – энергия активации прямой реакции; E_А.ОБР. – энергия активации обратной реакции; ABDC* - активированный комплекс; H_Х.Р. – тепловой эффект реакции

Рисунок 2 – Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса