Министерство общего и профессионального образования РФ

Санкт-Петербургский государственный технический университет

Демидов А. И., Фирсова Е.Г.

Общая и физическая химия Часть 2 Химическая кинетика

Методические указания к лабораторным работам

Санкт - Петербург

Издательство СПбГТУ

1999

УДК 543

Демидов А. И., Фирсова Е.Г. Общая и физическая химия. Часть 2. Химическая кинетика. Методические указания к лабораторным работам. СПб. : Изд-во СПбГТУ, 1999. 0000 с.

Пособие по лабораторным работам по курсам “Общая и физическая химия” для бакалавров по направлению техническая физика.

Рассмотрены лабораторные работы по химической термодинамики.

Предназначено для студентов первого курса факультета медицинской физики и биоинженерии бакалаврской подготовки по вышеуказанному направлению.

Библиогр.: .....назв.

Печатается по решению редакционно-издательского совета Санкт-Петербургского государственного технического университета.

 Санкт-Петербургский государственный

технический университет 1999

Введение

Вторая часть методических указаний к лабораторным работам по общей и физической химии включает описание работ по химической кинетике.

Под кинетикой химических реакций понимают учение о скоростях химических реакций и механизме их протекания. В зависимости от того, в каких системах протекают реакции, различают кинетику гомогенных и гетерогенных реакций. Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (в смеси газов или в растворах), при этом реакция. происходит во всем реакционном объеме. Гетерогенными называют реакции между веществами, находящимися в разных фазах, при этом реакция протекает на границе раздела фаз.

Кинетика гомогенных реакций

1. Константа скорости химической реакции

Под средней скоростью химической реакции понимают отношение изменения концентрации вещества, участвующего в реакции, к промежутку времени, за который произошло это изменение v_cp = C/. Средняя скорость определяется для конечного интервала времени и в этом интервале остается постоянной. Более точной характеристикой протекания реакции во времени служит мгновенная скорость реакции, определяемая для данного момента времени, v = dC/d.

Поскольку скорость реакции есть величина положительная, а концентрация участников реакции может как убывать, так и увеличиваться, то в общем случае v =  dC/d, причем знак плюс используется в том случае, если о скорости реакции судят по изменению концентрации продукта, и знак минус- если о скорости судят по изменению концентрации исходного вещества.

Таким образом, для реакции:

_A A + _B B = _D D,

где _i  стехиометрический коэффициент, скорость реакции может быть выражена любой из следующих производных:

v₁ =  dC_A /d ; v₂ =  dC_B /d ; v₃ = dC_D /d .

Численные значения этих производных в общем случае могут быть различными, однако, зная одну из производных, всегда можно вычислить другие с помощью стехиометрии реакции

- dC_A /d = - (_A /_B)( dC_B /d) = (_A /_D )( dC_D /d).

Если объем, в котором протекает реакция, постоянный, то удобнее следить за изменением количества прореагировавшего вещества х.

Пусть начальное количество реагента равно а. Поскольку C = (а - х)/V, т. е, dC = dх/V, то между двумя способами вычисления скорости реакции существует простая связь:

- dC /d = (1 /V)(dx /d)

Главными факторами, влияющими на скорость химической реакции, являются температура и концентрации реагирующих веществ. По закону действующих масс скорость реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, поэтому в общем виде связь скорости с концентрациями можно представить в следующей форме:

В этом уравнении, называемом кинетическим уравнением реакции, коэффициент пропорциональности k, носит название константы скорости, а показатели степени n_A и n_{B -} порядки реакции по веществам А и В. Константа скорости реакции зависит только от температуры процесса. Сумма показателей степеней при концентрациях в кинетическом уравнении реакции называется суммарным порядком реакции n = n_A + n_B .

Для односторонней реакции первого порядка

А В + D

- dC_A /d = kC_A

Если в начальный момент времени  = 0 концентрация реагирующего вещества равна Со, а к моменту времени  изменится до С, то

- =

Таким образом, интегральное кинетическое уравнение реакции первого порядка имеет вид

ln = k

Удобнее изучать кинетику реакции, оперируя не концентрациями, а количествами реагирующих веществ. Если начальное количество реагирующего вещества равно а, к моменту времени  в реакцию вступает его количество, равное х, то интегральное кинетическое уравнение можно привести к виду

ln = k

Отсюда следует, что время, за которое в реакцию вступает половина начального количества вещества (период полураспада), _0,5 = ln2.

Особенностью односторонней реакции первого порядка является то, что период полураспада не зависит от начального количества вещества.

У односторонней реакций второго порядка

A + B  D + E

скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

 dC_A /d = k^C_A C_B

Переходя к количеству вещества и обозначая через a исходное количество вещества А, через b - исходное количество вещества В и через x - количество вещества, прореагировавшее к моменту времени , будем иметь

C_A = ; C_B = ; dC_A = ,

где V - объем реакционной смеси. После подстановки этих выражений в исходное кинетическое уравнение получаем

dx / d =( k^/V)(a - x)(b - x)

Если объем реакционной смеси постоянен, то k^/V = k и

dx / d = k(a - x)(b - x)

Наибольший практический интерес представляет случай, когда реагирующие вещества берутся в одинаковых количествах (a = b). В этом случае дифференциальное кинетическое уравнение реакции второго порядка принимает следующий окончательный вид:

dx/d = k(a - x)².