3 Химическая кинетика и катализ

Химическая кинетика – это раздел физической химии, который изучает влияние условий на скорость химических реакций, а также механизмы реакций. Она является научной основой создания новых химических и совершенствования существующих процессов химической технологии. Методы химической кинетики используются при моделировании природных и технологических процессов, в биологии и в других областях естествознания.

3.1 Основные понятия химической кинетики

Скорость реакции – это изменение концентрации одного из исходных реагентов или одного из продуктов реакции в единицу времени. Для реакций, протекающих в растворах, концентрацию веществ выражают в единицах моль/л (молярная концентрация), а время – в секундах. Следовательно, единицей измерения скорости химической реакции является моль/(л∙с).

В газовых реакционных системах вместо концентрации компонентов используют их парциальные давления. Парциальное давление равно тому газовому давлению идеального газа, которым он обладал бы, если бы занимал тот же объем, что и смесь идеальных газов, и имел ту же температуру. Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений всех находящихcя в ней газов.

Рисунок 1 Изменение концентрации реагента в процессе его химического превращения.

Из рисунка 1 следует, что в интервале времени t₁ и t₂ концентрация исходного реагента убывает от С₁ до С₂. Следовательно, средняя скорость реакции в этом интервале составляет:

= – = –

Так как lim = и поэтому v`_ист= – , то есть истинная скорость химической реакции есть первая производная концентрации по времени. Следовательно, скорость реакции можно определить графическим методом как тангенс угла касательной к кинетической кривой. Например, на рисунке 1 начальная скорость реакции определяется как v_o=tg α_o.

Механизм реакции — это совокупность элементарных стадий, из которых состоит суммарная химическая реакция. Например, для реакции

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

механизм состоит из следующих элементарных стадий:

а) Cl₂ + h = 2Cl

б) H₂ + Cl = HCl + H

в) Cl₂ + H = HCl + Cl и т.д.

Элементарные стадии химических реакций различаются молеку-лярностью:

мономолекулярные – в элементарной стадии претерпевает превращение одна частица (стадия а));

бимолекулярные – превращение происходит в результате столкновения двух частиц (стадии б) и в));

тримолекулярные – в одновременном столкновении и превращении участвуют три частицы.

Вероятность одновременного эффективного столкновения в элементарной стадии четырех частиц практически равна нулю. Поэтому молекулярность реакций ограничивается приведенными выше тремя типами.

В механизме реакции всегда бывает одна стадия, которая имеет наименьшую скорость по сравнению со всеми остальными стадиями и называется лимитирующей стадией. Скорость всей реакции определяется скоростью лимитирующей стадии. Поэтому знание механизма реакции и его лимитирующей стадии позволяет целенаправленно управлять скоростью и направлением химической реакции путем воздействия на параметры этой стадии.

Скорость реакции зависит от многих факторов – от природы и концентрации реагентов, температуры, катализатора, интенсивности облучения, степени раздробления реагентов и другие. Наиболее хорошо изучены закономерности влияния концентрации и температуры.