Химическая кинетика

1. Химическая кинетика

2.

• Химической кинетикой называется часть
химии, которая изучает скорость и механизмы
химических реакций
• Скорость реакции – это число элементарных
актов взаимодействия, происходящих в
единицу времени в единице объема для
гомогенных реакций или на единице
поверхности раздела фаз – для гетерогенных.
• Обычно о скоростях реакций судят по
изменению концентрации реагентов или
продуктов за определенный промежуток
времени
• На скорость реакций влияют природа и
концентрация взаимодействующих веществ,
температура и катализаторы

3. Кинетическое уравнение

Для простой реакции, записанной в общем виде:
аА + bВ = продукты,
кинетическое уравнение записывается в виде:
V = k∙Са(А)∙Сb(В),
где V – скорость реакции, k – константа скорости
реакции, С(А) и С(В) – молярные концентрации
реагентов, а и b – кинетический порядок
реакции по веществу А и В соответственно.
Константа скорости при постоянной температуре
зависит только от природы реагирующих
веществ и не зависит от их концентрации.

4.

Различают кинетический порядок по
отдельному реагенту и общий кинетический
порядок реакции, который равен сумме всех
кинетических порядков по отдельным
реагентам
Для простых реакций кинетические порядки
совпадают с коэффициентами в уравнении
реакции
Чтобы узнать порядок сложной реакции по
какому-либо реагенту, необходимо
определить, как скорость реакции зависит от
концентрации этого реагента.

5. Скорость реакции 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г) при 660 К зависит от концентрации реагентов следующим образом: С(NO), моль/л 0,01

0,01
0,03
С(O2), моль/л
0,01
0,02
0,02
v, моль/(л∙с)
2,5∙10–3
5,0∙10–3
4,5∙10–2
Определите общий кинетический порядок реакции и константу скорости
при данной температуре
1. Кинетическое уравнение данной реакции имеет
вид: V = k∙Сα(NO)∙Сβ(O2)
2. Для определения кинетического порядка по
оксиду азота (α) необходимо сравнивать значения
его концентраций при постоянной концентрации
кислорода - второй и третий столбцы: при
увеличении концентрации NO в 3 раза (от 0,01 до
0,03) скорость реакции увеличивается в 9 раз.
Таким образом 9 = 3α , α = 2.

6.

3. Для определения кинетического порядка по
кислороду (β) необходимо сравнивать значения его
концентраций при постоянной концентрации
оксида азота – первый и второй столбцы: при
увеличении концентрации О2 в 2 раза скорость
увеличивается в 2 раза. Значит 2 = 2β , β = 1.
4. Общий кинетический порядок реакции
n=α+β=2+1=3
5. Константа скорости реакции при данной
температуре определяется из кинетического
уравнения: k = V / Сα(NO)∙Сβ(O2). Для расчета можно
взять любой из столбцов, например, второй: k =
0,005 / 0,012 ∙ 0,021 = 2500.
Ответ: общий кинетический порядок реакции 3,
константа скорости 2500

7. Реакция F2(г) + 2ClO2(г) = 2ClO2F(г) имеет первый порядок по фтору и по оксиду хлора. Определите тип реакции и во сколько раз

увеличится ее скорость при увеличении давления в 3 раза
1. Для простых реакций кинетические порядки
совпадают с коэффициентами в уравнении реакции.
В данной реакции кинетические порядки не
совпадают с коэффициентами, значит реакция
сложная.
2. Кинетическое уравнение имеет вид:
v = k∙C(F2)∙C(ClO2 )
3. Данная реакция протекает в газовой фазе, поэтому
в кинетическом уравнении вместо концентраций
можно использовать давления. Давление
увеличилось в 3 раза, значит v = k∙3∙3 = 9. таким
образом, скорость реакции увеличилась в 9 раз.

8. Температурный коэффициент. Правило Вант-Гоффа

Правило Вант-Гоффа гласит: при повышении
температуры на каждые десять градусов
скорость реакций увеличивается в 2–4 раза.
Математическая запись правила:
V2 k 2
V1 k1
T2 T1
10
,
где V1 и V2 – скорость реакции при температурах T1
и T2 (T2 T1); k1 и k2 – константа скорости; –
температурный коэффициент скорости реакции,
значение которого находится в интервале 2–4.

9. Энергия активации. Уравнение Аррениуса

Энергия активации – это та минимальная энергия
молекул, которая необходима для того, чтобы при
столкновении этих молекул произошло химическое
взаимодействие.
Зависимость скорости реакций от температуры
выражается уравнением Аррениуса , которое имеет вид:
k A e
Ea
RT
где k – константа скорости реакции, A –
предэкспоненциальный множитель, e – основание
натуральных логарифмов, R – молярная газовая
постоянная, T – температура (К), Eа – энергия активации
(Дж/моль).

10. Константа скорости реакции СН3СНО(г) = СН4(г) + СO(г) при температуре 647 К равна 23,0 мл/(моль∙с), и 44,8 мл/(моль∙с) при 663

К. Определите температурный коэффициент скорости реакции
и энергию активации реакции (кДж/моль)
1. Согласно правилу Вант-Гоффа
T2 T1
663 647
V2 k 2
γ = 1,52
10
44
,
8
10
,
,
V1 k1
23,0
2. Для вычисления энергии активации записываем уравнение
Аррениуса для двух констант скоростей и разделим одну константу
на другую:
Ea
Ea
E a (T2 T1 )
k1 A e
3.
Ea
R T1
k2 A e
Ea
R T2
.
k2
R T2 R T1
e
e
k1
R T1T2
Полученное выражение логарифмируем и выражаем из него
энергию активации:
k 2 E a (T2 T1 )
R T1T2 k 2
ln
; Ea
ln
k1
R T1T2
T2 T1 k1
Еа = 149051 Дж/моль = 149 кДж/моль
.

11. Энергия активации реакции C2H5Br(г) = C2H4(г) + HBr(г) равна 218 кДж/моль. Определите, во сколько раз увеличится скорость

реакции при повышении температуры от 300 К до 350 К
1. Для решения задачи заменим в уравнении Аррениуса
константу скорости (k) на скорость (v) запишем
преобразованное уравнение:
E a (T2 T1 )
R T1T2
v2
e
v1
2. Значение энергии активации в формулу всегда
подставляется в Дж/моль, т.е. 218000 Дж/моль
218000 ( 350 300)
v2
e 8,314x 300x 350 266000
v1
3. Таким образом, при повышении температуры скорость
реакции увеличится в 2,66∙105 раз

12. Химическое равновесие

• Любая обратимая реакция через некоторое время
после начала реакции приходит в состояние
химического равновесия.
• В химической термодинамике равновесным
состоянием называется такое термодинамическое
состояние, которое при постоянных внешних
условиях не изменяется во времени
• В химической кинетике состоянием равновесия
является такое состояние, при котором скорость
прямой реакции равна скорости обратной

13. Константа равновесия

Для любой обратимой реакции, представленной в общем виде:
aA + bB dD + eE
установлено, что, независимо от того, каковы были начальные
концентрации реагентов, присутствовали или нет продукты реакции,
в состоянии равновесия сохраняется постоянным отношение:
[ D ]d [ E ]e
K
[ A]a [ B]b
где [A], [B], [D], [E] – равновесные молярные концентрации
реагентов и продуктов реакции; a, b, d, e – стехиометрические
коэффициенты в уравнении реакции, К – константа химического
равновесия. Равновесные концентрации твердых веществ равны 1.
Данная формула является математическим выражением закона
действующих масс для равновесия

14. При синтезе аммиака (N2 + 3H2  2NH3) равновесие установилось при следующих концентрациях реагентов (моль/л): [N2] = 2,5; [H2]

При синтезе аммиака (N2 + 3H2 2NH3) равновесие установилось
при следующих концентрациях реагентов (моль/л): [N2] = 2,5;
[H2] = 1,8; [NH3] = 3,6. Вычислить константу равновесия и
исходные концентрации азота и водорода.
1) Вычисляем константу равновесия:
(3,6)2
К = 2,5 (1,8)3 = 0,80
2) Исходная концентрация азота равна равновесной
плюс уменьшение концентрации азота при
протекании реакции. Назовем уменьшение
концентрации азота при протекании реакции
«израсходованной» концентрацией. Тогда:
[N2](исх) = [N2](равн) + [N2](израсх)

15.

«Израсходованную» концентрацию находим по уравнению
реакции, составляя пропорцию:
на образование 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2
3,6
x
x = [N2](израсх) = 3,6 1 = 1,8 моль/л
2
Следовательно: [N2](исх) = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л
3) Таким же образом находим исходную концентрацию
водорода: [Н2](исх) = [Н2](равн) + [Н2](израсх),
на образование 2 моль NH3 расходуется 3 моль Н2
3,6
х
х = [Н2](израсх) = 5,4 моль/л,
[Н2](исх) = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л.

16. Принцип Ле-Шателье

определяет влияние внешних условий на
состояние химического равновесия :
если находящаяся в равновесии система
подвергается внешнему воздействию, то
равновесие смещается в таком направлении,
которое способствует ослаблению этого
воздействия.
Рассмотрим, как влияет на состояние
равновесия введение в систему реагентов,
повышение температуры и давления.

17.

• Введение в равновесную систему
дополнительного количества какого-либо
реагента вызывает смещение равновесия в том
направлении, при котором концентрация этого
вещества уменьшается.
• Повышение давления смещает равновесие в
сторону реакции, идущей с уменьшением объема,
а при понижении давления проявляется обратная
зависимость.
• Повышение температуры вызывает смещение
равновесия в направлении реакции, идущей с
поглощением тепла, а понижение температуры
действует в обратном направлении.

18. В какую сторону смещается равновесие реакции:  СО + Н2О(г)  СО2 + Н2; Hº = –41,2 кДж а) при повышении температуре, б)

В какую сторону смещается равновесие реакции:
СО + Н2О(г) СО2 + Н2; Hº = –41,2 кДж
а) при повышении температуре, б) понижении давления,
в) поглощении паров воды адсорбентом?
а) Здесь прямая реакция – экзотермическая, а обратная
эндотермическая, поэтому при повышении температуры равновесие в
этой системе смещается в сторону образования реагентов, т.е влево.
б) Все вещества в этой реакции – газы, и их количество в левой и
правой частях уравнения одинаковое, следовательно, объём в этой
системе при протекании как прямой, так и обратной реакции, остаётся
постоянным. Поэтому понижение давления на состояние равновесия
не влияет.
в) Вода в этой реакции является реагентом, поглощение адсорбентом
приводит к уменьшению её концентрации, поэтому для ослабления
этого воздействия (восстановления концентрации паров воды)
равновесие в этой системе смещается в сторону образования
реагентов, т.е влево.

19.

Спасибо за внимание
Готова ответить на
ваши вопросы