N Жидкость Ж. +А

Фазовая диаграмма жидкость – твердое в-во
для смеси А и В
Жидкость
Ж.
+В
е
а1
а2
а3
Твердое тело
NА
е – точка эвтектики
Ж.
+А
а4
а5
Химическая кинетика и катализ
Предмет изучения: скорость и механизм протекания
химических процессов в различных средах при различных
условиях
Скорость химической реакции – это изменение концентрации
реагирующих веществ в единицу времени
dC
 
dt
моль/(л×с)
C2  C1
C
 

t
t2  t1
 0
концентрация
8
исходные
продукты
4
0
0
2
4
6
8
время
 
dCпрод
dt
dCисх
 
dt
Основной постулат: скорость химической реакции
пропорциональна концентрации реагирующих веществ,
взятых в некоторых степенях
dC
 
 к С
dt
к – константа скорости химической реакции
С – концентрация исходных веществ
А В С  D
  к  С A  CB
Элементарные реакции. Молекулярность
Элементарные реакции – это реакции, протекающие в
одну стадию, без образования промежуточных продуктов
Молекулярность – число молекул, участвующих в
элементарной реакции.
Мономолекулярные реакции:
М I  M II
Бимолекулярные реакции:
H 2  I 2  2 HI
Тримолекулярные реакции:
2NO  H 2  N 2O  H 2O
Порядок реакции
Порядок реакции по веществу – это показатель степени при
концентрации вещества в уравнение для скорости реакции
Общий порядок реакции – это сумма порядков по каждому
веществу, вступающему в реакцию
АM
  к  СA
aА  bВ  cС  dD
  к С C
a
A
b
B
Порядок реакции = a  b
Кинетика необратимой реакции I-ого порядка
АM
dC
 
 к  СA
dt
dC

 к t
CA
lnC  kt  const
размерность к: с-1
ln C0  const
С0 – начальная концентрация веществ (t=0)
ln C  ln C0  kt
lnC
ln C  ln C0  kt
6
- tgα = k
lnС0
4
α
2
0
-2
0
1
2
3
t
4
Кинетика необратимой реакции II-ого порядка
А В С  D
  к  С A  CB
  к С
2
размерность к:
л/(моль×с)
С A  CB
dC
2

 к С
dt
1
 кt  const
C
1
const 
C0
1
1
 кt 
C
C0
1/C
tgα = k
8
α
6
4
t
2
-1
0
1
2
3
4
Время полупревращения
t1/2 – время, за которое прореагирует половина
начального количества исходного вещества
Реакции I-ого порядка:
C
ln
 k  t1/ 2
C0
C  0,5C0
C0
ln
 k  t1/ 2
0,5C0
t1/ 2
ln 2

k
Реакции II-ого порядка:
1 1

 к  t1/ 2
C C0
1
1

 к  t1/ 2
0,5C0 C0
t1/ 2
1

к  C0
Типы химических реакций
• Последовательные
А В С
К1
• Параллельные
К2
К1
В
К2
С
А
• Обратимые
А
К1
К2
В
   1  2  к1  С A  к2  CB
Влияние температуры на скорость химической реакции
• Правило Вант-Гоффа
kT2
kT1

T2 T1
10
kT 10

 24
kT
• Уравнение Аррениуса
A
ln k  B 
T
B  ln k0
Ea
ln k  ln k0 
RT
Ea
A
R
k  k0 e
Ea

RT
lnk
Ea
ln k  ln k0 
RT
6
lnk0
- tgα = Ea/R
4
α
2
0
-2
0
1
2
3
T
4
потенциальная энергия
Еа
исходные
продукты
Механизм реакции
Бимолекулярные реакции
• Емол< Ea
• Емол> Ea
Мономолекулярные реакции
АB
Теория Линдемана
k1

А  A A  A
А* - активированная молекула А

А B

k2
А  A2A