1. Основные понятия и постулаты химической кинетики
Химическая кинетика - раздел физической химии, изучающий скорости химических реакций. Основные задачи химической кинетики: 1) расчет скоростей реакций и определение кинетических кривых, т.е. зависимости концентраций реагирующих веществ от времени (прямая задача); 2) определение механизмов реакций по кинетическим кривым (обратная задача).
Скорость химической реакции описывает изменение концентраций реагирующих веществ в единицу времени. Для реакции
aA + bB + ... dD + eE + ...
скорость реакции определяется следующим образом:
,
где квадратные скобки обозначают концентрацию вещества (обычно измеряется в моль/л), t - время; a, b, d, e - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. Зависимость скорости реакции от концентрации описывается основным постулатом химической кинетики - законом действующих масс:
Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна текущим концентрациям реагирующих веществ, возведенным в некоторые степени:
,
где k - константа скорости (не зависящая от концентрации); x, y - некоторые числа, которые называют порядком реакции по веществам A и B, соответственно. Эти числа в общем случае никак не связаны с коэффициентами a и b в уравнении реакции. Сумма показателей степеней x + y называется общим порядком реакции. Порядок реакции может быть положительным или отрицательным, целым или дробным.
Большинство химических реакций состоит из нескольких стадий, называемых элементарными реакциями. Под элементарной реакцией обычно понимают единичный акт образования или разрыва химической связи, протекающий через образование переходного комплекса. Число частиц, участвующих в элементарной реакции, называют молекулярностью реакции. Элементарные реакции бывают только трех типов: мономолекулярные (A rarrow.gif (63 bytes) B + ...), бимолекулярные (A + B rarrow.gif (63 bytes) D + ...) и тримолекулярные (2A + B rarrow.gif (63 bytes) D + ...). Для элементарных реакций общий порядок равен молекулярности, а порядки по веществам равны коэффициентам в уравнении реакции.
ПРИМЕРЫ
Пример 1-1. Скорость образования NO в реакции 2NOBr(г) rarrow.gif (63 bytes) 2NO(г) + Br2(г) равна 1.6. 10-4 моль/(л. с). Чему равна скорость реакции и скорость расходования NOBr?
Решение. По определению, скорость реакции равна:
моль/(л. с).
Из этого же определения следует, что скорость расходования NOBr равна скорости образования NO с обратным знаком:
моль/(л. с).
Пример 1-2. В реакции 2-го порядка A + B rarrow.gif (63 bytes) D начальные концентрации веществ A и B равны, соответственно, 2.0 моль/л и 3.0 моль/л. Скорость реакции равна 1.2. 10-3 моль/(л. с) при [A] = 1.5 моль/л. Рассчитайте константу скорости и скорость реакции при [B] = 1.5 моль/л.
Решение. По закону действующих масс, в любой момент времени скорость реакции равна:
.
К моменту времени, когда [A] = 1.5 моль/л, прореагировало по 0.5 моль/л веществ A и B, поэтому [B] = 3 – 0.5 = 2.5 моль/л. Константа скорости равна:
л/(моль. с).
К моменту времени, когда [B] = 1.5 моль/л, прореагировало по 1.5 моль/л веществ A и B, поэтому [A] = 2 – 1.5 = 0.5 моль/л. Скорость реакции равна:
моль/(л. с).
чтобы доказать присутствие кислорода достаточно в сосуд опустить тлеющую лучинку, в кислороде она вспыхнет
При разложении соединений марганца (+7) и (+4):
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
При разложении перхлоратов:
2KClO4 → KClO2 + KCl + 3O2
При разложении пероксидов:
2H2O2 ↔ 2H2O + O2
При нагревании оксидов неактивных металлов:
2Аg2O ↔ 4Аg + O2
2. 2Ca+O2 - 2CaO
4P+5O2 - 2P2O5
H2+ZnO-H2O+Zn
3. 2H2+O2 - 2H2O вода
2H2O -t- 2H2+O2 кислород
С+O2- CO2 оксид углерода четырехвалентный
