32 кинетические способы управления химическими процессами

Содержание

Учение о химических процессах. Термодинамические и кинетические методы управления химическими реакциями
Химическая кинетика
Описание
Оглавление
1. Скорость химической реакции
1.1. Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции
1.2. Реакции нулевого порядка
1.3. Реакции первого порядка
1.4. Реакции второго порядка
1.5. Методы определения порядка реакции

Учение о химических процессах. Термодинамические и кинетические методы управления химическими реакциями

В 19 веке происходит интенсивное развитие учения о химических процессах, составившего третий концептуальный уровень химии.

Химической реакцией или химическим процессом называется процесс превращения веществ, который сопровождается изменением их состава и (или) строения. Можно дать и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Концептуальным положением учения о химических процессах является идея о том, что способность к взаимодействию различных химических реагентов зависит не только от химического состава этих исходных веществ, но еще и от ряда факторов: температуры, давления, излучения, наличия растворителей, катализаторов и т.д. В связи с этим важнейшей задачей химии становится задача разработки методов управления химическими процессами с целью получения нужных продуктов реакций в необходимых количествах.

Методы управления химическими процессами можно разделить на термодинамические и кинетические.

Термодинамические методы оказывают влияние на направление протекания химических процессов. Дело в том, что в химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит в связи с тем, что по мере накопления продуктов реакции могут возникнуть условия для протекания реакции в обратном направлении (такие реакции называются обратимыми).

В обратимых реакциях скорость прямой реакции по мере уменьшения концентрации исходных веществ уменьшается, а скорость обратной реакции по мере накопления продуктов реакции, наоборот, возрастает. В конце концов, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакций выравниваются. Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием.

Теоретически состояние химического равновесия при неизменных условиях может сохраняться бесконечно долго. Практически при изменении внешних условий (температуры, давления или концентрации реагентов) равновесие может смещаться в ту или иную сторону. В 1884 г. французский химик Ле Шателье сформулировал принцип, позволяющий выявить методы смещения равновесия в сторону конечных продуктов и получить оптимальный выход реакции.

Выходом реакции называется отношение количества получаемого в действительности продукта к тому количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца, т.е., если бы было израсходовано полностью хотя бы одно из исходных веществ. Очевидно, следует стремиться к максимально возможному выходу реакции. Однако при промышленном производстве конечных продуктов необходимо учитывать множество факторов, в том числе экономические, что может привести к тому, что выход реакции будет меньше. Поэтому и говорят об оптимальном выходе реакции.

Принцип Ле Шателье гласит, что внешнее воздействие (изменение концентрации, давления или температуры) на систему, находящуюся в состоянии равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении, при котором частично компенсируются влияние этих воздействий. Например, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. реакции, идущей с поглощением энергии, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (с выделением энергии). Поэтому, если, например, прямая реакция является эндотермической, то, повышая температуру, можно сместить равновесие в сторону образования конечных продуктов.

Если термодинамические методы позволяют смещать равновесие при химической реакции, то кинетические методы управляют скоростью протекания реакции. Изучением кинетических методов занимается химическая кинетика. Скорость реакции зависит от природы и состояния реагирующих веществ, а также от условий протекания реакции. Важнейшими из них являются концентрация, температура и наличие катализатора.

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ означает, что при одних и тех же условиях реакции с одними исходными веществами происходят быстро, а с другими – медленно, или не идут вообще. Так, например, реакция соединения газообразных водорода и фтора при комнатной температуре протекает взрывообразно, т.е., с большим выделением энергии за короткое время, что свидетельствует о большой скорости реакции. В то же время аналогичная реакция водорода с йодом при тех же условиях практически не идет.

Скорость реакции зависит и от агрегатного состояния реагирующих веществ. Так, реакции в газовой фазе в общем случае происходят быстрее, чем в растворах, а в растворах – быстрее, чем в твердой фазе.

Из общих соображений ясно, что с увеличением концентрации исходных веществ, скорость реакции должна увеличиваться, т.к. при этом увеличивается число молекул, которые могут участвовать в реакции в данный момент времени. С увеличением температуры скорость реакции также возрастает, т.к. с ростом средней кинетической энергии молекул реагирующих веществ увеличивается вероятность их химического превращения при столкновениях.

Наибольшее влияние на скорость реакции оказывает присутствие в системе реагирующих веществ катализатора – вещества, увеличивающего скорость реакции, но не расходующегося в этом процессе. Иногда подобное вещество не ускоряет, а замедляет скорость реакции – тогда его называют ингибитором.

Механизм действия катализаторов весьма сложен и до конца не изучен. Основная гипотеза, объясняющая влияние катализатора на скорость реакции, в упрощенном виде состоит в том, что катализатор реагирует с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение, как правило, с малой энергией активации по отношению ко второму исходному веществу. Это промежуточное соединение вступает в реакцию со вторым исходным веществом, образуя конечный продукт реакции и выделяя катализатор в первоначальном виде. Именно поэтому катализатор в процессе реакции не расходуется.

Следует отметить избирательность действия катализатора. Т.е., если использование данного катализатора позволяет существенно увеличить скорость одной реакции (в некоторых реакциях до 10 10 раз!), то его использование в другой реакции никак не влияет на ее скорость. Поэтому, учитывая роль катализаторов в химическом производстве, одной из важнейших задач современной химии является задача поиска и применения новых более эффективных катализаторов.

При промышленном производстве конечных продуктов комплексное использование термодинамических и кинетических методов управления химическими реакциями позволяет добиться оптимальных условий их проведения.

Источник

Химическая кинетика

Сайт:	MOODLE — Виртуальная среда обучения КНИТУ (КХТИ)
Курс:	Физическая химия
Книга:	Химическая кинетика

Напечатано::	Гость
Дата:	Суббота, 20 Ноябрь 2021, 15:43

Описание

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔС_исх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение V_ист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Т. е. для реакции

аА + bВ + dD + . → еЕ + .

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

1.1. Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции

Т. е. для реакции

аА + bВ + dD + . → еЕ + .

1.2. Реакции нулевого порядка

Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.

1.3. Реакции первого порядка

Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А → В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида (II.6). Подставим в него выражение (II.2):

После интегрирования выражения (II.7) получаем:

Константу интегрирования g определим из начальных условий: в момент времени t = 0 концентрация С равна начальной концентрации С_о. Отсюда следует, что g = ln С_о. Получаем:

Рис. 2.3 Зависимость логарифма концентрации от времени для реакций первого порядка.

Т.о., логарифм концентрации для реакции первого порядка линейно зависит от времени (рис. 2.3) и константа скорости численно равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени.

Из уравнения (II.9) легко получить выражение для константы скорости односторонней реакции первого порядка:

Еще одной кинетической характеристикой реакции является период полупревращения t_1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной. Выразим t_1/2 для реакции первого порядка, учитывая, что С = ½С_о:

Как видно из полученного выражения, период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества.

1.4. Реакции второго порядка

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Рассмотрим простейший случай, когда кинетическое уравнение имеет вид (II.14) или, что то же самое, в уравнении вида (II.15) концентрации исходных веществ одинаковы; уравнение (II.14) в этом случае можно переписать следующим образом:

После разделения переменных и интегрирования получаем:

Постоянную интегрирования g, как и в предыдущем случае, определим из начальных условий. Получим:

Таким образом, для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида (II.14), характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис. 2.4) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

Рис. 2.4 Зависимость обратной концентрации от времени для реакций второго порядка.

Если начальные концентрации реагирующих веществ C_о,А и C_о,В различны, то константу скорости реакции находят интегрированием уравнения (II.21), в котором C_А и C_В – концентрации реагирующих веществ в момент времени t от начала реакции:

В этом случае для константы скорости получаем выражение

Порядок химической реакции есть формально-кинетическое понятие, физический смысл которого для элементарных (одностадийных) реакций заключается в следующем: порядок реакции равен числу одновременно изменяющихся концентраций. В случае элементарных реакций порядок реакции может быть равен сумме коэффициентов в стехиометрическом уравнении реакции; однако в общем случае порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и зависит от условий проведения реакции. Рассмотрим в качестве примера элементарную реакцию гидролиза этилового эфира уксусной кислоты (этилацетата), кинетика которой изучается в лабораторном практикуме по физической химии:

Если проводить эту реакцию при близких концентрациях этилацетата и воды, то общий порядок реакции равен двум и кинетическое уравнение имеет следующий вид:

При проведении этой же реакции в условиях большого избытка одного из реагентов (воды или этилацетата) концентрация вещества, находящегося в избытке, практически не изменяется и может быть включена в константу скорости; кинетическое уравнение для двух возможных случаев принимает следующий вид:

2) Избыток этилацетата:

В этих случаях мы имеем дело с так назывемой реакцией псевдопервого порядка. Проведение реакции при большом избытке одного из исходных веществ используется для определения частных порядков реакции.

1.5. Методы определения порядка реакции

Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда. Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.

Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид:

Зависимость концентрации от времени

Если построить графики этих зависимостей на основании опытных данных, то лишь одна из них будет являться прямой линией. Если, например, график, построенный по опытным данным, оказался прямолинейным к координатах lnC = f(t), то частный порядок реакции по данному веществу равен единице.

Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Подставляя в приведённые в таблице уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляют значения константы скорости. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остаётся постоянной во времени.

Выражение для константы скорости

Метод определения времени полупревращения заключается в определении t_1/2 для нескольких начальных концентраций. Как видно из приведённых в таблице уравнений, для реакции первого порядка время полупревращения не зависит от C_o, для реакции второго порядка – обратно пропорционально C_o, и для реакции третьего порядка – обратно пропорционально квадрату начальной концентрации.