Химическая кинетика и катализ

Московский государственный технический университет
имени Н.Э. Баумана

Е.Е. Гончаренко, Ф.З. Бадаев, А.М. Голубев

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
И КАТАЛИЗ

Методические указания
к выполнению лабораторных работ
по курсу «Физическая и коллоидная химия»

Москва
Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана
2012

УДК 541.128
ББК 24.54
Г65

Г65

Рецензент Б.Е. Винтайкин

Гончаренко Е.Е.
Химическая кинетика и катализ : метод. указания к выполнению лабораторных работ / Е.Е. Гончаренко, Ф.З. Бадаев,
А.М. Голубев. – М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2012. –
48, [4] с. : ил.

Рассмотрены основные закономерности кинетики гомогенных химических реакций, а также механизм каталитических процессов.
Приведены методики выполнения двух лабораторных работ с применением компьютерной технологии, примеры решения задач и контрольные задания.
Для студентов третьего курса, обучающихся по специальностям
«Безопасность жизнедеятельности в техносфере», «Охрана окружающей среды и рациональное использование природных ресурсов».
Рекомендовано Учебно-методической комиссией НУК ФН МГТУ
им. Н.Э. Баумана.
УДК 541.128
ББК 24.54

c⃝ МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2012

ВВЕДЕНИЕ

Химическая кинетика — раздел физической химии, занимающийся изучением скоростей химических процессов, а также
механизма их протекания. Химическая кинетика имеет важное
значение для экологии, так как позволяет определять скорость
протекания экологических процессов и оценивать влияние на нее
различных факторов.
Наряду с закономерностями химической кинетики в методических указаниях рассматривается явление катализа — изменения
скорости реакции под влиянием веществ, называемых катализаторами. Каталитические реакции широко используются в химической технологии и лежат в основе важнейших крупнотоннажных
производств, в том числе производства аммиака и каучука. Помимо
этого каталитические реакции характерны для процессов, протекающих в живых организмах.
Предлагаемые лабораторные работы, выполняемые с применением компьютерной технологии, знакомят студентов с методами
определения и расчета константы скорости реакции, энергии активации, порядка реакции, скоростей химических реакций при различных значениях температуры, а также позволяют приобрести навыки компьютерной обработки данных, полученных экспериментально. Выполнение лабораторных работ по разделу «Химическая
кинетика и катализ» позволит студентам закрепить теоретический
материал, рассмотренный на лекциях, по разделу «Кинетика гомогенных и каталитических процессов».

1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

1.1. Основные понятия и определения

Скорость гомогенной химической реакции. Скорость — важнейшая количественная характеристика любой химической реакции. Наиболее общим является определение скорости реакции r
(от англ. rate — скорость) как скорости возрастания степени завершенности реакции ξ, которую называют химической переменной.
Пусть в закрытой системе протекает химическая реакция

νAA + νBB → νDD + νFF,

где A, B, D, F — вещества, участвующие в реакции; νA, νB, νD,
νF — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Тогда химическая переменная ξ, характеризующая глубину протекания реакции по i-му компоненту, определяется соотношением

ξ = ni − n0i
νi
,
(1)

где ni — число молей i-го компонента в момент времени t; n0i —
число молей i-го компонента в начальный момент времени (t = 0);
νi — стехиометрический коэффициент в уравнении реакции. Скорость гомогенной химической реакции r определяется как изменение глубины протекания реакции в единицу времени в единице
объема системы:

r = 1
V
dξ
dt ,
(2)

где V — объем системы; t — время реакции. Определенная таким образом скорость реакции не зависит от выбора компонента

4

и практически одинакова для различных веществ, участвующих в
реакции. Дифференциальная форма уравнения (1) выглядит так:

dξ = dni
νi
.

С учетом этого из уравнения (2) можно получить следующее соотношение:

r =
1
νiV
dni
dt .
(3)

Величина

ri = ± 1
V
dni
dt
(4)

называется скоростью реакции по i-му компоненту. Она характеризует изменение количества i-го вещества ni (в молях) в единицу
времени в единице объема системы. Таким образом, скорость реакции в целом и скорости реакции по отдельным компонентам
связаны соотношением

r = 1
νi
r i.
(5)

Выражения (3) и (4) являются строгими определениями скорости реакции, справедливыми и для системы с переменным объемом. На практике часто пользуются более простым соотношением, пригодным для описания реакции в системе с постоянным
объемом. Если в закрытой системе протекание гомогенной реакции
не сопровождается изменением объема, то

dni
V
= dCi; ri = ±dCi
dt ,
(6)

скорость реакции

r = 1
νi

dCi
dt .
(7)

Здесь Ci — концентрация i-го вещества.
Таким образом, скорость реакции (при постоянном объеме)
представляет собой изменение концентрации данного компонента
в единицу времени.
Скорость
является
положительной
величиной,
поскольку
dCi > 0, поэтому в уравнении (6) используют знак плюс, если

5

скорость реакции определяют по изменению концентрации продукта реакции, и знак минус, если ее определяют по изменению
концентрации одного из исходных веществ.
Изменения концентраций реагентов в процессе реакции пропорциональны друг другу, так как количества взаимодействующих
исходных веществ и образующихся продуктов связаны уравнением
химической реакции. Например, для реакции

νAA + νBB → νDD + νFF

справедливо соотношение

r = − 1
νA

dCA
dt
= − 1
νB

dCB
dt
= 1
νD

dCD
dt
= 1
νF

dCF
dt .
(8)

Кинетическая кривая. Скорость гомогенной реакции, протекающей в закрытой системе, экспериментально определяют измерением концентрации i-го реагента (Ci) в различные моменты
времени. Полученные данные представляют в виде графической
зависимости Ci = f(t), которую называют кинетической кривой.
На рис. 1 приведены типичные кинетические кривые для элементарной химической реакции А → В. Скорость реакции по i-му
компоненту ri в момент времени t соответствует тангенсу угла наклона касательной, проведенной к кинетической кривой, в точке,
соответствующей моменту времени t.

Рис. 1. Кинетические кривые для исходного вещества (А) и продукта
реакции (В) (r = tg α)

Еще одной важной кинетической характеристикой реакции
является время (период) полупревращения
(t1/2) — время, не
6