Химическая кинетика. Классификация химических реакций

Размещено на http://www.allbest.ru/

Курсовая работа

по дисциплине «Физическая химия»

на тему «Химическая кинетика. Классификация химических реакций»

Содержание

• Введение
• 1. Химическая кинетика. Классификация химических реакций
• 1.1 Основные понятия химической кинетики
• 1.1.1 Скорость химической реакции
• 1.1.2 Константа скорости реакции
• 1.1.3 Молекулярность реакции
• 1.1.4 Порядок реакции
• 1.1.5 Время полупревращения
• 1.2 Химическое равновесие. Закон действующих масс
• 1.2.1 Химическое равновесие
• 1.2.2 Закон действующих масс
• 1.3. Условия протекания реакции
• 1.4 Классификация химических реакций
• 1.5 Теории химической кинетики
• 1.5.1 Теория активных соударений
• 1.5.2 Теория активного комплекса
• 2. Фазовые превращения в двухкомпонентной системе Ru-Sc (рутений-скандий)
• 2.1 Диаграмма состояния. Основные понятия
• 2.2 Правило фаз Гиббса
• 2.3 Правило рычага
• 2.4 Диаграмма состояния. Характеристика диаграммы “Ru-Sc”
• Заключение
• Список использованной литературы

Введение

Кинетика химических реакций, учение о химических процессах -- о законах их протекания во времени, скоростях и механизмах. При исследовании химических реакций, в частности, используемых в химической технологии, применяют как методы химической термодинамики, так и методы химической кинетики.

Химическая термодинамика позволяет вычислить тепловой эффект данной реакции, а также предсказать, осуществима ли данная реакция и ее состояние равновесия, т. е. предел, до которого она может протекать. Для этого необходимо иметь данные о термодинамических параметрах всех компонентов только в начальном и конечном состояниях системы. Но для практики нужно знать не только возможность осуществления данной реакции, но и скорость ее протекания. Ответ на этот вопрос дает химическая кинетика. Для получения кинетических закономерностей должны быть известны не только начальное и конечное состояния системы, но и путь, по которому протекает реакция, а он обычно заранее неизвестен. Поэтому получить кинетические закономерности сложнее, чем термодинамические. Зная эти закономерности (математическую модель) изучаемой химической реакции и ее кинетические параметры, можно рассчитать ее скорость н оптимальные условия проведения в промышленном реакторе.

С исследованиями кинетики химических реакций связаны важнейшие направления современной химии и химической промышленности: разработка рациональных принципов управления химическими процессами; стимулирование полезных и торможение и подавление нежелательных химических реакций; создание новых и усовершенствование существующих процессов и аппаратов в химической технологии; изучение поведения химических продуктов, материалов и изделий из них в различных условиях применения и эксплуатации.

1. Химическая кинетика. Класификация химических реакций

1.1 Основные понятия химической кинетики

Химическая кинетика - это учение о скорости и механизме процесса и его зависимости от различных факторов, позволяющих ускорить или замедлить ход реакции [1].

1.1.1 Скорость химической реакции

Скорость химической реакции - изменение количества вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции, в единицу времени в единице объема:

где n_i - число молей (или молекул).

Это выражение используют со знаком «+», если скорость определяется по образующемуся в реакции веществу, в противном случае - со знаком «-».

Для наиболее простых по кинетике гомогенных реакций опыт показывает, что: при постоянной температуре скорость данной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причём каждая из концентраций участвует в степени, в простейших случаях равной коэффициенту перед формулой данного вещества в уравнении реакции[1].

В химической кинетике различаю среднюю и истинную скорость реакции. Средняя скорость равна отношению: Дc/Дt

Истинная скорость химической реакции определяется производной концентрации по времени:

1.1.2 Константа скорости реакции

Константа скорости реакции К численно равна скорости реакции при условии, что концентрация всех реагирующих веществ равна единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и его концентрации, и от среды, в которой протекает реакция.

1.1.3 Молекулярность реакции

Молекулярность - это количество частиц (молекул, атомов, ионов), участвующих в элементарной реакции. В мономолекулярной реакции участвует единственная молекула реагента: это или изомеризация (А>В), или разложение (А>В+С).

Бимолекулярные реакции - это те, в которых две одинаковые или не-одинаковые молекулы реагентов взаимодействуют с образованием одной или нескольких молекул продукта. Это или реакции соединения, обратные реакциям разложения

А +В>АВ

2А>А₂

или реакции обмена

А +В>С+D

2А>С+D

Тримолекулярные реакции встречаются относительно редко, так как происходят при одновременном столкновении трех молекул с образованием продукта.

А + В + С > продукты

Молекулярность не ограничивается процессами с участием стабильных молекул, но распространяется и на реакции с участием атомов, свободных радикалов, ионов. Следовательно, распад ацетильного радикала в процессе разложения ацетальдегида.

CH₃CO^. > CH₃^. + CO

Является мономолекулярной реакцией, в то время как рекомбинация метильных радикалов представляет собой бимолекулярный процесс:

CH₃+ CH₃ > С₂Н₆

Если бы рекомбинация происходила в присутствии третьей молекулы, называемой третьей частицей, забирающей избыток энергии, то это была бы тримолекулярная реакция:

CH₃ + CH₃ + М> С₂Н₆ + М

Таким образом, термин молекулярность предназначен исключительно для описания процессов, происходящих в одну элементарную стадию. Реакции, в которых молекулы реагентов дают молекулы продуктов в одну элементарную стадию, редки. Если реакция сложная, установление молекулярности необходимо для каждой элементарной стадии[2].

1.1.4 Порядок реакции

Порядок реакции определяется по более формальному признаку, чем её молекулярность - по виду уравнения, выражающего зависимость скорости от концентраций реагирующих веществ

Где - частные порядки соответственно по веществу .

Сумма показателей ( в кинетическом уравнении определяет порядок реакции n в целом. Значение совпадают со стехиометрическими коэффициентами, если реакция протекает в одну стадию.

Реакции могут быть нулевого, первого, второго, третьего, и дробного порядка.

Реакциями нулевого порядка называют процессы, в которых скорость процесса сохраняется постоянной во времени. Это встречается в некоторых гетерогенных системах, если:

концентрация реагента автоматически поддерживается постоянной;

если это фотохимические или каталитические реакции и скорость реакции определяется не концентрацией реагирующего вещества, а некоторыми другими ограничивающими факторами (количеством поглощённого света или количеством катализатора).

Дробный порядок свидетельствует о сложном(ступенчатом) механизме протекания реакции[3].

1.1.5 Время полупревращения

Время полупревращения (период полураспада)- промежуток времени, в течение которого реагирует половина взятого количества вещества.

Время полупревращения для реакции второго порядка обратно пропорциональна начальной концентрацией реагирующих веществ.

1.2 Химическое равновесие. Закон действующих масс

1.2.1 Химическое равновесие

Химическим равновесием называется такое состояние обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, и вследствие этого состав системы со временем не изменяется. Равновесие устанавливается не потому, что процесс прекратился, а в результате протекания процесса одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью, т.е. равновесие имеет динамический характер [2].

Устойчивое химическое равновесие подразумевает следующие условия:

возможность достижения равновесия с двух сторон (при прямой и обратной реакции);

равновесие является динамичным (устанавливается вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов);

равновесие подвижно (если прекратить внешнее воздействие, то равновесие восстановится и будет неизменным при сохранении внешних условий);

характеризуется минимальным значением характеристической функции.

Положения термодинамики могут быть применены к химическим процессам, направление протекания которых, а также условия наступления равновесного состояния должны подчиняться общим термодинамическим закономерностям. Математическим выражением законов термодинамики для равновесия химических процессов является закон действующих масс[3].

1.2.2 Закон действующих масс

Стехиометрия закона действующих масс (степени, в которых находятся концентрации) для равновесия является произвольной при сохранении постоянного соотношения между коэффициентами, определяемого природой реакции. Кинетический закон действующих масс в предельном случае приводит к выражению закона действующих масс для равновесия данной элементарной реакции. Такое соответствие возможно, если элементарные реакции в обоих направлениях протекают вплоть до равновесия независимо, не влияя друг на друга. В отличие от закона действующих масс для равновесия, количественное выражение кинетического закона действующих масс строго однозначно, соответствует механизму элементарного взаимодействия и отвечающему этому механизму стехиометрическому уравнению.

Отсюда вытекает следствие: в выражении кинетического закона действующих масс в соответствии с физическим смыслом этого закона показатели степеней могут быть только целочисленными и положительными, отвечающими величинам стехиометрических коэффициентов, входящих в уравнение элементарных реакций. Название закона действующих выражает смысл, приданный этому закону его авторами, которые под термином «действующие массы» понимали именно концентрации вступающих во взаимодействие частиц. Как отмечает Гаммет, закон действующих масс может считаться одним из наиболее твердо установленных обобщений в химии[4].

1.3 Условия протекания реакции

Чтобы дать ответ на вопрос о возможности протекания той или иной реакции, о ее направлении и глубине необходимо воспользоваться II - законом термодинамики, который может быть сформулирован следующим образом: любой самопроизвольно протекающий процесс, а также и химическая реакция, идет в том направлении, которое сопровождается уменьшением свободной энергии в системе (при постоянных температуре и давлении) или энергии Гельмгольца (при постоянных температуре и объеме).

Свободная энергия или Энергия Гиббса - это та часть всей энергии системы, которую можно использовать для совершения максимальной работы.

Энергия Гельмгольца -- это та часть внутренней энергии системы, также определяющая работоспособность и может быть применена для совершения максимальной работы.

При протекании химических реакций единовременно совершаются два направления: стремление простых частиц объединиться в более сложные, а также стремление сложных частиц к распаду на более простые.

Они не зависят друг от друга и их величины противоположны, и процесс идет в сторону той реакции, при которой изменение величины больше. Разность между этими величинами определяет свободную энергию реакции (при постоянных температуре и давлении). Ее изменение в реакции определяется разностью сумм энергий Гиббса конечных продуктов реакции и исходных веществ:

При постоянных температуре и давлении изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией следующим выражением:

Здесь изменение энергии Гиббса учитывает одновременно изменение энергетического запаса системы и степень ее беспорядка (самопроизвольность протекания процесса).

Т.к. энергияfГиббса является меройdсамопроизвольности протекания процесса, то между знаком ДG для любой реакции и ее самопроизвольным протеканием (при постоянных температуре и давлении) существуют такие зависимости:

Если ДG отрицательно (ДG<0), то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Если ДG равно нулю (ДG=0), то реакция находится в равновесном состоянии.

Если ДG положительно (ДG>0), то реакция протекать самопроизвольно в прямом направлении не может. Однако обратная реакция идет самопроизвольно[3].

1.4 Классификация химических реакций

На рисунке 1.1 изображена классификация химических реакций.

Рисунок 1.1 Классификация химических реакций

Простые химические реакции - химическая реакции, протекающие в одну стадию, без образования промежуточных веществ.

Делятся на:

Мономолекулярные

Бимолекулярные

Трёхмолекулярные

Сложные химические реакции - реакции протекающие более чем в одну стадию.

Последовательными называются сложные реакции, протекающие таким образом, что вещества, образующиеся в результате одной стадии (т.е. продукты этой стадии), являются исходными веществами для другой стадии. Схематически последовательную реакцию можно изобразить следующим образом: А --> В --> С --> ...

Число стадий и веществ, принимающих участие в каждой из стадий, может быть различным.

Параллельными называют химические реакции, в которых одни и те же исходные вещества одновременно могут образовывать различные продукты реакции, например, два или более изомера:

Сопряжёнными принято называть сложные реакции, протекающие следующим образом:

1) А + В --> С

2) А + D --> Е,

причём одна из реакций может протекать самостоятельно, а вторая возможна только при наличии первой. Вещество А, общее для обеих реакций, носит название актор, вещество В - индуктор, вещество D, взаимодействующее с А только при наличии первой реакции - акцептор. Например, бензол в водном растворе не окисляется пероксидом водорода, но при добавлении солей Fe(II) происходит превращение его в фенол и дифенил. Механизм реакции следующий. На первой стадии образуются свободные радикалы:

Fe²⁺ + H₂O₂ --> Fe³⁺ + OH- + OH-

которые реагируют с ионами Fe²⁺ и бензолом:

Fe²⁺ + OH- --> Fe³⁺ + OH-

C₆H₆ + OH- --> C₆H₅- + H₂O

Происходит также рекомбинация радикалов:

C₆H₅- + OH- --> C₆H₅ОН

C₆H₅- + C₆H₅- --> C₆H₅-C₆H₅

Обе реакции протекают с участием общего промежуточного свободного радикала OH-.

Цепными называют реакции, состоящие из ряда взаимосвязанных стадий, когда частицы, образующиеся в результате каждой стадии, генерируют последующие стадии. Как правило, цепные реакции протекают с участием свободных радикалов. Для всех цепных реакций характерны три типичные стадии, которые мы рассмотрим на примере фотохимической реакции образования хлороводорода.

1. Зарождение цепи (инициация):

Сl₂ + hн --> 2 Сl-

2. Развитие цепи:

Н₂ + Сl- --> НСl + Н-

Н- + Сl₂ --> НСl + Сl-

Стадия развития цепи характеризуется числом молекул продукта реакции, приходящихся на одну активную частицу - длиной цепи.

3. Обрыв цепи (рекомбинация):

Н- + Н- --> Н₂

Сl- + Сl- --> Сl₂

Н- + Сl- --> НСl

Обрыв цепи возможен также при взаимодействии активных частиц с материалом стенки сосуда, в котором проводится реакция, поэтому скорость цепных реакций может зависеть от материала и даже от формы реакционного сосуда.

Реакция образования хлороводорода является примером неразветвленной цепной реакции - реакции, в которой на одну прореагировавшую активную частицу приходится не более одной вновь возникающей. Разветвленными называют цепные реакции, в которых на каждую прореагировавшую активную частицу приходится более одной вновь возникающей, т.е. число активных частиц в ходе реакции постоянно возрастает. Примером разветвленной цепной реакции является реакция взаимодействия водорода с кислородом[4]:

1. Инициация:

Н₂ + О₂ --> Н₂О + О-

2. Развитие цепи:

О- + Н₂ --> Н- + ОН-

Н- + О₂ --> О- + ОН-

ОН- + Н₂ --> Н₂О + Н-

1.5 Теории химической кинетики

1.5.1 Теория активных соударений

Одной из первых теорий, объясняющей механизм химических реакций была теория активных столкновений. Эта теория считала, что химическая реакция является результатом столкновения взаимодействующих частиц.

Шведский физико-химик Сванте Аррениус предположил, что взаимодействуют лишь частицы, обладающие избыточной энергией.

Аррениус вывел закономерность, по которой скорость химической реакции зависит от температуры в виде следующего уравнения:

W = A exp[-E/(RT)],

где А - множитель, отражающий количество соударений реагентов (активных столкновений), которое приводит к химической реакции между ними.

Реакцию вступают не все частицы системы, а лишь те, которые обладают некоторой избыточной энергией, по сравнению со средней энергией остальных частиц. В противном случае все реакции протекали бы со взрывом. Аррениус назвал эту избыточную энергию - энергией активации.

Максвелл (в 1859 году) и Больцман (в 1869-71) открыли одну из важнейших закономерностей молекулярной физики и физики вообще, связав энергию молекулы с температурой:

N_E= N₀ exp[-E/(RT)],

Где N_E- доля молекул с энергией E, N₀ - общее количество молекул в изучаемой системе, T - температура, R - универсальная газовая постоянная.

Закон Максвелла-Больцмана показывает распределение молекул по энергиям их движения в идеальном газе. Он был выведен теоретически и подтвержден большим количеством экспериментов.

Таким образом, экспериментально найденная зависимость скорости реакции от температуры была подтверждена законом распределения молекул по энергиям. Это удивительное совпадение и логическое объяснение одного итого же явления двумя независимыми науками выдвинуло теорию активных столкновений в ранг классических научных теорий. Основа теории активных столкновений:

Для того чтобы произошла химическая реакция, молекулы реагентов должны:

столкнуться;

обладать достаточной энергией - энергией активации;

иметь благоприятную ориентацию для скорейшего взаимодействия друг с другом.

Энергии активации по ТАС должна по своему значению быть близкой энергии связи в молекуле, которая разрушается в ходе химической реакции. Так и получилось в первых кинетических экспериментах, образцом здесь стала реакция взаимодействия газообразных йода и водорода. Однако во многих других газофазных реакциях этого не наблюдалось.

Стали учитывать не только поступательную, но и вращательную, а также колебательную составляющую энергии молекулы. Но в большинстве случаев и здесь результаты расчета и эксперимента серьезно расходились.

Таким образом, теория активных столкновений установила связь между скоростью химической реакции, размером молекул, энергией их поступательного движения, частотой столкновений, но не объясняет, почему энергия молекулы, необходимая для вступления в реакцию (энергия активации), обычно намного меньше энергии химической связи, которую нужно разорвать, для того чтобы реакция произошла[5].

1.5.2 Теория активного комплекса

В попытках устранить недостатки теории активных столкновений ученые предложили новую теорию химической кинетики. Они предположили, что химическая реакция между началом и завершением претерпевает некое «переходное состояние», как его назвали Эванс и Поляни, при котором образуется неустойчивый «активированный комплекс» (термин Эйринга). Энергия активации как раз и требуется для достижения этого состояния, при котором вероятность успешного завершения реакции весьма велика. Поэтому энергия активации и может быть меньшей, чем энергия разрыва исходных химических связей.

Суть теории переходного состояния (активированного комплекса):

1) частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, которая превращается в потенциальную, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии;

2)разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации;

3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами;

4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химических связей, процессы образования новых связей и разрушения старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.

Время существования активированного комплекса равно периоду колебания одной молекулы (10^-13 с), поэтому он не может быть обнаружен экспериментально и, соответственно, его нельзя выделить и изучить. Следовательно, доказать истинность теории переходного состояния можно только с помощью расчетов.

Переходное состояние - состояние системы, при котором уравновешены разрушение и создание связи. В переходном состоянии система находится в течение небольшого (10^-15 с) времени. Энергия, которую необходимо затратить, чтобы привести систему в переходное состояние, называется энергией активации. В многоступенчатых реакциях, которые включают в себя несколько переходных состояний, энергия активации соответствует наибольшему значению энергии. После преодоления переходного состояния молекулы вновь разлетаются с разрушением старых связей и образованием новых или с преобразованием исходных связей. Оба варианта возможны, так как происходят с высвобождением энергии. Существуют вещества, способные уменьшить энергию активации для данной реакции.

Активные молекулы А₂ и B₂ при столкновении объединяются в промежуточный активный комплекс А₂...В₂ с ослаблением, а затем и разрывом связей А-А и В-В и упрочнением связей А-В.

На рисунке 1.2 изображено взаимодействие активных молекул.



Рисунок 1.2 Взаимодействие активных молекул

Путь реакции через образование активного (активированного) комплекса энергетически более выгоден, чем путь через полный разрыв связей исходных молекулах. Через образование промежуточных активных комплексов происходит подавляющее большинство реакций. Положения теории активного комплекса разработаны Г. Эйрингом и М. Поляни в 30 годах XX в.

Энергия активации представляет собой избыток кинетической энергии частиц относительно средней энергии, необходимой для химического превращения сталкивающихся частиц. Реакции характеризуются различными величинами энергии активации (Е_а). В большинстве случаев энергия активации химических реакций между нейтральными молекулами составляет от 80 до 240 кДж/моль. Для биохимических процессов значения Е_а зачастую ниже - до 20 кДж/моль. Это объясняется тем, что абсолютное большинство биохимических процессов протекает через стадию фермент-субстратных комплексов. Энергетические барьеры ограничивают протекание реакции. Благодаря этому в принципе возможные реакции (при G <0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

Для осуществления реакции молекулы при столкновении должны быть определенным образом ориентированы и обладать достаточной энергией. Вероятность надлежащей ориентации при столкновении характеризуют с помощью энтропии активации ДSa[5].

2. Фазовые превращения в двухкомпонентной системе Ru-Sc (рутений-скандий)

2.1 Диаграмма состояния. Основные понятия

Диаграммой состояния -- называется графическое изображение соотношений между параметрами состояния.

Фигуративная точка - каждая точка на диаграмме состояния, которая определяет численные значения параметров, характеризующих данное состояние системы.

Используя диаграмму состояния, можно установить:

1.Виды фазовых превращений в системе при повышении или понижении температуры и изменении концентрации компонентов.

2.Температуры начала и окончания процессов плавления и кристаллизации (температура солидуса и ликвидуса).

3.Количество возможных химических соединений между компонентами системы и условия их существования.

4.Температуры и количество полиморфных превращений.

5.Количество сосуществующих фаз в системе при различных температурах и составах смесей.

6.Последовательность кристаллизационных процессов при охлаждении расплавленных смесей.

7.Количественное соотношение между фазами при различных температурах в процессе нагревания и охлаждения.

На рисунке 2.1 представлена диаграмма состояния двухкомпонентной системы с эвтектикой.

Линия, выше которой находится поле однофазного расплава, называется ликвидус.

Линия, ниже которой находится только твердая фаза, называется солидус.



Рисунок 2.1 -- Диаграмма состояния с эвтектикой

Точка Е -- эвтектика, т.е. тройная точка. В ней в равновесии находится три фазы: две твердых фазы и одна жидкая фаза.

На рисунке 2.2 представлена диаграмма состояния двухкомпонентной системы, в которой компоненты: А и В образуют химическое соединение, плавящееся конгруэнтно.

Рисунок 2.2 -- Диаграмма состояния с химическим соединением, плавящимся конгруэнтно

Вертикаль, проведенная от точки состава химического соединения А_mВ_n до линии ликвидуса, характеризует плавление смеси, отвечающей составу А_mВ_n. Смесь будет плавиться при определенной температуре, соответствующей максимуму на кривой ликвидуса. При этом расплав будет иметь тот же химический состав, что и исходное химическое соединение (конгруэнтное плавление) [6].

На рисунке 2.3 представлена диаграмма состояния двухкомпонентной системы, в которой компоненты А и В образуют химическое соединение, плавящееся инконгруэнтно.

Рисунок 2.3 - Диаграмма состояния с химическим соединением, плавящимся инконгруэнтно

При таком плавлении соединение выделяет жидкую фазу и твердое вещество, отличающееся по составу от исходного соединения, т.е. распадается на две фазы. Диаграмма состояния характеризуется одной эвтектикой Е между компонентами А и А_mВ_n и наличием слабо выраженного перегиба «u» на кривой ликвидуса. При температуре Т_u химическое соединение разлагается на жидкость состава «u» и твердое вещество В. Точка «u» называется перитектика (переходная точка), выше которой химическое соединение А_mВ_n существовать не может.

На рисунке 2.4 представлена диаграмма состояния двухкомпонентной системы, в которой компоненты А и В образуют ограниченный твердый раствор [4].

Обозначения: S_A(B) -- раствор компонента В в компоненте А, т.е. твердый раствор с преобладанием компонента А. S_В(А) -- раствор компонента А в компоненте В, т.е. твердый раствор с преобладанием компонента В.

Компоненты в этой системе не выпадают в чистом виде.



Рисунок 2.4 Диаграмма состояния с ограниченным твердым раствором

В области асdb сосуществуют два насыщенных твердых раствора, составы которых при понижении температуры перемещаются по линиям ас и db.

2.2 Правило фаз Гиббса

Одним из самых общих законов физической химии является закон равновесия фаз или правило Гиббса. Правило фаз основано на ‡U законе термодинамики и относится к системам, находящимся в равновесии.

Гомогенные - это такие системы, внутри которых свойства изменяются непрерывно при переходе от одного места к другому. Частным случаем гомогенной системы является физически однородная система.

Гетерогенные - это такие системы, которые состоят из нескольких физически однородных, или гомогенных тел, так что внутри систем имеются разрывы непрерывности в изменении их свойств.

Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, равно числу независимых компонентов минус число фаз плюс 2:

Цифра 2 обозначает, что на систему действует два внешних параметра - давление и температура. Если один из параметров постоянный, число уменьшается на единицу.

Системы классифицируются:

1.По числу фаз: однофазные, двухфазные, трехфазные и т.д.;

2.По числу независимых компонентов: однокомпонентные, двойные, тройные, и т.д.:

3. По числу степеней свободы: инвариантные (С=0), моновариантные (С=1), дивариантные (С=2), тривариантные (С=3) и т.д. [6].

2.3 Правило рычага

Если одна фаза распадается на две фазы, то соотношение между ними обратно пропорционально отрезкам, соединяющим состав исходной фазы с составами полученных фаз.

Левая часть представляет собой соотношение между количеством твердой и жидкой фаз при температуре , а в правой части - [ab] - отрезок от состава исходной до состава полученной жидкой фазы, [bc] - отрезок от состояния исходной до состояния полученной твёрдой фазы.

При построении кривых охлаждения необходимо учитывать следующие правила:

1. На кривой охлаждения чистого вещества присутствует горизонтальная площадка, соответствующая температуре плавления этого вещества;

2. На кривой охлаждения эвтектического или перитектического сплава присутствует горизонтальная площадка, соответствующая температуре эвтектики или температуре плавления этого вещества;

3. На кривой охлаждения сплава A с B наблюдается перегиб, соответствующий точки пересечения пути кристаллизации с линией ликвидуса и горизонтальная площадка, соответствующая температуре эвтектики;

4. На кривых охлаждения будут присутствовать только перегибы, соответствующие пересечению с линиями на пути кристаллизации, если путь не проходит через эвтектическую линию или эвтектика на диаграмме отсутствует [6].

2.4 Диаграмма состояния. Характеристика диаграммы “Ru-Sc”

Рутений Ru - химический элемент, атомный номер - 44, атомная масса 101,07 , плотность 12,41 , Температура кипения 4350 К.[7].

Скандий Sc - химический элемент, атомный номер - 21, атомная масса 44,955 , плотность 2,99 , Температура кипения 3110 К. [7].

Диаграмма состояния Ru-Sc, изображена на рисунке 2.5, построена методами дифференциального термического, микроструктурного анализа и рентгеноструктурного анализа.

Сплавы выплавляли в дуговой печи в атмосфере, использовали Ru чистотой 99,96 % (по массе) и дистиллированный Sc с чистотой 99,8 % (по массе).

В системе установлено существование трёх соединений. Соединение RuSc(I), Ru₂Sc (II) и Ru₄Sc₁₁ (RuSc₃)(III).

Данные по кристаллической структуре соединений системы Ru-Sc представлены в таблице 2.1 [8].

Таблица 2.1 -Кристаллическая структура соединений системы RuSc

Соединение	Прототип	Символ Пирсона	Параметры решетки, нм
			a	с
Ru2Sc	MgZn2	hp12 p63/mms	0,5119	0,8542
	CSCl	cP2 Pm3m	0,3203	--
Ru4Sc11	Ir4Sc11	cF120 Fm3m	--	--

На рисунке 2.5 изображена диаграмма состояния Ru-Sc.

Рисунок 2.5 - Диаграмма состояния Ru-Sc

В системе наблюдается 2 эвтектических равновесия1) E₁ - Т = 1790 ^оС (Ru 84%, Sc 16%); 2) E₂ - Т = 1110 ^оС (Ru 12%, Sc 88%).

Элементы данной диаграммы :

Ликвидус - T_Ru-E₁-b-c-E₂-T_Sc.

Солидус - s₁-E₁-s₂- p₁-s₃-s₄-s₅- p₂-E₂-s₆

T_Ru - температура плавления Ru, она равна 2334°С.

T_Sc - температура плавления Sc, она равна 1541°С.

Е_{1 -} точка эвтектики, в этой точке в равновесии находится состав S_Ru(Sc)+I, при температуре 1790°С, содержание компонентов: Ru 84%, Sc 16%.

Е_{2 -} точка эвтектики, в этой точке в равновесии находится состав III +S_Sc(Ru), при температуре 1110°С, содержание компонентов: Ru 12%, Sc 88%.

C - точка эвтектики, в этой точке в равновесии находится состав RuSc, при температуре 2200°С, содержание компонентов: Ru 50%, Sc 50%.

На диаграмме 2 перитектики, обозначенные точками p₁, p_2.

p_{1 -} температура 1840°С и содержанием компонентов: Ru 68%, Sc 32%.

p_{2 -} температура 1510°С и содержанием компонентов: Ru 28%, Sc 72%.

Соединению I (Ru₂Sc) соответствует прямая, опущенная из точки p₁ на диаграмме состояния при составе Ru 70% и Sc 30 %. Данное соединение плавится инконгруэнтно при температуре 1840 ^оС и распадается на RuSc + Ж.

Соединению II (RuSc) соответствует прямая, опущенная из точки c на диаграмме состояния при составе Ru 50% и Sc 50 %. Данное соединение плавится конгруэнтно в точке с при температуре 2200 ^оС. Это соединение претерпевает полиморфное превращение в интервале температур 2200-1840 ^оС.

Соединению III (Ru₄Sc₁₁) соответствует прямая, опущенная из точки p₂ на диаграмме состояния при составе Ru 30% и Sc 70 % плавится инконгруэнтно при температуре 1510^оС.

Твёрдый раствор S_Ru(Sc), максимальная растворимость Sc в нём 1,5 %.

На участке 93-100% Sc, при температуре 1337 ^оС происходит полиморфное превращение в(Sc) в d(Sc).

Пути кристаллизации в точках:

1. Ж >Ж+ Ru>Ru+I.

2. Ж > Ж+I+II>I+II.

3. Ж > Ж + II > II.

4. Ж > Ж + II+III> II+III.

5: Ж > Ж + III+в-Sc> III+б-Sc

Правило рычага для точки X:

92% Ru + 8 % Sc

На рисунке 2.6 изображены кривые охлаждения системы

Рисунок 2.6 - Кривые охлаждения

химический кинетика фазовый реакция

Заключение

Таким образом, химическая кинетика трактует качественные и количественные изменения в ходе химического процесса, происходящие во времени. Обычно эту общую задачу подразделяют на две более конкретные:

1) выявление механизма реакции - установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения);

2) количественное описание химической реакции - установление строгих соотношений, которые могли бы удовлетворительно предсказывать изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции.

В химической кинетике реакции подразделяют по следующим признакам:

1.Число молекул, участвующих в реакции. Молекулярность реакции определяется числом молекул, принимающих участие в элементарном акте химического превращения. Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции.

2. Природа частиц, участвующих в элементарном акте реакции.

Реакции, в которых участвуют молекулы, называются молекулярными. Реакции с участием атомов или свободных радикалов называются цепными, с участием ионов - ионными.

3.Число фаз реакционной системы. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей хотя бы одной поверхностью раздела. Фаза может быть механически отделена от других фаз системы.

4.По признаку обратимости: обратимые и необратимые. Теоретически все химические процессы являются обратимыми, т.е. могут протекать как в прямом, так и обратном направлениях.

По числу стадий: элементарные и сложные. При элементарной реакции в системе протекает только один процесс. Подавляющее большинство являются сложными и представляют собой суммарный результат нескольких последовательных элементарных стадий. Как правило, химическая реакция протекает в несколько промежуточных стадий, которые, складываясь, дают суммарную реакцию.

Скорость каждой химической реакции зависит как от природы реагирующих веществ, так и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из этих условий являются: концентрация, температура и присутствие катализатора. Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость химической реакции.

Во второй части работы был проведён анализ диаграммы, а именно: определение солидуса, ликвидуса, точек эвтектики и перитектики, описание соединений и точек плавления.

Список использованной литературы

1. Буланова А.В. Физическая химия. Часть II. Кинетика и катализ: лабораторный практикум / А.В. Буланова. - Самара, 2006. - 35с.

2. Кубасов А.А. Химическая кинетика и катализ. Часть 1 / А.А. Кубасов. - М., 2004 г.-144с.

3. Зенин Г.С., Гокан В.Е., Пенкина Н.В. Физическая химия: часть 2, химическая кинетика / Г.С. Зенин. - Санкт-Петербург, 2004. - 201с.

4. Киреев В.А. Краткий курс физической химии / В.А. Киреев. - Москва,1978 г.- 624с.

5. Колпакова Н.А., Колпаков В.А., Романенко С.В. Физическая химия. Учебное пособие / Н.А. Колпакова, В.А. Колпаков, С.В. Романенко. - Томск,2004 г. - 168 с.

6. Колонтаева Т.В. Физическая химия: учебно-методическое пособие по выполнению практических и курсовых работ для студентов специальностей 1-38 01 04 <<Микро - и наносистемная техника>> и 1-41 01 01 <<Технология материалов и компонентов электронной техники>> / Т.В. Колонтаева. - Минск: БНТУ,2013. - 89 с.

7. Редкол.: Зефиров Н.С. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. -- М.: Советская энциклопедия, 1995. -- Т. 4. -- 639 с.

8. Лякишев П.Н. Диаграммы состояния двойных металлических систем: Д44 Справочник: В 3 т.: Т.2 / Под общ. ред. Н.П. Лякишева - М.: Машиностроение, 1997. -1024с.

Размещено на Allbest.ru

...