Содержание
-
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Скорость химической реакции - -развитие реакции во времени Лектор Мирошниченко Ю.Ю. pptcloud.ru
-
План лекции
1. Основные понятия 2. Классификация процессов 3. Скорость химической реакции 4. Влияние концентрации реагента на скорость реакции 5. Влияние температуры на скорость 6. Явление катализа
-
Химическая кинетика- раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций Термодинамика- наука о макросистемах Химическая кинетикарассматривает их механизм реакций на уровне отдельных частиц Кинетика и термодинамикадают целостное представление о закономерностях протекания реакций
-
Классификация процессов по фазовому составу
1) гомогенные- протекающие по всему объему реагирующих веществ 2) гетерогенные- протекающие на границе фаз 3) топохимическиеc изменением структуры реагирующих твердых в-в Пример: разложение карбонатов при to CaCO3 (кр)=CaO(кр)+CO2 (газ)
-
Классификация по механизму реакции
Механизм реакций- совокупность элементарных стадий слагающих процесс Простой процесс- протекает в одну стадию (реагент продукт) Сложный процесс– многостадийный(реагент промежуточные продуктыконечный продукт)
-
Молекулярность реакций
По числу молекул одновременно участвующих в хим. превращении простые реакции делятся на: Мономолекулярные N2O4 = 2NO2 Бимолекулярные NO + H2O = NO2 + H2 Тримолекулярные 2NO + Cl2 = 2NOCl
-
Сложные реакции делятся по механизму на: последовательные 2N2O5 = 4NO2 + O2 1) N2O5 = N2O3 + O2 2) N2O3 + N2O5 = 4NO2 Параллельные 3KClO4 + KCl 4KClO3 4KCl + 6O2
-
Цепные - неразветвленные р-ции
Это реакции, в которых возникают промежуточные активные частицы, вызывающее большое число (цепь) превращений исходной молекулы Пример:H2+Cl2 = 2HCl Cl2 = 2Cl• H2 + Cl• = HCl + H• H• + Cl2 = HCl + Cl• и т.д. h
-
Цепные - разветвленные реакции
Н2 + 0,5О2 = Н2О Зарождение цепи:Н2+ О2= 2ОН Развитие цепи:ОН + Н2 = Н2О + Н Разветвление цепи:Н+О2 = ОН + О О + Н2 = ОН + Н Обрыв цепей:ОН + ОН Н2О2 О + О О2 Обрыв цепи осуществляютингибиторами [Pb(C2H5)4 , добавляемый в бензин]
-
Лимитирующая стадия
это самая медленная стадия в сложном процессе и скорость ее протекания определяет (лимитирует) скорость всего процесса
-
Скорость химической реакции
это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхностираздела фаз для гетерогенных реакций: Vгом = = Vгетер = n Vt n St C t
-
Скорость как функция изменения концентрации
Взаимодействия атомов и молекул фиксировать невозможно, поэтому о скоростях реакций судят по изменению различных параметров: концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени,(а также массы, давления, объема, окраски, электропроводности, и т. д.)
-
Скорость средняя и мгновенная
Средняя скорость: Мгновенная скорость: С2 С1 t1 t2 C t C t dC dt
-
Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: aA + bB = cC + dD Vt = - = - = = dCA dt dCD dt dCB dt dCC dt
-
Общая закономерность
Скорость химической реакции, проводимой без добавления реагентов извне, максимальна в начале (конц-ции реагентов мах) и минимальна в конце (конц-я реагентов - мin)
-
Реакции, скорость которых постоянна: Автокаталитические реакции - скорость возрастаетскорость возрастает в некоторые промежутки времени от начала реакции(продукты реакции являются её катализаторами) Автоколебательные реакции- скорость то ум-ся, то ув-ся
-
Факторы, влияющие на скорость реакции
Природа Концентрация веществ Температура Катализаторы На скорость гетерогенных р-ций кроме того влияет величина поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества На скорость цепных реакций – размеры и форма реакционного сосуда
-
Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакций
Закон действующихмасс К. Гульдберг, П. Вааге (1867), Я. Вант-Гофф (1877) Скорость простой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов в степени их стехиом-х коэффициентов
-
В общем случае: aA + bB + dD + ..... V = kC C C ...... a A b B d D
-
Кинетическое уравнение
Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое выражение ЗДМ: V = k C C V– скорость реакции k– константа скорости реакции CA и CB– молярные конц-ции реаг-в аиb– кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно a A b B
-
Пример записи кинетического уравнения простой реакции
1) C2H5OH = C2H4 + H2O V=kС(C2H5OH) 2) 2HI = H2 + I2 V = k С2(HI) 3) 2NO + Cl2 = 2NOCl V = k C2(NO)C(Cl2) Общий кинетич-й порядок простой реакции равен ее молекулярности
-
V = = f(С)
v а)n=0v б)n=1 v в) n>1 Графическое определение n 0 c 0c 0c dc dt
-
Кинетическое уравнение сложной реакции
аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или дробные числа, определяются опытным путем (не совпадает с коэффициентами в уравнении) m A n B
-
Пример:Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Как изменилась скорость реакции , если кинетическое уравнение сложной цепной реакции имеет вид: V = k [H2]0,4 • [O2]0,3 Решение: При росте Р в 10 раз [H2] и [O2] ув-ся в 10 раз, тогда V1= k(10[H2])0,4(10[O2])0,3 = 100,7 Ответ:Cк-ть увел-сь в 100,7, т.е. в 5 раз
-
Константа скорости реакции
Физ. смысл kвытекает изV = k C C При конц-циях реагентов CA = CB = 1 моль/л - это удельная скорость реакции Константа при постоянной toзависит только от природы веществ и не зависит от их концентрации Размерность К n=0, [K] = [моль/лс] n=1, [K] = [1/с] n=2, [K] = [л/мольc] a A b B
-
Период полупревращения
Время полупревращения (t1/2) для реакций называют периодом полураспада (не зависит от начальной концентрации вещества) n = 0; t1/2 = C0/2k n = 1; t1/2 = 0,69/k n = 2; t1/2=1/C0k
-
Скорость гетерогенных реакций
зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в газовой фазе или в растворе V=kSуд(реаг)С(реаг) Пример:CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(г) V=kSуд(CaO)С(CO2) Sуд(CaO)– уд. поверхность оксида
-
Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Пример: записать кинетическое уравнение гетерогенной реакции: C(к) + O2(г) = CO2 (г) объяснить, почему на тепловых электростанциях уголь перед сжиганием измельчают Ответ:V = kSуд(C)С(O2) или V =ki С(O2)
-
Константа равновесия с позиции кинетики
Для простой обратимой реакции: аА+bВ сС+dД V= Vпр–Vобр=kпрC C –kобрC C В состоянии равновесия: Vпр=Vобр; kпр[A]a[B]b=kобр[C]c[Д]d a A b B c C d D
-
Зависимость скорости оттемпературы
(Правило Вант-Гоффа) При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой реакции возрастает в 2 4 раза: Т Т0 , - темпер-ый коэф-т
-
Теория активации Аррениуса
Хим. реакция может происходить только при столкновении активных частиц, т.е. тех, которые обладают характерной для данной реакции энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками частиц
-
Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие
-
Cогласно молекулярно-кинетической теории газовдля каждой системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до 500кДж/моль
-
Еа- велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость – велика Уравнение Аррениуса
-
ПРЕДЭКСПОНЕНТА И ЭКСПОНЕНТА
Предэкспоненциальный множитель (А) дает некоторую характеристику полного числа столкновений доля результативных столкновений
-
Распределение молекул газа по их энергии при различных to(Исследования Максвелла – Больцмана)
При ув-ии to доля молекул, имеющих энергию Еа ув-ся Это приводит к увеличению скорости
-
ЕIа А+В А...В С...D Еа H Ход реакции Е Е3 Е1 Е2 А…В– активир. комплекс Е1, Е2,,,,Е3 - средняя энергия молекул реагентов, продуктов, переходного состояния Еа = Е3 - Е1 - энергия активации. Еа` - энергия активацииобратной р-ции Энергетический профиль экзотермической реакции
-
Промежуточный активированный комплекс
2HI H2 + I2 I I I I H H H H Реагенты Активированный Продукты комплекс
-
Определение энергии активации
-
Графическое определение Еа
Еаи А находят из графика варрениусовских координатах (ln k1/Т) ln k lnА 1/T
-
Способы активации молекул
термический светом ионизирующее излучение , - излучение корпускулярные и др. механохимическая звуковая активация
-
Катализ
-
Катализ–это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции Каталитические реакции– это реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и продуктах
-
Катализатор– это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Еапромежуточных стадий с участием катализатора меньше,чемЕар-ции без катализатора
-
Энергетический профиль реакции
А + В = АВ (без катализатора) А+ В + К[AK] + В[AKB] AB + K (с кат.)
-
2HI = H2+ I2; Еа=184 кДж/моль Еак = 69 кДж/моль в присутствии кат-ра (Pt),тогда при 500 К:
-
Гомогенный катализ
(кат-р и реагент образуют одну фазу) Пример: получение SO3окислением SO2 в технологии получения H2SO4Катализатор NO2; все вещества - газы 1) SO2 +NO2= SO3 + NO 2) NO + 1/2О2 =NO2 SO2 + 1/2О2 = SO3
-
Гетерогенный катализ
Получение H2SO4 с помощью Pt кат-ра SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г) Эффективность гетерогенных кат-ров больше чем гомогенных Скорость реакций в гомогенном катализе зависит от концентрации кат-ра, а для гетерогенного - от его удельной поверхности
Нет комментариев для данной презентации
Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.